dr Beata Just-Brochocka dr inż. Witold Bekas Katedra Chemii WNoŻ SGGW ELMENTARZ CHEMICZNY (dla studentów, dla których chemia to czarna magia )

Transkrypt

1 dr Beata Just-Brochocka dr inż. Witold Bekas Katedra Chemii WNoŻ SGGW ELMENTARZ CHEMICZNY (dla studentów, dla których chemia to czarna magia ) wersja beta, 2016

2 I. PODSTAWOWE POJĘCIA I PRAWA CHEMICZNE Materia: wszystko co nas otacza, co możemy wyczuć za pomocą zmysłów, a istnieje niezależnie od naszej woli i zdolności odczuwania. Poszczególne próbki materii nazywamy substancjami. Substancje dzielą się na proste, czyli pierwiastki chemiczne i złożone, czyli związki chemiczne. SUBSTANCJE PROSTE ZŁOŻONE (pierwiastki chemiczne) (związki chemiczne) Pierwiastek chemiczny: zbiór atomów o tej samej liczbie atomowej czyli identycznej sumie protonów w jądrze atomowym. Symbole poszczególnych pierwiastków znajdujemy w układzie okresowym (S, Na, Ba ). Związek chemiczny: zbiór cząsteczek będących połączeniem 2 lub większej liczby atomów różnych pierwiastków chemicznych, np.: a/ 2atomy sodu (Na) z 1 atomem siarki (S) tworzą związek o wzorze Na 2 S b/ 3 atomy tlenu (O) z 2 atomami glinu (Al) tworzą związek o wzorze Al 2 O 3 c/ Reakcja chemiczna: przemiana, w wyniku której, z atomów bądź cząsteczek związków chemicznych powstają inne cząsteczki lub atomy o innych właściwościach fizycznych (gęstość, temperatura topnienia, barwa, zapach, przewodnictwo elektryczne, kowalność ) i chemicznych (toksyczność, palność, reaktywność ), np. : Mg + ½O 2 MgO metal kowalny srebrzysta barwa przewodzi prąd substancja krystaliczna ( proszek ) biała barwa nie przewodzi prądu 2

3 Przemiana fizyczna: przemiana, w wyniku której z atomów bądź cząsteczek związków chemicznych nie powstają inne cząsteczki lub atomy o innych właściwościach fizycznych i chemicznych, np. żarzący się drucik w żarówce po wyłączeniu prądu elektrycznego pozostaje w formie pierwotnej, czyli nie zmienia swych właściwości ani fizycznych ani chemicznych. Prawo stałości składu: stosunek mas składników w związkach chemicznych jest wielkością stałą, niezależnie od warunków w jakich ten związek otrzymano. Woda ma wzór H 2 O, czyli w jej cząsteczce 2 atomy wodoru o sumarycznej masie 2u (2 1u) łączą się z 1 atomem tlenu o masie 16u czyli stosunek masy wodoru do tlenu w cząsteczce wody wynosi 2:16 czyli 1:8. bez względu na sposób jej otrzymania, np.: m (wodór) : m (tlen) = 2 : 16 = 1 : 8 a/ w reakcji bezpośredniej syntezy: H 2 + ½O 2 H 2 O b/ w reakcji zobojętniania: KOH + HCl H 2 O + KCl c/ Symbol u oznacza jednostkę masy atomowej (1/12 masy izotopu!" C; 1, kg) Cząsteczka H 2 SO 3 składa się z 2 atomów wodoru o sumarycznej masie 2u (2 1u), 1 atomu siarki o masie 32u i 3 atomów tlenu o masie 48u (3 16u) czyli stosunek masy wodoru do siarki do tlenu w cząsteczce H 2 SO 3 wynosi 2:32:48, a po skróceniu: 1:16:24. m (wodór) : m (siarka) : m (tlen) = 2 : 32 : 48 = 1 : 16 : 24 bez względu na sposób otrzymania kwasu, np.: a/ w reakcji otrzymywania z bezwodnika: H 2 O + SO 2 H 2 SO 3 b/ w reakcji wypierania z soli: Na 2 SO 3 + 2HCl H 2 SO 3 + 2NaCl c/ 3

4 Mol: liczność materii występująca wtedy, gdy ilość cząstek, cząsteczek, jonów, elektronów bądź innych dowolnych elementów jest taka, jak liczba atomów w 0,012 kg izotopu 12 C, czyli 6, (liczba Avogadro). Masa mola dowolnej substancji, tzw. masa molowa (M) wyrażana jest w gramach. Jednostką masy molowej jest g/mol. Masy molowe atomów poszczególnych pierwiastków odczytujemy z układu okresowego, np. M(Na) = 23 g/mol; M(S)=32 g/mol itp. Gazy nieszlachetne, czyli wodór, tlen, chlor, azot oraz pierwiastki 17 grupy układu okresowego w warunkach normalnych ciśnienia i temperatury (1013,25 hpa; 273,15K) występują w cząsteczkach dwuatomowych. Tak więc np. masa molowa atomów tlenu wynosi 16 g/mol [M(O) = 16 g/mol], a masa molowa cząsteczek tlenu 32 g/mol [M(O 2 ) = 32 g/mol]. Masy molowe związków chemicznych obliczamy sumując masy molowe atomów tworzących je pierwiastków, np.: a/ M(Na 2 S) = 2 23 g/mol + 32 g/mol = 78 g/mol b/ M(K 2 CO 3 ) = 2 39 g/mol + 12 g/mol g/mol = 138 g/mol c/ Molowa objętość gazów: 1 mol dowolnego gazu w warunkach normalnych ciśnienia i temperatury zajmuje objętość 22,4 dm 3. Prawo zachowania masy: łączna masa produktów reakcji chemicznej równa jest łącznej masie jej substratów, pod warunkiem, że reakcja przebiega w układzie zamkniętym. Mg + 2HCl MgCl 2 + H 2 substraty produkty 1 mol magnezu = 24 g 24 g - 1 mol magnezu 2 mole atomów wodoru: 2 1g = 2 g 2 35,5 g = 71 g - 2 mole atomów chloru 2 mole atomów chloru: 2 35,5 g = 71g 2 1g = 2 g - 2 mole atomów wodoru Łącznie = 97 g Łącznie = 97 g 4

5 Zadanie 1 Oblicz masę 1 cząsteczki kwasu siarkowego (VI). Rozwiązanie: Liczymy masę molową H 2 SO 4 M(H 2 SO 4 ) = 2 1 g/mol + 32 g/mol g/mol = 98 g/mol Jeden mol H 2 SO 4 to zgodnie z liczbą Avogadro 6, cząsteczek, czyli: 1 mol , cząsteczek g 1 cząsteczka x g x = Odp.1 cząsteczka H 2 SO 4 ma masę 1, g!"!!!"!,!"!"!"!" = 1, g Zadanie 2 W jakiej masie siarki znajduje się tyle samo atomów co w 56 gramach azotu w warunkach normalnych? Rozwiązanie: Azot, w warunkach normalnych występuje w cząsteczkach dwuatomowych (N 2 ) 1 mol N , cząsteczek , atomów g x =!!,!"!"!"!"#$ó&!"!!"! W jakiej masie siarki znajduje się 2, atomów? 1 mol S , atomów g 2, atomów x g x =!,!!"!"!"#$ó&!"!!,!"!"!"!"#$ó& = 128,1g x atomów g = 2, atomów Odp. W 128,1 g siarki znajduje się tyle samo atomów co w 56 gramach azotu w warunkach normalnych. 5

