+ H - Politechnika Wrocławska

10.Chemia roztworów
Irena Zubel
Wydział Elektroniki Mikrosystemów i Fotoniki
Politechnika Wrocławska
(na prawach rękopisu)
Klasyfikacja roztworów
Roztworem nazywamy jednorodny układ, złoŜony z rozpuszczalnika i fazy
rozpuszczonej.
Roztwór –układ dyspersyjny, złoŜony z fazy dyspersyjnej (rozpuszczalnika) i fazy
zdyspergowanej (substancji rozpuszczonej)
Układy homogeniczne
roztwory właściwe
Φ < 1nm
Układy heterogeniczne
roztwory koloidalne
1nm <Φ <200nm
zawiesiny, emulsje
Φ > 200nm
zole-ciecz+ subst. stała
aerozole – gaz+ subst. stała lub ciecz
• Roztwory wodne i niewodne
• Roztwory elektrolitów i nieelektrolitów
Roztwory właściwe. Proces rozpuszczania.
•Rozdrobnienie substancji rozpuszczonej: Φ < 1nm
•Rozpuszczalniki: woda, alkohol, aceton…
•Roztwory występują: w fazie stałej, w fazie ciekłej, w fazie gazowej
Zajmiemy się roztworami ciekłymi, wodnymi.
Roztwory wodne:
•roztwory elektrolitów – substancja rozpuszczona w postaci jonów
•roztwory nieelektrolitów – substancja rozpuszczona to cząsteczki elektrycznie
obojętne (związki organiczne, tlenki i wodorki nie reagujące z wodą)
Rozpuszczanie:
Etap I - proces endotermiczny (-CI):
- pokonanie sił spójności między cząsteczkami substancji rozpuszczanej,
- pokonanie sił spójności między cząsteczkami rozpuszczalnika.
Etap II - proces egzotermiczny (+CII):
Solwatacja – przyłączanie polarnych cząsteczek rozpuszczalnika do jonów lub
cząsteczek substancji rozpuszczonej
Hydratacja – solwatacja w roztworach wodnych
Roztwory właściwe. Proces rozpuszczania.
Rozpuszczanie kryształów o wiązaniach jonowych
Oddziaływania między jonami w ośrodku
o przenikalności dielektrycznej εr:
F=
Q1 ⋅ Q2
4πε 0ε r r 2
Woda: εr = 80 (25°C)
Alkohol: εr =26
Benzen: εr =2,3
Rozpuszczanie substancji o wiązaniach kowalencyjnych
proces
egzotermiczny
-CI +CII > 0
cząsteczka HCl (gaz) - stadium pośrednie
-
roztwór
Rozpuszczania, roztwarzanie, równowaga.
Rozpuszczanie – jest procesem odwracalnym, moŜna odzyskać rozpuszczoną
substancję przez odparowanie rozpuszczalnika.
Rozpuszczalność ciał stałych na ogół wzrasta z temperaturą,
rozpuszczalność gazów – maleje z temperaturą.
Roztwarzanie - przejście substancji stałej do roztworu w wyniku reakcji
chemicznej, zwykle nie jest procesem odwracalnym, np. Na+H2O=NaOH+½ H 2
Rozpuszczalność – masa substancji rozpuszczonej (wyraŜona w gramach),
rozpuszczona w 100 g rozpuszczalnika (T,p=const.), potrzebna do utworzenia
roztworu nasyconego.
Roztwór nasycony – roztwór zawierający maksymalną ilość substancji
rozpuszczonej (dla T i p = const.) - stan równowagi dynamicznej miedzy
szybkością rozpuszczania i szybkością wydzielania się substancji rozpuszczonej.
