roztwory elektrolitów KWASY i ZASADY

Wielkość: px

Rozpocząć pokaz od strony:

Download "roztwory elektrolitów KWASY i ZASADY"

Teodor Świątek
7 lat temu
Przeglądów:

1 roztwory elektrolitów KWASY i ZASADY

2 nieelektrolit słaby elektrolit mocny elektrolit Przewodnictwo właściwe elektrolitów < 10-2 Ω -1 m -1 dla metali Ω -1 m -1

3 Pomiar przewodnictwa elektrycznego elektrolitów miernik

4 Rozpad substancji na jony pod wpływem rozpuszczalnika nazywamy dysocjacją elektrolityczną: H 2 O NaCl (c) Na + (aq)+ Cl - (aq) rozpuszczanie soli: NaCl (s) Na + (aq)+ Cl - (aq)

5 rozpad substancji na jony w roztworach nie zachodzi całkowicie stopień dysocjacji - jest to stosunek ilości cząsteczek, które rozpadły się na jony, do ogólnej liczby wprowadzonych cząsteczek do roztworu oznaczamy go najczęściej literą α. α ilość powstałych jonów / początkowa ilość substancji α zmienia sięod 0 do 1 lub 0-100%.

6 Związek stopień dysocjacji [% HI HBr HCl HF HCN KOH NaOH NH 4 OH Ca(OH) 2 NaCl MgCl 2 ZnCl 2 K 2 SO 4 CuSO 4 ZnSO 4 Na(CH COO) KNO

7 Podział na słabe i mocne elektrolity G -RTln K substancje ulegające spontanicznie reakcji dysocjacji( G < 0) będąsilnymielektrolitami,awięcichstałak>1 Substancje, które spontanicznie będą odtwarzały cząsteczkę niezdysocjowaną (a więc dla których G > 0 dla procesu dysocjacji) będą słabymi elektrolitami, K < 1

8 Związek stopnia dysocjacji ze stałą dysocjacji α[na + /[NaCl 0 [Cl - /[NaCl 0 gdzie [NaCl 0 stężenie NaCl które istniałoby przy braku dysocjacji (początkowe stężenie NaCl) [Na + -tostężenieoznaczastężenierównowagowe,poreakcjidysocjacji Zatem możemy zapisać: [Na + [Cl - α[nacl 0 [NaCl[NaCl 0 -[Na + K[Na + [Cl - /[NaClα α [NaCl 0 2 /{[NaCl0 (1- α)} ostatecznie K[NaCl 0 α 2 /(1-α) lub Kcα 2 /(1-α)

9 Jeśli mamy do czynienia z bardzo słabym elektrolitem (α<<1)to1-α 1imożemyuprościćwzórdo: Kcα 2 α K/c wzór ten stanowi tzw. prawo Rozcieńczeń Oswalda Ponieważ (przy stałych p,t) K const., dlatego ze spadkiem stężenia α musi rosnąć

10 Autodysocjacja wody, iloczyn rozpuszczalności H 2 OH + +OH - K[H + [OH - /[H 2 O Ponieważdlawiększościroztworówmożemyzapisać,że[H 2 Ojestbardzo duże (np. stężenie wody we wodzie wynosi 55.5(5) mol /dm ), to możemy założyć, że z dużym przybliżeniem jest ono stałe: [H 2 Oconst. LK[H 2 O[H + [OH (mol/dm ) 2 Iloczyn L nazywamy iloczynem jonowym wody. Dlaczystejwody,wtemperaturzepokojowejL10-14 (mol/dm ) 2.

11 [H + [OH (mol/dm ) 2 [H + [OH mol/dm wraz ze zmianą temperatury zmienia się też wartość L, np.dlat40 o C,L (mol/dm ) 2.

12 Kwas substancja która po rozpuszczeniu w wodzie zwiększa stężenie jonów H + HCl (gazowy) H Cl Kwas solny (roztwór) Cl - H +

13 Zasada substancja zwiększająca stężenie jonów OH - po rozpuszczeniu w wodzie Na OH Na + OH -

14 KWASY i ZASADY Arrhenius (1887) HNO H NO + + KOH K + +OH NH 4 Cl? Brönsted (192) K Z+H + protonodawca kwas zasada

15 Dla przebiegu reakcji protolitycznych (przekazanie protonu) konieczna jest obecność dwóch par (kwas - zasada) sprzężone pary kwas - zasada K 1 + Z 2 K 2 + Z 1 sprzężone pary kwas - zasada

16 K 1 + Z 2 K 2 + Z 1 HCl + H 2 O H O + + Cl - NH H 2 O H O + + NH H 2 O + CH COO - CH COOH + OH - H 2 SO 4 + HS - H 2 S + HSO 4 - HSO H 2 O H O + + SO 4 2-