6 Zadanie 3 Jaką objętość, w warunkach normalnych, zajął wodór powstały w reakcji 20 g wapnia z nadmiarem kwasu solnego? Rozwiązanie: Reakcja przebiega zgodnie z równaniem: Ca + 2HCl CaCl 2 + H 2 1 mol Ca mol H 2 40 g Ca ,4 dm 3 20 g Ca x dm 3 x =!"!!!,!!"!!"! = 11,2 dm 3 Odp. Wodór powstały w reakcji, warunkach normalnych, zajął objętość 11,2 dm 3. Zadanie 4 Jaką objętość, w warunkach normalnych, zajmą gazy niezbędne do syntezy 340 g amoniaku? Rozwiązanie: Liczymy masę molową NH 3 M(NH 3 ) = 14 g/mol g/mol = 17 g/mol Reakcja przebiega zgodnie z równaniem: N 2 + 3H 2 2NH 3 1 mol 3 mole 2 mole g 4 mole g NH 3 x moli g NH 3 x =!!"#$!"#!!"! = 40 moli 1 mol ,4 dm 3 40 moli x dm 3 x =!"!"#$!!,!!"!!!"# = 896 dm 3 Odp. Gazy niezbędne do syntezy 340 g NH 3, w warunkach normalnych, zajmą objętość 896 dm 3. 6

7 II. WZORY Wzór związku chemicznego ilustruje jego skład zarówno jakościowy, czyli określa z jakich pierwiastków składa się dana substancja, jak i ilościowy, czyli w jakich stosunkach molowych (a w efekcie także masowych) łączą się poszczególne pierwiastki. Skład danego związku jest niezmienny i niezależny od sposobu jego otrzymania (prawo stałości składu Proust). Jak zatem tworzyć poprawne wzory związków nieorganicznych? Przyjmijmy pewne ustalenia: 1. Wzór związku chemicznego jest umownym zapisem cząsteczki, a cząsteczka jest obojętna, czyli suma ładunków ujemnych musi być taka sama jak ładunków dodatnich. 2. Atomy poszczególnych pierwiastków występują na charakterystycznych dla siebie stopniach utlenienia, które wynikają z ich konfiguracji elektronowej i dlatego: a. Wodór w większości związków chemicznych występuje na stopniu utlenienia +I, b. Tlen w większości związków chemicznych występuje na stopniu utlenienia II, c. Atomy pierwiastków grup 1 i 2 układu okresowego występują na stopniach utlenienia zgodnych z numerami grup, d. Dla atomów pierwiastków grup układu okresowego maksymalny stopień utlenienia jest równy numerowi grupy pomniejszonemu o 10, e. Atomy pierwiastków metalicznych (blok s, d i częściowo p) występują na dodatnich stopniach utlenienia, f. Reszty kwasowe zawsze występują na ujemnych stopniach utlenienia a ich wartość liczbowa jest zgodna z liczbą atomów wodoru w cząsteczce kwasu. Kwasy Kwasy, to związki o wzorze ogólnym H n R, gdzie n jest liczbą atomów wodoru w cząsteczce, a R to umowny symbol reszty kwasowej. H n R symbol wodoru reszta kwasowa liczba atomów wodoru Reszty kwasowe: Ø kwasów beztlenowych są anionami niemetali (Cl -, Br -, S 2- ) 7

8 Ø kwasów tlenowych są anionami składającymi się z atomu niemetalu i atomu lub atomów tlenu (SO 2-3, NO - 2, ClO - 4 ) Zapisując wzór chemiczny kwasu, symbole poszczególnych pierwiastków zapisujemy w kolejności: wodór niemetal- tlen HClO HClO 2 wodór niemetal tlen wodór niemetal tlen HClO 3 HClO 4 wodór niemetal tlen wodór niemetal tlen Powyższe kwasy, zachowując ten sam skład pierwiastkowy (wodór, chlor, tlen), różnią się składem ilościowym, czyli zawierają różne liczby atomów tlenu co wynika z różnego stopnia utlenienia chloru w ich cząsteczkach. Jak policzyć stopień utlenienia chloru? Każdy tlen ma stopień utlenienia II a wodór +I. Zatem w HClO: -II + I = -I. Cząsteczka musi być obojętna zatem chlor jest na stopniu utlenienia +I. Podobne obliczenia zamieszczono w tabeli 1. Tabela 1: Ustalanie nazw kwasów Łączny Łączny Wzór ładunek ładunek kwasu tlenu wodoru Suma ładunków tlen i wodoru Ładunek niemetalu Nazwa kwasu HClO 2 -II x 2 = -IV +I -IV+ I = -III +III chlorowy (III) HClO 3 -II x 3 = -VI +I -VI+ I = -V +V chlorowy (V) HClO 4 -II x 4 = -VIII +I -VIII+ I = -VII +VII chlorowy (VII) HNO 2 -II x 2 = -IV +I -IV+ I = -III +III azotowy (III) HNO 3 -II x 3 = -VI +I -VI+ I = -V +V azotowy (V) H 2 SO 3 -II x 3 = -VI +I x 2 = +II -VI+ II = -IV +IV siarkowy (IV) H 2 SO 4 -II x 4 = -VIII +I x 2 = +II -VIII+ II = -VI +VI siarkowy (VI) H 3 PO 3 -II x 3 = -VI +I x 3 = +III -VI+ III = -III +III ortofosforowy (III) H 3 PO 4 -II x 4 = -VIII +I x 3 = +III -VIII+ III = -V +V ortofosforowy (V) HCl 0 +I 0 + I = +I -I solny HBr 0 +I 0 + I = +I -I bromowodorowy HI 0 +I 0 + I = +I -I jodowodorowy H 2 S 0 +I x 2 = +II 0 + I = +II -II siarkowodorowy 8

9 Wodorotlenki Wodorotlenki, to związki o wzorze ogólnym M(OH) n, gdzie n jest liczbą grup wodorotlenowych, a jednocześnie bezwzględną wartością stopnia utlenienia metalu o umownym symbolu M. Stopień utlenienia grupy wodorotlenowej wynosi I. M(OH) n symbol metalu grupa wodorotlenowa (hydroksylowa) liczba grup wodorotlenowych NaOH Mg(OH) 2 symbol metalu n=1 symbol metalu n=2 (1 grupa wodorotlenowa) (2 grupy wodorotlenowe) Al(OH) 3 symbol metalu n=3 (3 grupy wodorotlenowe) Nazwy wodorotlenków tworzymy dodając do słowa wodorotlenek nazwę metalu. Jeśli metal występuje na kilku stopniach utlenienia zaznaczamy to w nazwie. Przykładowe wzory i nazwy kilku wodorotlenków przedstawiono w tabeli 2. Tabela 2: Ustalanie nazw wodorotlenków Wzór wodorotlenku Stopień utlenienia metalu Nazwa NaOH +I wodorotlenek sodu Mg(OH) 2 +II wodorotlenek magnezu Fe(OH) 2 +II wodorotlenek żelaza(ii) Fe(OH) 3 +III wodorotlenek żelaza(iii) Cr(OH) 2 +II wodorotlenek chromu(ii) Cr(OH) 3 +III wodorotlenek chromu(iii) 9