Roztwór przesycony – roztwór zawierający nadmiar substancji rozpuszczonej,
która nie krystalizuje z powodu braku zarodków krystalizacji (równowaga pozorna)
Rozpuszczania, krystalizacja
Rozpuszczalność = f(T)
krzywa a – rozpuszczalność
krzywa b –maksymalne przesycenie
równowaga pozorna – między a i b
Rozpuszczalność + krystalizacja
OA- ochładzanie roztworu nienasyconego
A- stan nasycenia
AB –przesycenie (zamiast AC)
B – maksymalne przesycenie
StęŜenie roztworów
StęŜenie roztworu –stosunek ilości substancji rozpuszczonej do ilości
rozpuszczalnika lub roztworu
StęŜenie procentowe masowe
m
ms
C p = s 100% =
100%
mr
ms + mrozp.
StęŜenie procentowe objętościowe
Cp =
Vs
Vs
100% =
100%
Vr
Vs + Vrozp.
StęŜenie molowe
ns
ms
CM = =
[mol / dcm 3 ]
Vr M s ⋅ Vr
ms –masa subst. rozpuszczonej, [g], [kg]
mr – masa roztworu [g], [kg]
mrozp. – masa rozpuszczalnika, [g], [kg]
Vs –obj. subst. rozpuszczonej [cm3],[dcm3]
Vr – obj. roztworu [cm3], [dcm3]
Vrozp. – obj rozpuszczalnika [cm3], [dcm3]
ms –masa subst. rozpuszczonej [g]
ns –liczba moli subst. rozpuszczonej [mol]
Vr – obj. roztworu [dcm3]
Ms – masa molowa subst. rozpuszczonej
[g/mol]
StęŜenie roztworów
StęŜenie molarne
ns
ms
Cm =
[mol / kg ]
=
mr M s ⋅ mr
StęŜenie normalne
nG
ms
=
CN =
[ wal / dcm 3 ]
Vr Gs ⋅ Vr
Ułamek molowy
nA
n A + nB
nB
XB =
n A + nB
XA =
X A + XB =1
ms –masa subst. rozpuszczonej, [g]
ns –liczba moli subst. rozpuszczonej, [mol]
mr – masa rozpuszczalnika, [kg]
Ms – masa molowa subst. rozpuszczonej,
[g/mol]
ms –masa subst. rozpuszczonej [g]
nG –liczba gramorównowaŜników subst.
rozpuszczonej [wal]
Vr – obj. roztworu [dcm3]
Gs – gramorównowaŜnik subst.
rozpuszczonej [g/wal]
XA – względna zawartość substancji A
XB – względna zawartość substancji B
nA – liczba moli substancji A
nB – liczba moli substancji B
Parametry charakteryzujące roztwory.
1. PręŜność par nad roztworem
2. Temperatura wrzenia i krzepnięcia
3. Dyfuzja w roztworach
4. Osmoza
5. Dysocjacja elektrolityczna
6. Aktywność jonów
7. Stała dysocjacji elektrolitycznej
8. Hydroliza
9. Rozpuszczalność
Roztwór – rozpuszczalnik.
PręŜność par nad roztworem.
Prawo Raoulta – pręŜność pary nasyconej nad roztworem nielotnej
substancji jest mniejsza niŜ nad czystym rozpuszczalnikiem. Względne
obniŜenie pręŜności pary nad roztworem jest równe ułamkowi molowemu
substancji rozpuszczonej.
P0 – ciśnienie pary czystego rozpuszczalnika
n
∆P
P - ciśnienie cząstkowe rozpuszczalnika nad
=
=x
P0 n + N
roztworem
X – ułamek molowy substancji rozpuszczonej
∆P = P0 -P
n – liczba moli substancji rozpuszczonej
N – liczba moli rozpuszczalnika
P
<
P0
rozpuszczalnik
roztwór
rozpuszczalnik
roztwór
Samorzutne przechodzenie
rozpuszczalnika do roztworu
Temperatura wrzenia i krzepnięcia.
Konsekwencja zmiany pręŜności par nad roztworem jest wzrost temperatury
wrzenia i obniŜenie temperatur krzepnięcia roztworów w stosunku do czystego
rozpuszczalnika.