17 Miarą mocy jest stała dysocjacji WZGLĘDNA MOC KWASÓW i ZASAD HClO 4 HI HBr HCl H 2 SO 4 HNO H O + HClO H 2 SO HSO 4 - H PO 4 HF H 2 CO H 2 S H 2 PO 4 - NH 4 + HCO - H 2 O NH ClO 4 - I - Br - Cl - HSO 4 - NO - H O + ClO - HSO - SO 4 2- H 2 PO 4 - F - HCO - HS - HPO 4 2- NH CO 2- OH - NH 2 -

18 SŁABE KWASY i ZASADY Rozpuszczamy kwas octowy w wodzie CHCOOH + + H2O CHCOO + HO K Z2 Z1 K2 [ CHCOO [ HO [ CHCOOH + K a StaładysocjacjikwasuK a jesttostałarównowagireakcjikwasuzwodą

19 Rozpuszczamy octan sodu w wodzie + COOH+ OH CHCOO H2O CH Z K2 K1 Z2 K b [ CHCOOH [ OH [ CHCOO Stała K b jest stałą równowagi reakcji zasady CH COO - z wodą. Nazywamy ją też stałą hydrolizy.

20 [ [ [ COO CH OH COOH CH K b [ [ [ COOH CH HO COO CH K a + [ [ [ [ [ [ + COO CH OH COOH CH COOH CH O H COO CH K K b a

21 + K K OH [ HO a b [ K w Ka f( T, p), Kb f( T, p) Kw f( T, p), K w (298K,1atm) Stałe K a i K b są stałymi równowagi reakcji sprzężonej pary kwas-zasada (CH COOH, CH COO - ) z rozpuszczalnikiem (wodą).

22 Przyjęto stężenie jonów wodorowych, (odpowiedzialnych za kwaśny smak) wyrażać w skali logarytmicznej. Dodatkowo, ze względu na fakt, że stężenie jonów wodorowych najczęściej jest <1, aby pozbyć się ujemnej wartości logarytmu, operujemy logarytmem ze stężenia jonów wodorowych pomnożonym przez-1. Uzyskaną wartość nazywamy ph. ph -log [H O + ph -log [H + Dla czystej wody [H M, a więc ph 7

23 Przykład: Dysocjacja CH COOH, mamy 1 dm 0,01 M roztworu CHCOOH + + H2O CHCOO + HO c 0 -x x x K a c 0 2 x x x 1, , K a 1, [ H 4, O ph α x 100% 4,2% 0,01,4

24 Rozpuszczamy gazowy amoniak w wodzie NH NH ) ( g) ( aq NH + + H2O NH4 + OH Z K2 K1 Z2 K b + [ NH4 [ NH [ OH aq K b jeststałądysocjacjizasadowejzasady(nh ) aq. Jest to stała równowagi reakcji zasady z rozpuszczalnikiem(wodą)

25 Rozpuszczamy chlorek amonu w wodzie + NH4 H2O NH + H aq + O + K Z2 Z1 K2 K a [ NH aq [ NH [ H + 4 O + StałaK a jeststałąrównowagireakcjikwasunh 4+ zwodą. Nazywamy ją też stałą hydrolizy.

26 Przykład: Dysocjacja roztworu NH, mamy 1 dm 0,01 M roztworu NH + + H2O NH4 + OH c 0 -x x x K b c 0 2 x x x 1, , K b 1, [ OH 4, poh,4 ph 10,6

27 ROZTWORY BUFOROWE Przykład: CH COONa praktycznie całkowicie zdysocjowany CH COOH praktycznie niezdysocjowany CHCOOH + + H2O CHCOO + HO [ CHCOO [ HO [ CHCOOH + K a [ H O K [ CH [ CH COOH COO + a ph pk a log c c a s

28 Do buforu dodajemy kwas HO + + CHCOO CHCOOH dodatek cofnięcie dysocjacji obniżenie stężenia H O +

29 Do buforu dodajemy zasadę OH + CH COOH CHCOO + H2O dodatek zwiększenie dysocjacji kwasu obniżenie stężenia OH -

30 Przykład: Do 1 dm wody wprowadzamy 1ml HCl o stężeniu 1 M ph z 7(czysta H 2 O) zmienia się do log(h O + ) -log(10 - ) A teraz wprowadźmy do 1 dm roztworu 1M CH COOH i 1M CH COONa CHCOOH + + H2O CHCOO + HO ph pk a log c c a s ph ph log1, ,7 5 log1 Stosunek c a /c s zmienia się z 1 do 1,001/0,999 0,9991

31 Przykład: Do 1 dm 0,01 M roztworuch COOH dodajemy 0,005 M NaOH ZACHODZI REAKCJA CH COOH+ NaOH CHCOONa+ H2O 0,005 0,005 0,005 mamy więc roztwór: 0,005 M CH COOH 0,005 M CH COONa