10 Sole Sole, to związki o wzorze ogólnym M n R m, gdzie: M symbol metalu n bezwzględna wartość stopnia utlenienia reszty kwasowej, R symbol reszty kwasowej m bezwzględna wartość stopnia utlenienia metalu. bezwzględna wartość stopnia utlenienia metalu M n R m symbol metalu reszta kwasowa bezwzględna wartość stopnia utlenienia reszty kwasowej stopień utlenienia metalu n = m bezwzględna wartość stopnia utlenienia reszty kwasowej lub inaczej: stopień utlenienia metalu n m stopień utlenienia reszty kwasowej=0 NaCl n=m=1, ponieważ stopień utlenienia sodu wynosi +I a chloru I, czyli: +I-I=0 BaCl 2 n=1, a m=2, ponieważ stopień utlenienia baru wynosi +II, a chloru 2x(-I), czyli: +II [2x(-I)] = 0 Tabela 3: Ustalanie nazw soli Metal Stopień utlenieni a metalu Reszta kwasowa Zn 2+ NO 3 - Al 3+ SO 4 2- Ca 2+ PO 4 3- K 1+ PO 4 3- Stopień utlenienia reszty kwasowej Cu 1+ S 2-2- Równanie Wzór soli Nazwa soli 2 x n = m x 1 jeśli n=1to m=2 3 x n = m x 2 jeśli n=2 to m=3 2 x n = m x 3 jeśli n=3 to m=2 1 x n = m x 3 jeśli n=3 to m=1 1 x n = m x 2 jeśli n=2 to m=1 Zn(NO 3 ) 2 Al 2 (SO 4 ) 3 Ca 3 (PO 4 ) 2 K 3 PO 4 Cu 2 S azotan(v) cynku siarczan(vi) glinu ortofosforan(v) wapnia ortofosforan(v) potasu siarczek miedzi(i) 10

11 III. RÓWNANIA REAKCJI CHEMICZNYCH (z wyłączeniem procesów utleniania i redukcji) Równania reakcji są umownym zapisem przemian chemicznych, w których z substratów o określonych właściwościach zarówno chemicznych jak i fizycznych powstają produkty o innych właściwościach. Pisząc równania reakcji chemicznych nie wolno zmieniać wzorów poszczególnych związków chemicznych, lecz dobierając odpowiednio współczynniki stechiometryczne uzgadniać je w taki sposób, aby liczba atomów poszczególnych pierwiastków po obu stronach równania była identyczna. Przykład 1. Jak poprawnie zapisać równanie reakcji chemicznej wodorotlenku potasu z kwasem ortofosforowym(v)? 1. Zapisz schemat równania reakcji podając tylko wzory poszczególnych związków chemicznych: KOH + H 3 PO 4 K 3 PO 4 + H 2 O 2. Zauważ, że w K 3 PO 4 są 3 jony K +. Przed reakcją jony K + były w KOH, czyli potrzebne są 3 cząsteczki KOH wpisujemy 3 przed KOH. 3KOH + H 3 PO 4 K 3 PO 4 + H 2 O 3. Policz atomy tlenu przed reakcją: 3 w KOH i 4 w H 3 PO 4, czyli razem 7 Po reakcji, w K 3 PO 4 są 4 atomy tlenu, więc żeby było 7, przed wodę należy wstawić współczynnik 3, zatem: 3KOH + H 3 PO 4 K 3 PO 4 + 3H 2 O 4. Dla sprawdzenia policz atomy poszczególnych pierwiastków po obu stronach równania powinny być takie same. 11

12 Przykład 2. Jak poprawnie zapisać równanie reakcji chemicznej wodorotlenku glinu z kwasem siarkowym(vi)? 1. Zapisz schemat równania reakcji podając tylko wzory poszczególnych związków chemicznych: Al(OH) 3 + H 2 SO 4 Al 2 (SO 4 ) 3 + H 2 O 2. Zauważ, że w Al 2 (SO 4 ) 3 są 2 jony Al 3+. Przed reakcją jony Al 3+ były w Al(OH) 3, czyli potrzebne są 2 cząsteczki Al(OH) 3 wpisujemy 2 przed Al(OH) 3. 2Al(OH) 3 + H 2 SO 4 Al 2 (SO 4 ) 3 + H 2 O 3. Zauważ, że w Al 2 (SO 4 ) 3 są 3 jony SO Przed reakcją jony SO 4 potrzebne są 3 cząsteczki H 2 SO 4 wpisujemy 3 przed H 2 SO 4. były w H 2 SO 4, czyli 2Al(OH) 3 + 3H 2 SO 4 Al 2 (SO 4 ) 3 + H 2 O 4. Policz atomy tlenu przed reakcją: 6 w 2 cząsteczkach Al(OH) 3 i 12 w 3 cząsteczkach H 2 SO 4, czyli razem 18. Po reakcji, w Al 2 (SO 4 ) 3 jest 12 atomów tlenu, więc żeby było 18, przed wodę należy wstawić współczynnik 6, zatem: 2Al(OH) 3 + 3H 2 SO 4 Al 2 (SO 4 ) 3 + 6H 2 O 5. Dla sprawdzenia policz atomy poszczególnych pierwiastków po obu stronach równania powinny być takie same. Przykład 3. Jak poprawnie zapisać równanie reakcji chemicznej wodorotlenku baru z kwasem azotowym (V)? 1. Zapisz schemat równania reakcji podając tylko wzory poszczególnych związków chemicznych: Ba(OH) 2 + HNO 3 Ba(NO 3 ) 2 + H 2 O 2. Zauważ, że w Ba(NO 3 ) 2 są 2 jony NO Przed reakcją jony NO 3 potrzebne są 2 cząsteczki HNO 3 wpisujemy 2 przed HNO 3. były w HNO 3, czyli Ba(OH) 2 + 2HNO 3 Ba(NO 3 ) 2 + H 2 O 3. Policz atomy tlenu przed reakcją: 2 w cząsteczce Ba(OH) 2 i 6 w 2 cząsteczkach HNO 3, czyli razem 8. Po reakcji, w Ba(NO 3 ) 2 jest 6 atomów tlenu, więc żeby było 8, przed wodę należy wstawić współczynnik 2, zatem: Ba(OH) 2 + 2HNO 3 Ba(NO 3 ) 2 + 2H 2 O 4. Dla sprawdzenia policz atomy poszczególnych pierwiastków po obu stronach równania powinny być takie same. 12

13 IV. ZARYS SYSTEMATYKI ZWIĄZKÓW NIEORGANICZNYCH Tlenki kwasowe to takie tlenki, które reagując z zasadami tworzą odpowiednie sole, np.: CO 2 + 2KOH K 2 CO 3 + 2H 2 O Tlenki - związki tlenu z atomami innych pierwiastków. Biorąc pod uwagę właściwości chemiczne tej grupy związków podzielono je na tlenki: kwasowe, zasadowe, amfoteryczne i obojętne. SO 3 + 2NaOH Na 2 SO 4 + H 2 O N 2 O 5 + Ca(OH) 2 Ca(NO 3 ) 2 + H 2 O Pośród tlenków kwasowych wyróżnia się grupa bezwodników kwasowych, czyli związków, które w reakcji z wodą tworzą odpowiednie kwasy. SO 2 + H 2 O H 2 SO 3 P 2 O 5 + 3H 2 O 2H 3 PO 4 N 2 O 3 + H 2 O HNO 2 Nie każdy tlenek kwasowy jest jednocześnie bezwodnikiem kwasowym, np. SiO 2 nie reaguje z wodą, więc nie jest bezwodnikiem kwasowym, ale jest tlenkiem kwasowym, ponieważ w reakcji z zasadą tworzy sól. SiO 2 + 2NaOH Na 2 SiO 3 + H 2 O Tlenki zasadowe to takie tlenki, które reagując z kwasami tworzą odpowiednie sole, np. Na 2 O + 2HCl 2NaCl + H 2 O MgO + 2HNO 3 Mg(NO 3 ) 2 + H 2 O 3K 2 O + 2H 3 PO 4 2K 3 PO 4 + 3H 2 O Pośród tlenków zasadowych wyróżnia się grupa bezwodników zasadowych, czyli związków, które w reakcji z wodą tworzą odpowiednie zasady. CaO + H 2 O Ca(OH) 2 Li 2 O + H 2 O 2LiOH BaO + H 2 O Ba(OH) 2 Nie każdy tlenek zasadowy jest jednocześnie bezwodnikiem zasadowym, np. CuO nie reaguje z wodą, więc nie jest bezwodnikiem zasadowym, ale jest tlenkiem zasadowym, ponieważ w reakcji z kwasem tworzy sól. CuO + H 2 SO 4 CuSO 4 + H 2 O 13