1 – pręŜność pary czystej wody
2 – pręŜność pary nad roztworem
∆Tk –obniŜenie temperatury
krzepnięcia roztworu
∆Te – podwyŜszenie temperatury
wrzenia roztworu
ciśnienie atmosferyczne
Diagram fazowy wody i roztworu
Temperatura wrzenia i krzepnięcia.
ObniŜenie temperatury wrzenia i podwyŜszenia temperatury krzepnięcia
są wprost proporcjonalne do ilości substancji rozpuszczonej w danej
ilości wagowej rozpuszczalnika (do stęŜenia molarnego roztworu)
ms –masa subst. rozpuszczonej, [g]
∆Tk = Ek · Cm
Cm –stęŜenie molarne roztworu [mol/kg]
ms
mr – masa rozpuszczalnika, [kg]
∆Tk = Ek ⋅
Ms – masa molowa subst. rozpuszczonej, [g/mol]
M s ⋅ mr
∆Te = Ee · Cm
∆Te = Ee ⋅
ms
M s ⋅ mr
Ek – stała krioskopowa rozpuszczalnika, molowe
obniŜenie temperatury krzepnięcia -zmiana temp.
krzepnięcia, spowodowana dodaniem 1 mola
substancji do1 kg rozpuszczalnika
Ee – stała ebulioskopwa rozpuszczalnika, molowe
podwyŜszenie temperatury wrzenia -zmiana temp.
wrzenia, spowodowana dodaniem 1 mola substancji
do1 kg rozpuszczalnika
Stałe krioskopowe i ebulioskopowe niektórych rozpuszczalników
Dyfuzja w roztworach
Dyfuzja - rozprzestrzenianie się cząsteczek substancji stałych, ciekłych
lub gazowych, wywołane nieustannym ruchem cząsteczek
Szybkość dyfuzji (prawo Ficka):
dc
V = −D ⋅ S ⋅
dx
dn
V =−
dt
Dyfuzja na granicy ciecz- ciecz
dc – róŜnica stęŜeń substancji w dwóch warstwach cieczy odległych o dx
S – przekrój warstwy, przez która zachodzi dyfuzja
D – współczynnik dyfuzji
dn/dt –zmiana liczby moli substancji dyfundującej w jednostce czasu przez pow. S
Osmoza
Osmoza - jednostronna dyfuzja rozpuszczalnika przez błonę
półprzepuszczalną
Małe cząsteczki wody przechodzą do roztworu, gdzie
stęŜenie wody jest mniejsze. Błona nie przepuszcza duŜych
cząsteczek substancji rozpuszczonej.
Ciśnienie osmotyczne –jeŜeli osmoza zachodzi w
zamkniętym naczyniu (prawo van’t Hoffa):
roztwór
Π=c·R·T
C – stęŜenie molowe roztworu [mol/dcm3]
woda
R – stała gazowa
T - temperatura [K]
błona
półprzepuszczalna
Osmometr
Dysocjacja elektrolityczna
Dysocjacja elektrolityczna – proces rozpadu substancji na jony pod wpływem
rozpuszczalnika
Elektrolity – substancje, które podczas rozpuszczania rozpadają się na jony
W wodzie – najlepiej dysocjują substancje o wiązaniach jonowych i
kowalencyjnych spolaryzowanych.
wiązania kowalencyjne
wiązania jonowe
Dysocjacja elektrolityczna
Schemat dysocjacji:
AB ↔ A+ + B- lub
AnBm ↔nA m+ + mB n+
Przykłady:
HNO3 ↔ H+ + NO3 –
Mg(OH)2 ↔ Mg2+ + 2OHCa3(PO4)2↔ 3Ca2++ 2PO43-
Stopień dysocjacji –stosunek liczby cząsteczek N
(moli cząsteczek n) rozpadających się na jony do
ogólnej liczby cząsteczek (moli cząsteczek)
wprowadzonych do roztworu
N zd
α=
N0
0 < α <1
lub
nzd
α=
⋅100%
n0
0% < α < 100%
Stopień dysocjacji zaleŜy od:
•rodzaju elektrolitu
W roztworze panuje równowaga
•stęŜenia roztworu (wzrasta z rozcieńczeniem
między cząsteczkami
roztworu)
niezdysocjowanymi i jonami.
