Materiały dodatkowe do zajęć z chemii dla studentów

Transkrypt

1 Materiały dodatkowe do zajęć z hemii dla studentów Reakje w roztworah wodnyh elektrolitów - dysojaja elektrolityzna, hydroliza oraz ph roztworów Opraowała dr Anna Wisła-Świder

2 Reakje w roztworah wodnyh elektrolitów - dysojaja elektrolityzna oraz hydroliza Dysojaja elektrolityzna - rozpad substanji, pod wpływem rozpuszzalnika którym najzęśiej jest woda, na swobodnie poruszająe się jony. Twórą teorii dysojaji elektrolityznej jest Svante Arhennius, który wskazał, że w wyniku dysojaji elektrolityznej powstają swobodnie poruszająe się jony, które powodują, że taki roztwór przewodzi prąd elektryzny. Elektrolity - substanje, któryh roztwory wodne przewodzą prąd elektryzny. Przewodnitwo ih roztworów polega na przenoszeniu ładunków przez poruszająe się jony, są to tak zwane elektrolity drugiego rodzaju w odróżnieniu od elektrolitów pierwszego rodzaju zyli metaliznyh. Proes dysojaji elektrolityznej można opisywać jakośiowo, za pomoą równań reakji oraz ilośiowo za pomoą stopnia dysojaji α oraz stałej dysojaji. Te dwie wielkośi wiąże tzw. prawo rozieńzeń Oswalda, zgodnie z którym Z tym wiąże się również zagadnienie ilozynu jonowego wody oraz skali ph. wasy - substanje, które w roztworze wodnym dysojują z utworzeniem jonów wodorowyh. O roztworze, w którym takie jony występują mówimy, że ma harakter, lub inazej, odzyn kwaśny W ząstezkah kwasów występują wiązania spolaryzowane, które w wyniku oddziaływania z ząstezkami wody (hydrataji) ulegają polaryzaji i ostateznie następuje proes dysojaji. Zatem proes dysojaji kwasów należy zapisać stopniowo uwzględniają kolejno oderwanie pojedynzyh jonów wodorowyh. Dla kwasów jednoprotonowyh, zyli takih, które zawierają w ząsteze jeden atom wodoru, sprawa jest prosta: HCl H + + Cl - HNO 2 H + + NO - 2 wasy wieloprotonowe dysojują etapowo i tak kwas węglowy ulega dysojaji dwustopniowej, gdyż zawiera w ząsteze dwa atomy wodoru (jest wię dwuprotonowy): H 2CO H + + HCO - jon wodorowęglanowy HCO - H + + CO 2- jon węglanowy was ortofosforowy(v) jest trójprotonowy a wię jego dysojaję zapisujemy w trzeh etapah: H PO 4 H + + H 2PO 4 - jon diwodoroortofosforanowy(v) H 2PO 4 - H + + HPO 4 2- jon wodoroortofosforanowy(v) HPO 4 2- H + + PO 4 - jon ortofosforanowy(v) W roztworah tyh połązeń występują wszystkie podane jony przy zym w miarę kolejnego etapu ih ilość znaząo maleje.