14 Tlenki amfoteryczne to takie tlenki, które reagują zarówno z mocnymi kwasami (HCl, HNO 3, H 2 SO 4, HClO 4 ) jak i mocnymi zasadami (NaOH, KOH, Ca(OH) 2, ) np. Al 2 O 3 + 6HCl 2AlCl 3 + 3H 2 O Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O 2Na[Al(OH) 4 ] tetrahydroksoglinian sodu PbO + 2HNO 3 Pb(NO 3 ) 2 + H 2 O PbO + 2KOH + H 2 O K 2 [Pb(OH) 4 ] tetrahydroksoołowian(ii) potasu ZnO + 2HClO 4 Pb(ClO 4 ) 2 + H 2 O ZnO + 2KOH + H 2 O K 2 [Zn(OH) 4 ] tetrahydroksocynkan potasu Tlenki obojętne to takie tlenki, które nie reagują ani z kwasami, ani z zasadami, np.: CO, NO. Wodorki - związki wodoru z atomami innych pierwiastków. np.: NaH, CaH 2, BH 3, w których wodór jest na stopniu utlenienia I, oraz CH 4, NH 3, H 2 S, HF, w których wodór jest na stopniu utlenienia +I. Stopień utlenienia wodoru zależy od elektroujemności pierwiastka, z którym tworzy odpowiedni wodorek. Wodorki metali aktywnych reagują z wodą, np.: CaH 2 + 2H 2 O Ca(OH) 2 + 2H 2 NaH + H 2 O NaOH + H 2 14

15 Kwasy - zgodnie z teorią Arrheniusa to związki, które w roztworach wodnych dysocjują, czyli rozpadają się na kationy wodorowe i aniony reszt kwasowych, np.: HCl H + + Cl HNO 3 H + + NO 3 H 2 SO 4 2H SO 4 Kwasy można podzielić na: Jednowodorowe jak HCl, HNO 2, wielowodorowe, jak np. H 3 PO 4, H 2 SO 3, tlenowe, czyli zawierające atomy tlenu w resztach kwasowych jak np. HNO 2, H 2 SO 4, beztlenowe jak HCl, H 2 S, mocne jak np. HCl, HNO 3, słabe jak np. H 2 S, HNO 2, Podziały te wzajemnie się nakładają. H 2 SO 4 jest kwasem tlenowym, wielowodorowym, mocnym. H 2 S jest kwasem beztlenowym, wielowodorowym, słabym. Słabe kwasy wielowodorowe dysocjują stopniowo: H 3 PO 4 H + + H 2 PO 4 anion diwodoroortofosforanowy(v) H 2 PO 4 H + + HPO 4 2 anion wodoroortofosforanowy(v) HPO 4 2 H + + PO 4 3 anion ortofosforanowy(v) Kwasy reagują m.in. z: tlenkami zasadowymi H 2 SO 4 + Na 2 O Na 2 SO 4 + H 2 O aktywnymi metalami zasadami H 2 SO 4 + 2NaOH Na 2 SO 4 + 2H 2 O niektórymi solami H 2 SO 4 + 2NaNO 2 Na 2 SO 4 + 2HNO 2 H 2 SO 4 + 2Na Na 2 SO 4 + H 2 15

16 Wodorotlenki - zgodnie z teorią Arrheniusa Wodorotlenki można podzielić na: to związki, które w roztworach wodnych dysocjują, czyli rozpadają się na kationy metali (lub NH + 4 ) i aniony wodorotlenowe (hydroksylowe), np.: NaOH Na + + OH KOH K + + OH Ca(OH) 2 Ca OH Wodne roztwory wodorotlenków to zasady. mocne jak np. NaOH, Ca(OH) 2 słabe jak np. NH 4 OH jednohydroksylowe jak NaOH, LiOH wielohydroksylowe, jak np. Ca(OH) 2, Al(OH) 3 Zasady reagują m. in. z : niektórymi solami Ca(OH) 2 + K 2 SO 4 CaSO 4 + 2KOH tlenkami kwasowymi Ca(OH) 2 + SO 2 CaSO 3 + H 2 O kwasami Ca(OH) 2 + H 2 SO 4 CaSO 4 + 2H 2 O Wodorotlenki amfoteryczne to takie wodorotlenki, które reagują zarówno z mocnymi kwasami (HCl, HNO 3, H 2 SO 4, HClO 4 ) jak i mocnymi zasadami (NaOH, KOH, Ca(OH) 2, ) np. Al(OH) 3 + 3HCl AlCl 3 + 3H 2 O chlorek glinu Al(OH) 3 + NaOH Na[Al(OH) 4 ] tetrahydroksoglinian sodu Pb(OH) 2 + 2HNO 3 Pb(NO 3 ) 2 + 2H 2 O azotan(v) ołowiu(ii) Pb(OH) 2 + 2KOH K 2 [Pb(OH) 4 ] tetrahydroksoołowian(ii) potasu Zn(OH) 2 + 2HClO 4 Pb(ClO 4 ) 2 + 2H 2 O chloran(vii) ołowiu(ii) Zn(OH) 2 + 2KOH K 2 [Zn(OH) 4 ] tetrahydroksocynkan potasu 16

17 Sole - to związki, zbudowane z kationów metali (lub NH 4 + ) i anionów reszt kwasowych, np.: NaCl Na + + Cl Ca(NO 3 ) 2 Ca NO 3 Ze względu na zawarte w nich jony, sole można podzielić na: Na 3 PO 4 3Na + + PO 4 3 Sole mogą w swej strukturze zawierać także jony H + lub OH. obojętne wodorosole hydroksosole Sole obojętne - zbudowane z kationów metali (lub NH 4 + ) i anionów reszt kwasowych Wodorosole poza z kationami metali (lub NH 4 + ) i anionami reszt kwasowych zawierają w swej strukturze jony wodorowe (H + ), Hydroksosole poza z kationami metali (lub NH 4 + ) i anionami reszt kwasowych zawierają w swej strukturze jony wodorotlenowe (OH ). Sole obojętne Sole obojętne powstają m.in. w reakcjach: kwasów z metalami 2HClO 4 + Ca Ca(ClO 4 ) 2 + H 2 kwasów z bezwodnikami zasadowymi 2HClO 4 + CaO Ca(ClO 4 ) 2 + H 2 O kwasów z zasadami 2HClO 4 + Ca(OH) 2 Ca(ClO 4 ) 2 + 2H 2 O bezwodników kwasowych z bezwodnikami zasadowymi Cl 2 O 7 + CaO Ca(ClO 4 ) 2 kwasów z niektórymi solami 6HClO 4 + Ca 3 (PO 4 ) 2 3Ca(ClO 4 ) 2 + 2H 3 PO 4 Sole reagują m.in. z: niektórymi kwasami NH 4 NO 2 + HCl NH 4 Cl + HNO 2 niektórymi zasadami NH 4 NO 2 + NaOH NaNO 2 + NH 3 + H 2 O niektórymi solami NH 4 NO 2 + AgNO 3 AgNO 2 + NH 4 NO 3 17