32 CHCOOH + + H2O CHCOO + HO 0,005-x 0,005+x x x (0,005+ x) 0,005x 5 K a 1,8 10 x<<0, 005 x 1, [ H O 1,8 10 ph 4,7 x 1,8 10 α 100% 0, ,6%

33 BUFOR: NH + NH 4 Cl + + NH4Cl NH4 Cl NH + H O NH OH K b + [ NH4 [ OH [ NH [ 2 H O const bo roztwór rozcieńczony + [ NH4 [ sól [ NH [ zasada poh pk b bo sól silnym elektrolitem a zasada słabym c log c b sól

34 poh pk b log c c b sól ph + poh pk w pk w ph pk b log c c b sól ph pk w pk b + log c c b sól

35 Równowagi w roztworach elektrolitów ustalają się bardzo szybko Autodysocjacja wody H + + 2O H2O HO + OH K w + [ HO [ OH c0 25 C, 1 atm wraz ze zmianą temperatury zmienia się też wartość K w, np. dla t 40 o C, K w, (mol/dm ) 2 w roztworze obojętnym w roztworze kwaśnym w roztworze zasadowym [ OH + [ HO < [ H O + [ OH [ OH > [ HO +

36 + logk w log[ OH + log[ HO log[ OH log[ HO ph log[ HO + poh log[ OH ph+poh 14 w temperaturze pokojowej: - w roztworze kwaśnym ph<7 - w roztworze zasadowym ph>7

37 WSKAŹNIKI ph + HInd + H2O HO + Ind barwa 1 barwa 2 K [ H O + [ Ind [ HInd pk ph [ Ind log [ HInd jeżeli [ Ind [ HInd [ Ind [ HInd < 0,1 > 10 roztwór ma barwę 1 roztwór ma barwę 2

38 Ważniejsze wskaźniki kwasowo-zasadowe Wskaźnik Błękit tymolowy Barwa wskaźnika w roztworze o ph niższym od zakresu zmiany o ph wyższy m od zakresu zmiany czerwona fioletow a Zakres ph, w którym następu je zmiana barwy 1,2-2,8 Oranż metylowy czerwona żółta,1 4,4 Czerwień metylowa czerwona żółta 4,2 6,0 Błękit bromotymolowy Lakmus Fenoloftaleina żółta niebies ka czerwona niebies ka bezbarwn a czerwo na 6,0 7,6 5,0 8,0 8, 10,0

39 Oranż metylowy ph (czerwony żółty)

40 Czerwień fenolowa ph (żółty czerwony)

41 Fenoloftaleina ph

zmiany barw wskaźników w zależności od ph roztworu 1 2 4 5 6 7 8 9 10 11 12 FIOLET METYLOWY niebieski fioletowy ORANŻ METYLOWY czerwony żółty CZERWIEŃ METYLOWA buraczkowy

42 zmiany barw wskaźników w zależności od ph roztworu FIOLET METYLOWY niebieski fioletowy ORANŻ METYLOWY czerwony żółty CZERWIEŃ METYLOWA buraczkowy żółty BŁĘKIT BROMOTYMOLOWY żółty niebieski FENOLOFTALEINA bezbarwny malinowy ŻÓŁCIEŃ ALIZARYNOWA niebieski zielony mieszanina wskaźników na bibule wskaźnika uniwersalnego

43 Pełna zmiana barwy zachodzi zwykle w zakresie 2 jednostek ph Stosując wskaźniki można określić ph z dokładnością do kilkudziesiątych ph

44 Miareczkowanie 25ml HCl roztworem NaOH Miareczkowanie 25ml NaOH roztworem HCl chemia.waw.pl

45 Alkacymetria(metoda analizy miareczkowej) alkalimetrię oznaczanie w roztworze kwasów za pomocą miareczkowania mianowanym roztworem zasady; acydymetrię oznaczanie w roztworze zasad za pomocą miareczkowania mianowanym roztworem kwasu.

46 SUBSTANCJA ph kwas solny 0,0 kwasy żołądkowe 1,0 sok z cytryny 2, ocet 2,9 wino,5 sok pomidorowy 4,1 kawa 5,0 deszcz 5,6 6,5 mleko 6,6 krew 7,4 pasta do zębów 9,9 woda amoniakalna 11,9 wodorotlenek sodu 14,0

Podobne dokumenty

RÓWNOWAGI KWASOWO-ZASADOWE W ROZTWORACH WODNYCH

RÓWNOWAGI KWASOWO-ZASADOWE W ROZTWORACH WODNYCH Większość reakcji chemicznych (w tym również procesy zachodzące w środowisku naturalnym) przebiegają w roztworach wodnych. Jednym z ważnych typów reakcji