3 Wodorotlenki - substanje, które w roztworze wodnym dysojują z utworzeniem jonów wodorotlenowyh. Jeżeli w roztworze występują jony wodorotlenowe, to o takim roztworze powiemy, że ma odzyn lub inazej harakter zasadowy. Wodorotlenki zahowują się w roztworah wodnyh podobnie jak kwasy, ponieważ podobnie jak one ulegają dysojaji wieloetapowej w zależnośi od ilośi grup wodorotlenowyh w ząsteze. OH + + OH - Zn(OH) 2 ZnOH + + OH - jon hydroksoynku ZnOH + Zn 2+ + OH - jon ynku wasy i zasady są również definiowane według innyh teorii, które mają bardziej uniwersalny harakter. Należą do nih teorie Brønsteda i Lewisa. Teoria Brønsteda definiuje kwasy jako substanje, które w reakji dysojaji oddają proton wodoru (protonodawa), zaś zasady, to te, które przyłązą proton wodoru (protonobiora). NH + H 2O NH OH - zasada 1 kwas 2 kwas 2 zasada 1 Amoniak jest zasadą, gdyż przyłąza jon wodorowy, a woda jest kwasem ponieważ oddała ząsteze amoniaku proton (jon wodoru). Woda w zależnośi od reakji może być kwasem lub wodorotlenkiem, zyli zgodnie z teorią Brønsteda jest amfoterem. Sole - związki hemizne, które w wyniku dysojaji tworzą aniony reszt kwasowyh i kationy, najzęśiej metali. W ząstezkah soli występują wiązania jonowe a wię w wyniku dysojaji następuje ałkowity i natyhmiastowy rozpad na swobodnie poruszająe się jony. Fe 2(SO 4) 2 Fe + + SO 2-4 kation żelaza(iii) anion siarzanowy(vi) (NH 4) 2S 2 NH S 2- kation amonowy anion siarzkowy Charakterystyka ilośiowa proesu dysojaji elektrolityznej Do ilośiowego opisu proesu dysojaji stosuje się dwa parametry: stopień i stałą dysojaji. Stopień dysojaji α określa, jaka zęść wprowadzonyh do roztworu ząstezek uległa dysojaji. Matematyznie wyraża się wzorami: z o z lub 100% o gdzie: α stopień dysojaji z ilość i ząstezek, które uległy dysojaji 0 ogólna ilość i ząstezek w roztworze (stężenie owe roztworu)

4 Odpowiedni wzór stosuje się w zależnośi od tego, zy hemy go wyrazić w formie ułamka proentowego lub proentu ząstezek zdysojowanyh. W zależnośi od wartośi stopnia dysojaji elektrolity dzieli się na słabe, gdy stopień dysojaji zamyka się w przedziale do 5% (lub 0,05) oraz mone, gdy wartość ta zostaje przekrozona. Czasami wyróżnia się również grupę elektrolitów średniej moy, dla któryh stopień dysojaji zamyka się w graniah od 5 do 50%. Do grupy elektrolitów słabyh należą najzęśiej związki organizne. Stopień dysojaji danego związku zależy od takih zynników zewnętrznyh jak: temperatura rośnie z temperaturą rodzaj rozpuszzalnika - jego polarność stężenie wartość stopnia dysojaji jest odwrotnie proporjonalna do stężenia, zyli, im większe stężenie tym mniejsza wartość stopnia dysojaji. Wartość stopnia dysojaji nie umożliwia jednoznaznej harakterystyki danego związku, gdyż zależy od wielu zynników zewnętrznyh. Natomiast stała dysojaji, która nie zależy od stężenia jednoznaznie opisuje daną substanję. Dysojaja jest proesem odwraalnym i można do jej opisu zastosować prawo działania mas i w ten sposób zdefiniować stałą dysojaji. Dla ogólnego równania: A + + A - Stała równowagi, zwana stałą dysojaji ma postać: [ ] [ A ] [ A] Stała dysojaji () jest wprost proporjonalna do ilozynu stężeń jonów powstałyh w wyniku dysojaji i odwrotnie proporjonalna do stężenia ząstezek, które nie uległy dysojaji. Z matematyznego punktu widzenia, tak zdefiniowana stała trai sens matematyzny [A]=0 dla elektrolitów monyh. Im większa wartość stałej tym moniejszy elektrolit (!) Stałą i stopień dysojaji wiąże tzw. prawo rozieńzeń Oswalda. AB A + + B [ A ] [ B ] [ AB] załóżmy, że stopień dysojaji substanji AB równa się α zaś jego stężenie owe 0 W wyniku dysojaji substanji AB powstają równe ilośi jonów A + oraz B i można je wyrazić ilozynem 0