18 Sole obojętne dysocjują jednostopniowo na kationy metali (lub NH + 4 ) i aniony reszt kwasowych, np.: KCl K + + Cl Ba(NO 3 ) 2 Ba NO 3 Al 2 (SO 4 ) 3 2Al SO 4 Wodorosole Wodorosole powstają m.in. w reakcjach kwasów wielowodorwych ze stechiometrycznym niedomiarem zasad, np.: H 2 SO 3 + NaOH NaHSO 3 + H 2 O wodorosiarczan(iv) sodu Powstały wodorosiarczan(iv) sodu, jest wodorosolą, bo nie było następnego jonu Na +, który mógłby zastąpić drugi jon H + w cząsteczce H 2 SO 3. Działając kolejnym molem NaOH na NaHSO 3 otrzymuje się sól obojętną : Inny przykład: NaHSO 3 + NaOH Na 2 SO 3 + H 2 O siarczan(iv) sodu H 3 PO 4 + KOH KH 2 PO 4 + H 2 O diwodoroortofosforan(v) potasu KH 2 PO 4 + KOH K 2 HPO 4 + H 2 O wodoroortofosforan(v) potasu Hydroksosole K 2 HPO 4 + KOH K 3 PO 4 + H 2 O ortofosforan(v) potasu Hydroksosole powstają m.in. w reakcjach wodorotlenków wielohydroksylowych ze stechiometrycznym niedomiarem kwasów, np.: Mg(OH) 2 + HCl Mg(OH)Cl + H 2 O chlorek hydroksomagnezu Powstały chlorek hydroksomagnezu, jest hydroksosolą, bo nie było następnego jonu Cl, który mógłby zastąpić drugą grupę OH - w cząsteczce Mg(OH) 2. Działając kolejnym molem HCl na Mg(OH)Cl otrzymuje się sól obojętną. Mg(OH)Cl+ HCl MgCl 2 + H 2 O chlorek magnezu 18

19 Inny przykład: Al(OH) 3 + HNO 3 Al(OH) 2 NO 3 + H 2 O azotan(v) dihydroksoglinu Al(OH) 2 NO 3 + HNO 3 Al(OH)(NO 3 ) 2 + H 2 O azotan(v) hydroksoglinu Al(OH)(NO 3 ) 2 + HNO 3 Al(NO 3 ) 3 + H 2 O azotan(v) glinu V. REAKCJE W ROZTWORACH ELEKTROLITÓW Elektrolity to związki, które w wyniku rozpuszczenia lub stopienia dysocjują, czyli rozpadają się na jony i w tej postaci przewodzą prąd elektryczny. Elektrolitami są kwasy, zasady i sole. Słabym elektrolitem jest także woda. Dysocjacja elektrolityczna to rozpad cząsteczki na jony pod wpływem rozpuszczalnika. Dysocjacja może być całkowita lub częściowa, co określa stopień dysocjacji (α) i jest podstawą podziału elektrolitów na mocne i słabe. Dla mocnych elektrolitów α jest zbliżony do 100%, a dla słabych poniżej 5%. Stopień dysocjacji α można policzyć z zależności: = c c o 100% stężenie molowe cząsteczek zdysocjowanych stężenie molowe wszystkich cząsteczek wprowadzonych do roztworu 19

20 W równaniach reakcji dysocjacji mocnych elektrolitów stosuje się strzałkę skierowaną grotem z lewej strony w prawą ( ), a w równaniach reakcji dysocjacji słabych elektrolitów dwie strzałki skierowane przeciwnie ( ) Dysocjacja elektrolityczna kwasów Kwasy dysocjują na kationy wodorowe (H + ) i aniony reszt kwasowych. HCl H + + Cl H 2 SO 4 2H + + SO 4 2 HNO 2 H + + NO 2 H 2 S 2H + + S 2 Dysocjacja elektrolityczna zasad Zasady dysocjują na kationy metali (lub NH 4 + ) i aniony wodorotlenowe (OH - ). KOH K + + OH Ca(OH) 2 Ca OH NH 4 OH NH OH Dysocjacja elektrolityczna soli Sole dysocjują na kationy metali (lub NH 4 + ) i aniony reszt kwasowych. NaCl Na + + Cl Ba(NO 3 ) 2 Ba NO 3 - Dysocjacja elektrolityczna wody Woda dysocjuje na kationy wodorowe(h + ) i aniony hydroksylowe (OH - ). H 2 O H + + OH Woda jest słabym elektrolitem. Wszystkie sole są mocnymi elektrolitami. 20

21 Reakcje zobojętniania - to reakcje kwasów z zasadami. W ich wyniku powstają sole i woda. Przykład 1 HNO 3 + NaOH NaNO 3 + H 2 O azotan(v) sodu Kwas azotowy(v) (HNO 3 ), zasada sodowa (NaOH) i azotan(v) sodu (NaNO 3 ) są mocnymi elektrolitami, więc można zapisać je jonowo: H + + NO 3 + Na + + OH Na + + NO 3 + H 2 O Upraszczając powyższe równanie, czyli usuwając elementy występujące po obu jego stronach w tej samej postaci i ilości, uzyskujemy: Przykład 2 H + + OH H 2 O H 2 SO 4 + 2KOH K 2 SO 4 + 2H 2 O siarczan(vi) potasu Kwas siarkowy(vi) (H 2 SO 4 ), zasada potasowa (KOH) i siarczan(vi) potasu (K 2 SO 4 ) są mocnymi elektrolitami, więc należy zapisać je jonowo: 2H + + SO K + + 2OH 2K + + SO H 2 O Upraszczając powyższe równanie, czyli usuwając elementy występujące po obu jego stronach w tej samej postaci i ilości, uzyskujemy: H + + OH H 2 O Powyższe równania można traktować jako wzorcowe dla reakcji zobojętniania mocnych kwasów (HNO 3, HCl, HClO 4, H 2 SO 4 ) z mocnymi zasadami (NaOH, KOH, Ca(OH) 2 ) Przykład 3 H 2 SO 3 + 2KOH K 2 SO 3 + 2H 2 O siarczan(iv) potasu 21

22 Zasada potasowa (KOH) i siarczan(iv) potasu (K 2 SO 3 ) są mocnymi elektrolitami, więc należy zapisać je jonowo, podczas gdy kwas siarkowy(iv) i woda, jako słabe elektrolity pozostają w zapisie cząsteczkowym: H 2 SO 3 + 2K + + 2OH 2K + + SO H 2 O Upraszczając powyższe równanie, czyli usuwając elementy występujące po obu jego stronach w tej samej postaci i ilości, uzyskujemy: Przykład 4 H 2 SO 3 + 2OH SO H 2 O H 3 PO 4 + 3NaOH Na 3 PO 4 + 3H 2 O ortofosforan(v) sodu Zasada sodowa (NaOH) i ortofosforan(v) sodu (Na 3 PO 4 ) są mocnymi elektrolitami, więc należy zapisać je jonowo, podczas gdy kwas siarkowy(iv) i woda, jako słabe elektrolity pozostają w zapisie cząsteczkowym: H 3 PO 4 + 3Na + + 3OH 3Na + + PO H 2 O Upraszczając powyższe równanie, czyli usuwając elementy występujące po obu jego stronach w tej samej postaci i ilości, uzyskujemy: Przykład 5 H 3 PO 4 + 3OH PO H 2 O HCl + NH 4 OH NH 4 Cl + H 2 O chlorek amonu Kwas solny (HCl) i chlorek amonu (NH 4 Cl) są mocnymi elektrolitami, więc należy zapisać je jonowo, podczas gdy zasada amonowa (NH 4 OH) i woda, jako słabe elektrolity pozostają w zapisie cząsteczkowym: H + + Cl + NH 4 OH NH Cl + H 2 O Upraszczając powyższe równanie, czyli usuwając elementy występujące po obu jego stronach w tej samej postaci i ilości, uzyskujemy: H + + NH 4 OH NH H 2 O Uwaga: w jonowych równaniach reakcji zobojętniania zawsze sole (jako mocne elektrolity) zapisuje się jonowo, a wodę (jako słaby elektrolit) zapisuje się cząsteczkowo. 22