•temperatury (wzrasta ze wzrostem temperatury
•obecności innych substancji w roztworze
Dysocjacja elektrolityczna.
Moc elektrolitów
Elektrolity mocne (α ≈ 100%):
•część kwasów nieorganicznych, np. HCl, HBr, HI, H2SO4, HNO3, HClO4,
•wodorotlenki litowców i berylowców (z wyjątkiem Be(OH)2 i Mg(OH)2),
•prawie wszystkie rozpuszczalne sole (wyjątek: niektóre sole rtęci, kadmu i cynku).
•Elektrolity słabe (α = kilka%):
•część kwasów nieorganicznych, np. H2S, HCN, H2CO3, H2SO3, H3BO3,
•część wodorotlenków nieorganicznych, np. NH4OH, większość wodorotlenków
metali II- i III- wartościowych,
•większość kwasów organicznych, np. CH3COOH, HCOOH.
•Elektrolity średniej mocy:
•H3PO4, H3AsO4, Mg(OH)2.
Aktywność jonów
• Mocne elektrolity są dobrymi przewodnikami prądu.
• Przepływ prądu związany jest z przepływem masy (jonów)
• Elektrolity nazywane są przewodnikami elektryczności drugiego rodzaju.
• Przewodnictwo maleje ze wzrostem stęŜenia (α < 100%) – oddziaływanie
elektrostatyczne między jonami róŜnoimiennymi.
Aktywność jonów:
a=f·C
f - współczynnik aktywności
C- stęŜenie roztworu.
a – wyznaczane jest doświadczalnie na podstawie przewodnictwa (a < α, f <1).
f=1 – dla roztworów o nieskończenie wielkim rozcieńczeniu.
Stopień dysocjacji elektrolitów mocnych zaleŜy od stęŜenia roztworu.
α = 1 dla roztworów o duŜym rozcieńczeniu.
Stała dysocjacji elektrolitycznej
W słabych elektrolitach występuje równowaga miedzy cząsteczkami
niezdysocjowanymi i jonami. Jest to równowaga dynamiczna, reakcja dysocjacji
zachodzi w obie strony:
HNO2 ↔ H+ + NO2-
Mg(OH)2 ↔ Mg+ + 2OH-
Miarą mocy słabych elektrolitów jest stała równowagi reakcji dysocjacji.
Stała dysocjacji –stosunek iloczynu stęŜeń jonów do stęŜenia cząsteczek
niezdysocjowanych
−
K HNO2
[ H + ] ⋅ [ NO2 ]
=
[ HNO2 ]
K Mg (OH ) 2
[ Mg 2+ ] ⋅ [OH − ]2
=
[ Mg (OH ) 2 ]
• Stała K jest charakterystyczna dla danego elektrolitu,
• nie zaleŜy od stęŜenia elektrolitu (nie wyznacza się dla mocnych elektrolitów),
• jej wartość rośnie ze wzrostem temperatury.