5 Ilość ząstezek, które nie uległy dysojaji [AB] = ( 1 ) 0 a wielkośi te wstawione do wzoru na stałą dysojaji dają: 0 0 (1 ) (1 ) Jeżeli założymy, że AB jest słabym elektrolitem wówzas (1-α) zmierza do 1 a wzór przyjmuje postać Zależność ta jest bardziej znana w postai = 0 α 2 i zwana jest prawem rozieńzeń Oswalda. 0 Wzór ten jest prawdziwy dla elektrolitów słabyh zaś stopień dysojaji nie może być wyrażony w proentah a jedynie jako ułamek proentowy (!). Gdy stopień dysojaji przekraza 5%, wówzas należy stosować wzór pełny: 2 0 (1 ) Ilozyn jonowy wody powiązany jest z proesem dysojaji wody oraz wartośią ph wykładnika stężenia jonów wodorowyh. Woda jest słabym elektrolitem jej stała dysojaji wynosi = 1, i ma postać: H 2O H + + OH - [ H ] [ OH [ H 2 O] ] jak wynika z wartośi stałej tylko dwie ząstezki na ulegają dysojaji, zaś wyrażenie w mianowniku [H 2O] oznaza stężenie owe wody, które wynosi: m 1000g g 18 55,6 dm (1000g to masa 1 dm roztworu zyli wody, zaś w mianowniku podano wartość masy owej wody - 18 g/). Stężenie owe wody w wodzie wynosi 55,6 /dm. W wyrażeniu na stałą dysojaji wody widzimy, że wartość mianownika jest bardzo duża i praktyznie w trakie dysojaji nie zmienia się tak wię może być wprowadzona do wartośi na stałą, wówzas: [ H ] [ OH ] 55,6 1, [ H ] [ OH ] Ilozyn jonowy wody

6 Ilozyn jonowy wody harakteryzuje równowagę jonów wodorowyh i wodorotlenowyh, zyli równowagę kwasowo - zasadową. Gdy roztwór ma odzyn obojętny, stężenia jonów wodorowyh i wodorotlenowyh są sobie równe i wynoszą Gdy wartość stężenia jonów wodorowyh [H + ] jest większa od 10-7 wówzas mówimy o środowisku kwaśnym i tak w miarę gdy wykładnik potęgowy ma bezwzględną wartość oraz mniejszą oznaza to wzrost stężenie jonów wodorowyh. Aby to oznazenie przybliżyć do naszyh nawyków matematyznyh wprowadzono pewną jej interpretaję za pomoą funkji matematyznej zwanej logarytmem. Stosuje ujemne wartośi ih logarytmów dziesiętnyh. Wartość taką określa się jako ph lub poh lub inazej wykładniki stężeń jonów wodorowyh lub wodorotlenowyh. ph = log [H + ] poh = log [OH - ] Np. jeżeli stężenie jonów wodorowyh [H + ] = 10-4 /dm wówzas ph = log 10-4 = 4. Logarytmują ujemnie wyrażenie na ilozyn jonowy wody: log[h + ] log[oh - ] = log10-14 ph + poh = 14 Taka zależność umożliwia łatwe przelizanie wartośi poh na ph i w związku z tym stosuje się dla określenia odzynu roztworów wyłąznie wartość ph. Przykład 1 Należy zapamiętać, że ph = 7 określa odzyn obojętny, ph < 7 kwaśny i ph > 7 zasadowy. Obliz ph roztworu kwasu siarkowego(vi) o m = 0,05 /dm Dane: k = m = 0,05 /dm Rozwiązanie: H 2 SO 4 2 H + + SO 4 2- [H + ] = 2 k = 0,1 /dm, ph = log 0,1 = 1 ph kwasu siarkowego(vi) wynosi 1. Przykład 2 Obliz stężenie kwasu siarkowego(vi) w roztworze o ph = 0,55. Dane: ph = 0,55 Rozwiązanie: H 2 SO 4 2 H + + SO 4 2- ph = log [H + ] => [H + ] = 10 ph = 10 0,55 = 0,2818 /dm k = ½ 0,2818 = 0,1409 /dm [H + ] = 2 k Stężenie kwasu siarkowego(vi) wynosi 0,1409 /dm.