23 Reakcje hydrolizy - to reakcje jonów soli z wodą. W ich wyniku powstaje kwas i zasada, a roztwór przybiera odczyn kwasowy lub zasadowy. Hydrolizie ulegają sole: mocnych kwasów i słabych zasad, mocnych zasad i słabych kwasów oraz słabych zasad i słabych kwasów. Hydrolizie nie ulegają sole mocnych kwasów i mocnych zasad. Ich wodne roztwory mają ph=7. Hydroliza jest reakcją odwracalną, co oznacza się zapisem zamiast. Hydroliza soli mocnych kwasów i słabych Przykład 1 MnCl 2 sól mocnego kwasu (HCl) i słabej zasady Mn(OH) 2 MnCl 2 wprowadzony do wody rozpuszcza się i dysocjuje zgodnie z równaniem: MnCl 2 Mn Cl Powstałe jony reagują z wodą (hydroliza) zgodnie z równaniem: Mn Cl + 2H 2 O Mn(OH) 2 + 2H + +2Cl Upraszczając powyższe równanie, czyli usuwając elementy występujące po obu jego stronach w tej samej postaci i ilości, uzyskujemy: Mn H 2 O Mn(OH) 2 + 2H + Powstające jony H + powodują, że odczyn roztworu jest kwaśny czyli ph<7 Przykład 2 Al(NO 3 ) 3 sól mocnego kwasu (HNO 3 ) i słabej zasady Al(OH) 3 Al(NO 3 ) 3 wprowadzony do wody rozpuszcza się i dysocjuje zgodnie z równaniem: Al(NO 3 ) 3 Al NO 3 Powstałe jony reagują z wodą (hydroliza) zgodnie z równaniem: Al NO 3 + 3H 2 O Al(OH) 3 + 3H + +3NO 3 Upraszczając powyższe równanie, czyli usuwając elementy występujące po obu jego stronach w tej samej postaci i ilości, uzyskujemy: Al H 2 O Al(OH) 3 + 3H + Powstające jony H + powodują, że odczyn roztworu jest kwaśny czyli ph<7 23

24 Hydroliza soli mocnych zasad i słabych kwasów Przykład 1 Na 2 S sól mocnej zasady (NaOH) i słabego kwasu (H 2 S) Na 2 S wprowadzony do wody rozpuszcza się i dysocjuje zgodnie z równaniem: Na 2 S 2Na + + S 2 Powstałe jony reagują z wodą (hydroliza) zgodnie z równaniem: 2Na + + S 2 + 2H 2 O 2Na + + 2OH + H 2 S Upraszczając powyższe równanie, czyli usuwając elementy występujące po obu jego stronach w tej samej postaci i ilości, uzyskujemy: S 2 + 2H 2 O 2OH + H 2 S Powstające jony OH - powodują, że odczyn roztworu jest zasadowy czyli ph>7 Przykład 2 KNO 2 sól mocnej zasady (KOH) i słabego kwasu (HNO 2 ) KNO 2 wprowadzony do wody rozpuszcza się i dysocjuje zgodnie z równaniem: KNO 2 K + + NO 2 Powstałe jony reagują z wodą (hydroliza) zgodnie z równaniem: K + + NO 2 + H 2 O K + + OH + HNO 2 Upraszczając powyższe równanie, czyli usuwając elementy występujące po obu jego stronach w tej samej postaci i ilości, uzyskujemy: NO 2 + H 2 O OH + HNO 2 Powstające jony OH - powodują, że odczyn roztworu jest zasadowy czyli ph>7 24

25 Hydroliza soli słabych zasad i słabych kwasów Przykład 1 Fe(NO 2 ) 2 sól słabej zasady (Fe(OH) 2 ) i słabego kwasu (HNO 2 ) Fe(NO 2 ) 2 wprowadzony do wody rozpuszcza się i dysocjuje zgodnie z równaniem: Fe(NO 2 ) 2 Fe NO 2 Powstałe jony reagują z wodą (hydroliza) zgodnie z równaniem: Fe NO 2 + 2H 2 O Fe(OH) 2 + 2HNO 2 W wyniku reakcji powstały słabe elektrolity (zapis cząsteczkowy), czyli związki dysocjujące w niewielkim stopniu. W wyniku ich dysocjacji powstają zarówno jony OH - (z dysocjacji Fe(OH) 2 ) jak i H + (z dysocjacji HNO 2 ). Nie wiedząc czy stężenie jonów OH - czy H + będzie większe stwierdza się, że odczyn roztworu po hydrolizie Fe(NO 2 ) 2 jest zbliżony do obojętnego. Przykład 2 (NH 4 ) 3 PO 4 sól słabej zasady (NH 4 OH) i słabego kwasu (H 3 PO 4 ) (NH 4 ) 3 PO 4 wprowadzony do wody rozpuszcza się i dysocjuje zgodnie z równaniem: (NH 4 ) 3 PO 4 3NH PO 4 Powstałe jony reagują z wodą (hydroliza) zgodnie z równaniem: 3NH PO 4 + 3H 2 O 3NH 4 OH + H 3 PO 4 W wyniku reakcji powstały słabe elektrolity (zapis cząsteczkowy), czyli związki dysocjujące w niewielkim stopniu. W wyniku ich dysocjacji powstają zarówno jony OH (z dysocjacji NH 4 OH) jak i H + (z dysocjacji H 3 PO 4 ). Nie wiedząc czy stężenie jonów OH - czy H + będzie większe można jedynie powiedzieć, że odczyn roztworu po hydrolizie (NH 4 ) 3 PO 4 jest zbliżony do obojętnego. 25

26 Reakcje strącania osadów - to reakcje, w wyniku których powstają związki trudno rozpuszczalne (osady). Substratami tych reakcji mogą być kwasy, zasady i sole. W zapisie cząsteczkowym osad zwykle zaznaczamy strzałką skierowaną w dół $. Kwas + zasada Przykład 1 HClO 4 + KOH KClO 4 $ + H 2 O Kwas chlorowy(vii) (HClO 4 ) i zasada potasowa (KOH) są mocnymi elektrolitami, więc można zapisać je jonowo: H + + ClO 4 + K + + OH - KClO 4 $ + H 2 O Przykład 2 H 2 SO 4 + Ca(OH) 2 CaSO 4 $ + 2H 2 O Kwas siarkowy(vi) (H 2 SO 4 ) i zasada wapniowa (Ca(OH) 2 ) są mocnymi elektrolitami, więc można zapisać je jonowo: 2H SO 4 + Ca OH CaSO 4 $+ 2H 2 O Kwas + sól Przykład 1 HCl + AgNO 3 AgCl$+ HNO 3 Kwas solny (HCl), kwas azotowy(v) i azotan(v) srebra są mocnymi elektrolitami, dobrze rozpuszczalnymi w wodzie, więc można zapisać je jonowo: H + + Cl + Ag + + NO 3 AgCl$+ H + + NO 3 26