Stała dysocjacji elektrolitycznej
Dysocjacja wielostopniowa (np. H2CO3, H3PO4, Fe(OH)2):
Etap I. H2CO3 ↔H+ + HCO3-
K1=4,5·10-7
Etap II. HCO3- ↔ H+ + CO3K2=4,7·10-11
Dysocjacja w kolejnych etapach słabnie: K1>K2>K3
Elektrolity słabe: K< 10-4
Elektrolity średniej mocy: 10-4<K<10-2
Elektrolity mocne: K>1 (nie określa się stałej dysocjacji)
H2SO3
H2SO4
HF
HNO3
H3PO4
K1 = 1,6 · 10-2
K2 = 6,3 · 10-8
K1 = ok. 103
K2 = 1,2 · 10-2
K = 6,3 · 10-4
K = 25
K1 = 7,5 · 10-3
K2 = 6,3 · 10-8
K3 = 1,3 · 10-12
Al(OH)3
AgOH
NH3 (aq)
Cu(OH)2
Fe(OH)2
Fe(OH)3
Mg(OH)2
K3 = 1,4 · 10-9
K = 1,1 · 10-4
K = 1,8 · 10-5
K2 = 1,3 · 10-4
K2 = 1,3 · 10-4
K2 = 1,8 · 10-11
K3 = 1,4 · 10-12
K2 = 2,5 · 10-3
Stała dysocjacji elektrolitycznej
Ogólny przypadek dysocjacji wielostopniowej:
Etap I: A + B ↔ C + D
Etap II: C + D ↔ E + F
Reakcja sumaryczna:
K1 =
[C ][ D]
[ A][ B]
K2 =
A+B↔E+F
K = K1 ⋅ K 2
K1=4,5·10-7,
K2=4,7·10-11,
Przypadek ogólny:
K = 2·10-17
aA + bB ↔ cC + dD
[C ]c [ D]d
K=
[ A]a [ B]b
Prawo działania mas C. M. Guldberga, P. Waagego
[ E ][ F ]
[C ][ D]
Prawo rozcieńczeń Ostwalda
Prawo rozcieńczeń dotyczy słabych elektrolitów, dysocjujących na jeden jon
dodatni i jeden ujemny.
Stopień dysocjacji :
α=
nzd
n0
n0 = c – stęŜenie molowe roztworu
nzd = α ⋅ c
α << 1
αc ⋅ αc α 2 c
K=
=
≈ α 2 ⋅c
(1 − α )c 1 − α
α=
K
c
Prawo rozcieńczeń Ostwalda – zaleŜność stopnia dysocjacji słabego elektrolitu
od stęŜenia roztworu:
•stopień dysocjacji słabych elektrolitów wzrasta wraz ze wzrostem rozcieńczenia
roztworu,
•wszystkie roztwory o skrajnie małym rozcieńczeniu są zdysocjowane całkowicie,
•im większa wartość stałej dysocjacji, tym większa wartość stopnia dysocjacji i tym
mocniejszy elektrolit.
Teoria kwasów i zasad.
Teoria jonowa Arrheniusa
Teoria Arrheniusa dotyczy roztworów wodnych i rozpadu substancji na jony pod
wpływem cząsteczek wody.
Kwas - związek odszczepiający w roztworach wodnych jony wodorowe H+
HA = H+ + AZasada - związek odszczepiający w roztworach wodnych jony wodorotlenowe OHMOH = M+ + OHNa podstawie tej teorii nie da się wyjaśnić, dlaczego:
• w roztworach wodnych nie występują swobodne protony H+ lecz hydrony H3O+
(jony hydronowe),
•amoniak NH3 rozpuszczony w wodzie ma właściwości zasadowe,
•niektóre sole nie zawierające jonu wodorowego zachowują się w roztworze
wodnym jak kwasy (AsCl3, Fe(NO3)3),
•sole takie jak Na2S, KCN nie zawierające w cząsteczce jonu OH- wykazują
odczyn zasadowy,
•i wiele innych.
Teoria kwasów i zasad.
Teoria protonowa Brönsteda i Lowry’ego
Podstawą definicji kwasu jest zdolność przechodzenia protonu od cząsteczki
kwasu do cząsteczki wody (rozpuszczalnika).
Kwasem – jest donor protonów
Zasadą – jest akceptor protonów
HCl + H2O ↔ H3O+ +Clkwas zasada
kwas zasada
NH3 + H2O ↔ NH4+ +OHzasada kwas
zasada kwas
•Dysocjacja to chemiczna reakcja z rozpuszczalnikiem, który moŜe spełniać role
kwasu lub zasady. Woda jest rozpuszczalnikiem amfoterycznym.