7 Przykład Słaby kwas HA o stężeniu 0,1 /dm jest zdysojowany w 1,2 %. Obliz stałą dysojaji tego kwasu. Rozwiązanie: Jeżeli jest to słaby kwas, zatem można użyć wzoru uproszzonego: = α 2 = (0,012) 2 0,1 = 1, Stała dysojaji kwasu wynosi 1, Przykład 4 Bardzo słaby kwas HA o stężeniu 0,05 / dm i stałej dysojaji = ulega dysojaji. Obliz stopień dysojaji α. Rozwiązanie: Dla bardzo słabyh elektrolitów stosujemy wzór uproszzony: = α 2 zyli 2 Po podstawieniu danyh mamy: , = 1,1810 0,05-4 A zatem stopień dysojaji wynosi 1, Przykład 5 Obliz ph roztworu jeżeli w 10 litrah wody rozpuśimy,9 g metaliznego potasu ( M = 9 g/ ). Rozwiązanie: Zadanie sprowadza się do oblizenia stężenia owego powstałej zasady: 9g 56 g + H 2O OH,9 g 5,6 g która jako mony elektrolit dysojuje ałkowiie i wtedy:

8 OH + + OH OH OH ph=14 poh Rozpuszzają,9 g potasu uzyskujemy 5,6 g OH 56 g OH 1 5,6 g n n= 0,1 a OH V= 10 dm n V 0,1 0,01 10 dm Stężenie owe zasady wynosi 0,01 /dm, a zatem stężenie jonów hydroksylowyh też wynosi 0,01 /dm zyli: poh = log 10-2 = 2 ph=14-2= 12 ph=12 Hydroliza soli Hydroliza - reakja wody z substanjami hemiznymi, która prowadzi do ih rozkładu. Lizne przykłady tego typu przemian pohodzą z zakresu hemii organiznej przykładowo, hydroliza estrów, węglowodanów lub białek. Szzególne znazenie ma proes hydrolizy soli, który może prowadzić do otrzymania roztworów o różnyh wartośiah ph. Hydroliza soli to reakja soli z wodą, która prowadzi do utworzenia produktu słabo zdysojowanego. Hydroliza prowadzi do odtworzenia substratu słabo zdysojowanego, dlatego sole dzieli się na ztery grupy, ze względu na mo kwasu i zasady z której dana sól powstała. Mone kwasy i zasady Mone kwasy to kwas siarkowy(vi), azotowy(v), hlorowy(v), hlorowy(vii) oraz kwasy beztlenowe fluorowów hlorowodorowy, bromowodorowy i jodowodorowy. Mone zasady tworzą wyłąznie litowe i berylowe (z wyjątkiem Be(OH) 2 oraz Mg(OH) 2) W zależnośi od moy kwasu i zasady z jakih powstała sól rozróżniamy trzy rodzaje reakji hydrolizy: a) hydroliza soli słabego kwasu i monej zasady - np. węglan sodu Na 2CO