27 Upraszczając powyższe równanie, czyli usuwając elementy występujące po obu jego stronach w tej samej postaci i ilości, uzyskujemy: Ag + + Cl AgCl$ Przykład 2 H 2 SO 4 + CaCl 2 CaSO 4 $ + 2HCl Kwas siarkowy(vi) (H 2 SO 4 ), kwas solny (HCl) i chlorek wapnia (CaCl 2 ) są mocnymi elektrolitami, dobrze rozpuszczalnymi w wodzie, więc można zapisać je jonowo: 2H SO 4 + Ca Cl CaSO 4 $+ 2H + + 2Cl Upraszczając powyższe równanie, czyli usuwając elementy występujące po obu jego stronach w tej samej postaci i ilości, uzyskujemy: Ca SO 4 CaSO 4 $ Zasada + sól Przykład 1 2NaOH + MgCl 2 Mg(OH) 2 $ + 2NaCl Zasada sodowa (NaOH), chlorek magnezu (MgCl 2 ) i chlorek sodu (NaCl) są mocnymi elektrolitami, dobrze rozpuszczalnymi w wodzie, więc można zapisać je jonowo: 2Na + + 2OH + Mg Cl Mg(OH) 2 $+ 2Na + + 2Cl Upraszczając powyższe równanie, czyli usuwając elementy występujące po obu jego stronach w tej samej postaci i ilości, uzyskujemy: Mg 2+ +2OH Mg(OH) 2 $ Przykład 2 2KOH + Mn(NO 3 ) 2 Mn(OH) 2 $ + 2KNO 3 Zasada potasowa (KOH), azotan(v) manganu(ii) (Mn(NO 3 ) 2 ) i azotan(v) potasu (KNO 3 ) są mocnymi elektrolitami, dobrze rozpuszczalnymi w wodzie, więc można zapisać je jonowo: 2K + + 2OH + Mn NO 3 Mn(OH) 2 $ + 2K + + 2NO 3 Upraszczając powyższe równanie, czyli usuwając elementy występujące po obu jego stronach w tej samej postaci i ilości, uzyskujemy: Mn 2+ +2OH Mn(OH) 2 $ 27

28 sól + sól Przykład 1 AgNO 3 + NaCl AgCl$ + NaNO 3 Z wyjątkiem AgCl, pozostałe sole są dobrze rozpuszczalne w wodzie, więc można zapisać je jonowo: Ag + + NO 3 + Na + + Cl AgCl$+ Na + + NO 3 Upraszczając powyższe równanie, czyli usuwając elementy występujące po obu jego stronach w tej samej postaci i ilości, uzyskujemy: Ag + + Cl AgCl$ Przykład 2 K 2 SO 4 + BaCl 2 BaSO 4 $ + 2KCl Z wyjątkiem BaSO 4 $, pozostałe sole są dobrze rozpuszczalne w wodzie, więc można zapisać je jonowo: 2K + + SO Ba Cl BaSO 4 $ + 2K + + 2Cl Upraszczając powyższe równanie, czyli usuwając elementy występujące po obu jego stronach w tej samej postaci i ilości, uzyskujemy: Ba SO 4 BaSO 4 $ VI.STĘŻENIA ROZTWORÓW substancja ROZTWÓR rozpuszczona + rozpuszczalnik Każdy roztwór jest mieszaniną minimum 2 substancji: rozpuszczalnika i przynajmniej jednej substancji rozpuszczonej (substancji rozpuszczonych może być kilka). W chemii nieorganicznej rozpuszczalnikiem zwykle jest woda. Jej gęstość wynosi 1 g/cm 3. Wzajemny ilościowy stosunek substancji rozpuszczonych i rozpuszczalnika określają stężenia. 28

29 Stężenie procentowe określa masę substancji rozpuszczonej w 100 g roztworu C p = masa substancji rozpuszczonej 100% masa roztworu Zadanie 1 Ile gramów NaCl i jaką objętość wody zużyto na przygotowanie 250 g 8% roztworu tej soli? Rozwiązanie: Z definicji stężenia procentowego wynika, że 8 g soli jest w każdych 100 g roztworu, zatem: 8 g substancji g roztworu x g substancji g roztworu x =!!!"#!!""! = 20 g substancji stąd, jeśli masa roztworu wynosi 250 g, a substancja w nim rozpuszczona stanowi 20 g, to masę rozpuszczalnika, czyli wody, obliczamy z różnicy: 250 g 20 g = 230 g. Jeśli gęstość (d) wody wynosi 1 g/cm 3, to objętość (v) zużytej wody obliczamy jako v =!! =!"#!!!/!"! = 230 cm3 wody Odp: Na przygotowanie 250 g 8% roztworu zużyto 20 g NaCl i 230 cm 3 wody. Zadanie 2 Jaką objętość wody należy odparować z 500 g 3 % roztworu MgCl 2, aby otrzymać roztwór 10%? Rozwiązanie: Ile gramów MgCl 2 znajduje się w 500 g 3% roztworu? 3 g MgCl g roztworu x g substancji g roztworu x =!!!""!!""! = 15 g MgCl 2 Masa MgCl 2, w wyniku odparowania wody, nie ulega zmianie, czyli w 10% roztworze też będzie 15 g MgCl 2. 29

30 10 g MgCl g roztworu 15 g MgCl x g roztworu x =!"!!""!!"! = 150 g roztworu Jeśli masa roztworu przed odparowaniem wynosiła 500 g, a po odparowaniu ma wynosić 150 g, to należy odparować 350 g czyli 350 cm 3 wody. (500 g 150 g = 350 g) Odp: Należy odparować 350 cm 3 wody. Zadanie 3 Do 10 cm 3 40% roztworu NaOH (d=1,4 g/cm 3 ) dodano 90 cm 3 wody. Oblicz stężenie procentowe powstałego roztworu. Rozwiązanie: Stężenie procentowe dotyczy mas. Jaką masę miał roztwór przed dodaniem wody? m = v d = 10 cm 3 1,4 g/cm 3 = 14,0 g Ile gramów NaOH znajdowało się w tym roztworze? 40 g NaOH g roztworu x g NaOH ,0 g roztworu x =!"!!"!!""! = 5,6 g NaOH Masa NaOH, w wyniku dodania wody, nie ulega zmianie, czyli w roztworze powstałym po rozcieńczeniu też będzie 5,6 g NaOH. Jego masa to: 14 g roztworu przed rozcieńczeniem + 90 g wody = 104 g 5,6 g NaOH g roztworu x g NaOH g roztworu x =!,!!!""!!"#! Odp: Stężenie powstałego roztworu wynosi 5,4%. = 5,4 g NaOH 30

31 Zadanie 4 Do 20 cm 3 12% roztworu KCl (d=1,2 g/cm 3 ) dodano 30 cm 3 5% (d=1,1 g/cm 3 ). Oblicz stężenie procentowe powstałego roztworu. Rozwiązanie: O stężeniu procentowym roztworu końcowego decyduje suma mas 12 % i 5% roztworu oraz suma mas KCl znajdującego się w tych roztworach. Jaką masę miał roztwór 12 %? m = v d = 20 cm 3 1,2 g/cm 3 = 24,0 g Ile gramów KCl znajdowało się w tym roztworze? 12 g KCl g roztworu x g KCl ,0 g roztworu x =!"!!",!!!""! = 2,88 g KCl 57g Jaką masę miał roztwór 5 %? m = v d = 30 cm 3 1,1 g/cm 3 = 33,0 g 4,53g Ile gramów KCl znajdowało się w tym roztworze? 5 g KCl g roztworu x g KCl ,0 g roztworu x =!!!!,!!!""! = 1,65 g KCl Łączna masa roztworów wynosi: 24,0 g + 33,0 g = 57,0 g Łączna masa KCl zawartego w tych roztworach to: 2,88 g + 1,65 g = 4,53 g C p =!"#"!"#!$%&'()!"#$%&#'#"()*!"#"!"#$%"!& Odp: Stężenie powstałego roztworu wynosi 7,9%.!,!"! C p = 100% = 7,9 %!",!! 100% 31