•Powstają sprzęŜone pary kwas-zasada: HCl - Cl-, H2O – H3O+, NH3 – NH4+.
•Proces dysocjacji polega na współdziałaniu kwasu z zasadą i wytworzeniu
sprzęŜonej z nim nowej zasady i nowego kwasu.
•Przejście protonu zaleŜy nie tylko od zdolności kwasu do oddawania protonu,
lecz równieŜ od zdolności zasady do jego przyjmowania.
•Moc kwasów moŜna porównywać jedynie w stosunku do tej samej zasady
(rozpuszczalnika)
Teoria kwasów i zasad.
Teoria Lewisa
Zasadą – jest kaŜdy donor pary elektronowej (związek posiadający wolną parę el.)
Kwasem – jest akceptor pary elektronowej (substancja przyjmująca parę
elektronową z utworzeniem wiązania koordynacyjnego)
Kwasem jest więc proton H+ (w poprzednich teoriach: HCl, HNO3 ),cząsteczka BF3,
jon Co3+ (jon przyłączający ligandy).
Zasadą jest cząsteczka NH3, posiadająca wolną parę elektronową, jon F +
H
H
..
..
H : N : + H+ → H : N : H
˙˙
˙˙
H
H
zasada
kwas
kwas
F
F
..
..
F:B +F-→ F:B:F
˙˙
˙˙
F
F
kwas
zasada
zasada
Teoria Arrheniusa jest szczególnym przypadkiem uogólnionych teorii
kwasów i zasad.
Rozpuszczalność i iloczyn rozpuszczalności
Iloczyn rozpuszczalności określa się dla roztworów nasyconych, pozostających w
równowadze z nadmiarem substancji rozpuszczanej. Dla substancji słabo
rozpuszczalnej, dysocjującej na jony, ustala się równowaga:
MxAy (s) ↔ xMy+ + yAxStała dysocjacji:
K M x Ay ( s )
[ M y + ]x ⋅ [ A x − ] y
=
[ M x Ay ]( s )
prawo działania mas
Stałą dysocjacji moŜna zastąpić wyraŜeniem:
LM x Ay ( s ) = [ M y + ] x ⋅ [ A x − ] y
iloczyn rozpuszczalności
poniewaŜ [MxAy ](s) = const. - stęŜenie substancji w fazie stałej
Iloczyn rozpuszczalności - iloczyn stęŜeń jonów trudno rozpuszczalnego
elektrolitu w jego roztworze nasyconym . Jest on miarą rozpuszczalności
substancji w danej temperaturze.