9 Na 2CO H 2 O 2 Na + + CO 2 Zapis półjonowy: 2 Na + + CO 2-+ H 2O Na + + OH + H 2CO Zapis jonowy: CO 2 + H 2O HCO + OH HCO + H 2O H 2CO + OH Jak widać z zapisów po stronie produktów znajdują się jony wodorotlenowe, zyli roztwór ma harakter zasadowy, jako że hydroliza biegła za sprawą anionu węglanowego ten typ hydrolizy nazywa się hydrolizą anionową. b) hydroliza soli monego kwasu i słabej zasady - np. azotan(v) ynku Zn(NO ) 2 Zn(NO ) 2 H 2 O Zn NO Zapis półjonowy: Zn NO + 2 H 2O Zn(OH) NO + 2H + Zapis jonowy: Zn 2+ + H 2O ZnOH + + H + ZnOH + + H 2O Zn(OH) 2 + H + Jak widać z zapisów po stronie produktów znajdują się jony wodorowe, zyli roztwór ma harakter kwaśny, jako że hydroliza biegła za sprawą kationu (ynku) ten typ hydrolizy nazywa się hydrolizą kationową. ) hydroliza soli słabego kwasu i słabej zasady - np. otan amonu CH COONH 4 CH COONH 4 H 2 O NH CH COO Zapis półjonowy: NH CH COO + H 2O NH H 2O + CH COOH Zapis jonowy: NH H 2O NH + H O + CH COO + H 2O CH COOH + OH H O + + OH H 2O Odzyn roztworu tego typu soli jest obojętny a rodzaj hydrolizy - kationowo-anionowa. Sole monyh kwasów i monyh zasad nie ulegają hydrolizie.

10 Przykładowe zadania - sprawdź się!!! Zadanie 1 Zapisują równania reakji hydrolizy podaj, które z wymienionyh soli hydrolizują i jaki odzyn będą miały ih wodne roztwory: (NH 4 ) 2 SO 4, 2 SO 4, 2 CO, 2 S, NaNO, CuCl 2, (NH 4 ) 2 CO Zadanie 2 Na podstawie wartośi stałyh dysojaji określ odzyn roztworów wodnyh soli.: NH 4NO 2, NH 4HCO, CH COONH 4. Zapisz równania reakji hydrolizy. NH H 2 H CO HNO 2 CH COOH 5 1,8 10 [ ] 2O dm 7 4,5 10 [ ] dm 5 1,8 10 [ ] dm [ ] dm Zadanie Obliz stężenie jonów wodorowyh w roztworze słabego kwasu jednoprotonowego o stężeniu 0,15 /dm, jeśli stopień dysojaji wynosi 4,5%. Zadanie 4 Obliz stężenie jonów wodorotlenkowyh w roztworze słabej jednowodorotlenkowej zasady o stężeniu 0,25 /dm, jeśli stopień dysojaji wynosi 12%. Zadanie 5 Obliz stopień dysojaji kwasu hlorowego(iii) w roztworze o stężeniu 2,5 /dm. Stała dysojaji wynosi 5, Zadanie 6 Obliz stopień dysojaji kwasu azotowego(iii) w roztworze o poh = 12, jeśli stężenie kwasu wynosi 0, /dm. Zadanie 7 Obliz stężenie roztworu kwasu jodowego(vii), jeżeli ph tego roztworu wynosi 1 a stała dysojaji = 2, 10-2

11 Zadanie 8 Do 100 m roztworu kwasu azotowego(v) o stężeniu 0,1 /dm dodano 200 m wody. Obliz ph roztworu kwasu azotowego(v) po rozieńzeniu roztworu. Zadanie 9 Do 100 m roztworu wodorotlenku sodu o stężeniu 0,1 /dm dodano 200 m roztworu tej zasady o ph=11. Obliz ph powstałego roztworu zasady. Zadanie 10 Zapisz równania reakji w formie ząstezkowej i jonowej i nazwij produkty. a) kwas azotowy(v) + metakrzemian potasu b) kwas siarkowy(vi) + wodorotlenek magnezu ) azotan(iii) sodu + kwas solny d) wodorotlenek ynku + kwas bromowodorowy e) otan glinu + kwas hlorowy(vii) f) siarzek amonu + azotan(v) miedzi(ii) g) siarzan(vi) żelaza(ii) + wodorotlenek litu g) węglan potasu + bromek żelaza(iii)