32 Stężenie molowe określa liczbę moli substancji rozpuszczonej w 1 dm 3 roztworu. Jednostką stężenia molowego jest mol/dm 3. C =!! liczba moli substancji rozpuszczonej objętość roztworu [dm 3 ] masa substancji rozpuszczonej n=!! masa molowa substancji rozpuszczonej C = m M V Zadanie 1 Ile gramów glukozy (M=180 g/mol) zużyto na przygotowanie 800 cm 3 roztworu o stężeniu 0,21 mol/dm 3? Rozwiązanie: Z definicji stężenia molowego wynika, że w 1 dm 3 roztworu znajduje się 0,21 mola glukozy. Ile moli glukozy znajduje się w przygotowanym roztworze? 0,21 mola glukozy cm 3 roztworu x mola glukozy cm 3 roztworu x = Jaką masę stanowi 0,168 mola glukozy?!,!"!"#$!""!"!!"""!"! = 0,168 mola glukozy 1 mol glukozy g glukozy 0,168 mola glukozy x g glukozy x =!,!"#!"#$!"#$!!"# Odp: Na przygotowanie roztworu zużyto 30,24 g glukozy. = 30,24 g glukozy 32

33 Zadanie 2 Jaką objętość wody należy odparować z 300 cm 3 0,07 molowego roztworu NaCl, aby otrzymać roztwór o stężeniu 0,20 mol/dm 3? Rozwiązanie: Ile moli KCl znajduje się w 300 cm 3 0,05 molowego roztworu? 0,07 mola KCl cm 3 roztworu x moli KCl cm 3 roztworu x =!,!"!"#!""!"!!"""!"! = 0,021 mol KCl Liczba moli KCl, w wyniku odparowania wody, nie ulega zmianie, czyli w 0,20 molowym roztworze też będzie 0,021 molakcl. 0,20 mola KCl cm 3 roztworu 0,021 mola KCl x cm 3 roztworu x =!,!"#!"#$!"""!"!!,!"!"#$ = 105 cm 3 roztworu Jeśli objętość roztworu przed odparowaniem wynosiła 300 cm 3, a po odparowaniu ma wynosić 105 cm 3, to należy odparować 195 cm 3 wody. (300 cm cm 3 = 195 cm 3 ) Odp: Należy odparować 195 cm 3 wody. Zadanie 3 Do 200 cm 3 3,50 molowego roztworu kwasu solnego dodano 50 cm 3 molowe powstałego roztworu. wody. Oblicz stężenie Rozwiązanie: W wyniku rozcieńczania roztworu nie zmienia się liczba moli substancji rozpuszczonej, czyli n 1 = n 2, gdzie n 1 - liczba moli przed dodaniem wody, n 2 liczba moli po dodaniu wody. n 1 = n 2 c 1 v 1 = c 2 v 2 niewiadomą jest c 2 c 2 =!!!!!! = Odp: Stężenie powstałego roztworu wynosi 2,80 mol/dm 3 3,50 mol dm3 200 cm3 250 cm 3 = 2,80 mol/dm 3 33

34 Zadanie 4 Do 80 cm 3 1,30 molowego roztworu KOH dodano 70 cm 3 0,90 molowego roztworu KOH. Oblicz stężenie molowe powstałego roztworu. Rozwiązanie: O stężeniu molowym roztworu końcowego (c 3 ) decyduje suma moli substancji (n 1 +n 2 = n 3 ) znajdujących się w obu roztworach oraz suma objętości (v 1 + v 2 = v 3 ) tych roztworów. n 1 + n 2 = n 3 c 1 v 1 + c 2 v 2 = c 3 (v 1 + v 2 ) niewiadomą jest c 3 c 3 = c 1 v 1! c 1,3 mol 2 v 2 = v 1! v 2 dm 3 0,08dm3! 0,9 mol dm3 0,07dm3 Odp: Stężenie powstałego roztworu wynosi 1,11 mol/dm 3 0,08dm 3! 0,07dm 3 = 1,11 mol/dm 3 Zadanie 1 Przeliczanie stężeń Jakie jest stężenie molowe 16% roztworu kwasu siarkowego(vi) (M=98 g/mol), jeśli jego gęstość wynosi 1,11 g/cm 3? Rozwiązanie: W celu policzenia stężenia molowego należy ustalić liczbę moli substancji rozpuszczonej przypadającą na 1 dm 3 roztworu. Zakładając, że mamy 1 dm 3 roztworu, należy obliczyć jego masę. m = v d = 1000 cm 3 1,11 g/cm 3 = 1110 g Korzystając z definicji stężenia procentowego wiemy, że 16 g H 2 SO 4 jest w każdych 100 g roztworu, zatem: 16 g H 2 SO g roztworu x g H 2 SO g roztworu (1 dm 3 ) x = 16 g!!!"!!""! = 177,6 g H 2 SO 4 1 mol H 2 SO g x moli H 2 SO ,6 g x =!!"#!"",!!!"! = 1,81 mola H 2 SO 4 w 1 dm 3 roztworu Odp: Stężenie molowe wynosi 1,81 mol/dm 3. 34

35 Zadanie 2 Jakie jest stężenie procentowe 6,0 molowej zasady sodowej (M=40 g/mol), jeśli gęstość roztworu wynosi 1,22g/cm 3? Rozwiązanie: W celu policzenia stężenia procentowego należy ustalić masę substancji rozpuszczonej przypadającą na 100 gramów roztworu. Zakładając, że mamy 1 dm 3 roztworu, obliczamy jego masę. m = v d = 1000 cm 3 1,22 g/cm 3 = 1220 g Korzystając z definicji stężenia molowego wiemy, że 6 moli NaOH jest w każdym 1 dm 3, liczymy masę NaOH w 1 dm 3 roztworu, zatem: 1 mol NaOH g NaOH 6 moli NaOH x g NaOH x =!!"#$!"!!!"# = 240 g NaOH (w 1 dm 3 roztworu) C p = masa substancji rozpuszczonej!"#"!"#$%"!& 100% Odp: Stężenie procentowe wynosi 19,7 %. C p =!"#$!""#! 100% = 19,7 % Zadanie 3 Jaką objętość 26% roztworu HNO 3 (M=63 g/mol) o gęstości 1,15 g/cm 3, należy zużyć na przygotowanie 500 cm 3 roztworu o stężeniu 0,40 mol/dm 3? Rozwiązanie: Ile moi HNO 3 ma być w przygotowywanym roztworze? Jaka to masa? n = c v = 0,4mol/dm 3 0,50 dm 3 = 0,20 mol 1 mol HNO g 0,20 mola HNO x g x =!,!"!"#$ 63 g/mol!!"# = 12,6 g HNO 3 W jakiej masie 26% roztworu HNO 3 znajduje się 12,6 g tej substancji? 35

36 26 g HNO g roztworu 12,6 g HNO x g roztworu x =!",!!!""! 26 g = 48,5 g roztworu Jaka to objętość? V =!! =!",!! 1,15 g/cm 3 = 42,1 cm3 roztworu Odp: Na przygotowanie 500 cm 3 roztworu o stężeniu 0,40 mol/dm 3 należy zużyć 42,1 cm 3 26 % roztworu HNO 3. Zadanie 4 50 cm 3 6% roztworu HCl (M=36,5 g/mol) o gęstości 1,03 g/cm 3 rozcieńczono wodą do objętości 200 cm 3. Jakie jest stężenie molowe powstałego roztworu? Rozwiązanie: Znamy objętość przygotowanego roztworu 200 cm 3. W celu ustalenia stężenia molowego należy policzyć, ile moli HCl zawierał 6% roztwór. Jaką masę miał 6% roztwór? m = v d = 50 cm 3 1,03 g/cm 3 = 51,5 g Ile gramów HCl znajdowało się w 51, 5 g jego roztworu? Ile to moli? 6 g HCl g roztworu x g HCl ,5 g roztworu x = 6 g!",!!!""! = 3,1 g 1 mol HCl ,5 g HCl x moli HCl ,1 g HCl x =!!"#!,!! 36,5 g = 0,08 mola Jakie jest stężenie molowe powstałego roztworu? Odp: Stężenie molowe wynosi 0,40 mol/dm 3. C =! =!,!"!"# = 0,40 mol/dm3 V 0,2 dm3 36