Rozpuszczalność i iloczyn rozpuszczalności
Przykłady
CaSO4 ↔ Ca+ + SO42-
L BaSO4 = [Ca 2+]·[SO42-]
L = 9,1·10 -6
AgCl ↔ Ag+ + Cl-
L AgCl = [Ag+]·[Cl-]
L=1,8 ·10-10
Ag2S ↔ 2Ag+ +S2-
L Ag2S = [Ag+]2·[S2-]
L=6,3·10-50
Na podstawie L moŜemy obliczyć rozpuszczalność związku w mol/litr lub w
x- stęŜenie jonów S2g/100ml: LAg2S = [Ag+]2·[S2-] = (2x)2 ·x = 4x3
x=3
L
[mol/litr] → x · M/10 [g/100ml]
4
JeŜeli: [Ag+]2·[S2-] < L – roztwór nienasycony
[Ag+]2·[S2-] =L - roztwór nasycony
[Ag+]2·[S2-] > L – z roztworu wytrąca się osad
M – masa molowa Ag2S
Podsumowanie
Dysocjacja wody, pH roztworów
Woda jest słabym elektrolitem
H2O ↔ H+ + OHlub
H2O ↔ H3O+ + OH-
Stała dysocjacji:
K H 2O
[ H + ] ⋅ [OH − ]
=
= 1,8 ⋅10 −16
[ H 2O ]
[H2O]=55,55 mol/dm3
(1000g = n·MH2O MH2O =18g/mol)
Iloczyn jonowy wody:
LH2O = [H+]·[OH-] =10-14
[H+] = [OH-] =10-7 mol/dm3
[H+] =10-7mol/dm3
[H+] > 10-7 mol/dm3
[H+]< 10-7 mol/dm3
- roztwór obojętny
- roztwór kwaśny
- roztwór zasadowy
pH roztworów
pH (współczynnik Sörensena) – ujemny logarytm ze stęŜenia jonów wodorowych
pH = -log [H+]
pH =7
pH <7
pH >7
- roztwór obojętny
- roztwór kwaśny
- roztwór zasadowy
StęŜenie rzeczywistych elektrolitów:
Przykład:
H2SO4 ↔ 2H+ + SO4CM =0,005; α =1, f = 1, n=2
[H+] = 0,005 ·1 ·2 = 10-2 mol/cm3
pH = 2
Cj = f·CM ·α ·n
CM – stęŜenie molowe
α - stopień dysocjacji
n - liczba jonów powstających z
jednej cząsteczki elektrolitu
f – współczynnik aktywności jonów
Podsumowanie
Roztwory buforowe
Bufory – mieszaniny mające zdolność przeciwdziałania zmianom pH.
Składają się ze słabych kwasów lub słabych zasad i ich soli.
Bufor amonowy: NH4OH (NH3·H2O) -słaba zasada
NH4Cl
NH4Cl ↔ NH4+ + Clprotonodawca
NH3 + H2O ↔NH4+ +OHprotonobiorca
- sól tej zasady i mocnego kwasu
protonodawca reaguje z dodawana zasadą:
NH4+ + OH- ↔ NH4OH
protonobiorca reaguje z dodawanym kwasem:
NH3 + H+ ↔ NH4+
pH roztworu nie ulega zmianom
Mieszaniną buforowa jest kaŜdy układ zawierający protonodawcę i protonobiorcę.
Wskaźniki kwasowo - zasadowe
Wskaźniki (indykatory) – słabo zdysocjowane kwasy lub zasady organiczne,
których jony wykazują odmienne zabarwienie niŜ niezdysocjowane cząsteczki.
Np. fenoloftaleina: niezdysocjowane cząsteczki są bezbarwne, aniony R- są
malinowe.
HR ↔ H+ + Rr. bezbarwny r. malinowy
K HR
[H + ] ⋅[R − ]
=
[ HR]
- po dodaniu kwasu H+ - reakcja przebiega w lewo – roztwór jest bezbarwny,
-po dodaniu zasady – reakcja przebiega w prawo – roztwór malinowy
Gdy w roztworze jest 50% cząsteczek zdysocjowanych –pojawia się barwa
pośrednia. KaŜdy wskaźnik ma określony zakres pH, w którym następuje zmiana
barwy.
Wskaźniki kwasowo - zasadowe
Reakcje w roztworach wodnych
Reakcje jonowe – reakcje zachodzące w wodnych roztworach elektrolitów
1.Reakcje miedzy jonami i cząsteczkami (wody)
- hydroliza soli
hydroliza
sól + woda
kwas + zasada
zobojętnienie
Hydrolizie ulegają tylko te sole, których jony maja zdolność
przyjmowania lub oddawania protonów w środowisku wodnym:
•sole słabych kwasów i mocnych zasad
•sole mocnych kwasów i słabych zasad
•sole słabych kwasów i słabych zasad
Sole mocnych kwasów i mocnych zasad nie hydrolizują
2.Reakcje między jonami
- powstaje substancja słabo zdysocjowana
- zachodzą reakcje zobojętnienia
- powstaje substancja trudno rozpuszczalna
3.Reakcje między jonami i atomami
- wypieranie wodoru z kwasów
1.Hydroliza soli
• Hydroliza soli mocnych kwasów i słabych zasad, np. NH4Cl ( NH4OH i HCl)
NH4Cl + H2O = NH4OH + H+ + ClNH4+ + Cl- + H2O = NH4OH +H+ + ClNH4+ +H2O = NH4OH + H+
Powstaje słaba zasada (w niewielkim stopniu zdysocjowana na jony), odczyn
roztworu jest kwaśny (pH<7)
•Hydroliza soli słabych kwasów i mocnych zasad, np. CH3COONa
CH3CONa + H2O = CH3COOH + Na+ + OHCH3COO- + Na+ + H2O = CH3COOH + Na+ + OHCH3COO- + H2O = CH3COOH + OHPowstaje słaby kwas, odczyn otrzymanego roztworu jest zasadowy (pH > 7).
•Hydroliza soli słabych kwasów i słabych zasad, np. CH3COONH4
CH3COONH4 + H2O = CH3COOH + NH4OH
Powstaje słaby kwas i słaba zasada. Odczyn moŜe być lekko kwasowy lub lekko
zasadowy lub obojętny, w zaleŜności od tego, jaka jest moc utworzonych w
wyniku hydrolizy kwasu i zasady.
2.Reakcje między jonami
Zachodzą wówczas, gdy w wyniku reakcji powstaje:
a) substancja słabo zdysocjowana
b) substancja trudno rozpuszczalna
a) NH4Cl + NaOH +NH4OH + NaCl
NH4+ + Cl- + Na+ +OH- = NH4OH + Na+ + ClNH4+ +OH- = NH4OH
Reakcja zobojętnienia
HCl + NaOH = NaCl + H2O
H+ + Cl- + Na+ + OH- = H2O + Na+ + ClH+ + OH- = H2O
b) HCl + AgNO3 = AgCl↓ +HNO3
H+ + Cl- + Ag+ + NO3- = AgCl↓ + H+ + NO3Ag+ + Cl- = AgCl↓
3.Reakcje między jonami i atomami
Metale zwykle oddają elektrony - występują jako jony dodatnie.
Fe + O2 → FeO2 - reakcje redox
Fe0 → Fe2+ +2e -utlenianie
2O0 +2e → 2O2- - redukcja
Zn + Cu2+ + SO42- → ?
Zn + 2H+ + SO42- → ?
Cu + Zn2+ + 2Cl- → ?
Cu + 2H+ + 2Cl- → ?
Doświadczenie:
Ms ↔ Maqn+ +ne
Na przebieg reakcji wpływa:
1. Energia sieci
2. Energia hydratacji
3.Reakcje między jonami i atomami
Aby określić kierunek przebiegu tej reakcji naleŜy określić potencjał na granicy
roztwór – elektroda. Potencjał ten wyznacza się względem standardowego
półogniwa wodorowego.
Standardowy potencjał metalu E0 – to róŜnica potencjałów między
półogniwem z rozpatrywanego metalu a standardowym ogniwem wodorowym
Metale uporządkowane według wzrastającego potencjału standardowego
stanowią szereg napięciowy metali.
W szeregu tym potencjał standardowy wodoru wynosi 0 (E0 = 0)
Metale o potencjale ujemnym są mniej szlachetne od wodoru i będą wypierać
wodór z roztworu (będą się rozpuszczać w kwasach):
Me + nH+ → Me n+ + n/2 H2
Metale szlachetne (o potencjale dodatnim) nie rozpuszczają się w kwasach.
3.Reakcje między jonami i atomami
JeŜeli do roztworu jonów jednego metalu zanurzymy płytkę z drugiego metalu, to
wymiana jonów zajdzie wtedy, gdy do roztworu jonów metalu bardziej
szlachetnego zanurzymy metal mniej szlachetny.