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 Układy heterogeniczne roztwory właściwe roztwory koloidalne zawiesiny, emulsje Φ < 1nm 1nm <Φ <200nm Φ > 200nm Roztwory wodne i niewodne Roztwory elektrolitów i nieelektrolitów zole-ciecz+ subst. stała aerozole gaz+ subst. stała lub ciecz
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 (-C I ): - pokonanie sił spójności między cząsteczkami substancji rozpuszczanej, - pokonanie sił spójności między cząsteczkami rozpuszczalnika. Etap II - proces egzotermiczny (+C II ): 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 ε r : Q1 Q2 F = 2 4 r πε 0ε r Woda: ε r = 80 (25 C) Alkohol: ε r =26 Benzen: ε r =2,3 Rozpuszczanie substancji o wiązaniach kowalencyjnych proces egzotermiczny -C I +C II > 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+H 2 O=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) Rozpuszczalność + krystalizacja krzywa a rozpuszczalność krzywa b maksymalne przesycenie równowaga pozorna między a i b 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 C p = m m s r 100% = m s ms + m rozp. 100% m s masa subst. rozpuszczonej, [g], [kg] m r masa roztworu [g], [kg] m rozp. masa rozpuszczalnika, [g], [kg] StęŜenie procentowe objętościowe V s obj. subst. rozpuszczonej [cm 3 ],[dcm 3 ] Vs Vs V r obj. roztworu [cm 3 ], [dcm 3 ] C p = 100% = 100% V rozp. obj rozpuszczalnika [cm 3 ], [dcm 3 ] V r V s + V rozp. StęŜenie molowe C M n = V s r = ms M V s r [ mol / 3 dcm ] m s masa subst. rozpuszczonej [g] n s liczba moli subst. rozpuszczonej [mol] V r obj. roztworu [dcm 3 ] M s masa molowa subst. rozpuszczonej [g/mol]
StęŜenie roztworów StęŜenie molarne C m = n m s r = ms M m StęŜenie normalne C N = n V G r s s ms = G V Ułamek molowy X X A B = = n n A A na + n nb + n B B r r [ mol / kg] [ wal / 3 dcm X A + X B ] =1 m s masa subst. rozpuszczonej, [g] n s liczba moli subst. rozpuszczonej, [mol] m r masa rozpuszczalnika, [kg] M s masa molowa subst. rozpuszczonej, [g/mol] m s masa subst. rozpuszczonej [g] n G liczba gramorównowaŝników subst. rozpuszczonej [wal] V r obj. roztworu [dcm 3 ] G s gramorównowaŝnik subst. rozpuszczonej [g/wal] X A względna zawartość substancji A X B względna zawartość substancji B n A liczba moli substancji A n B 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. P P n 0 ciśnienie pary czystego rozpuszczalnika = = x P - ciśnienie cząstkowe rozpuszczalnika nad P0 n + N roztworem X ułamek molowy substancji rozpuszczonej P = P 0 -P n liczba moli substancji rozpuszczonej N liczba moli rozpuszczalnika P < P 0 rozpuszczalnik roztwór roztwór rozpuszczalnik 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 T k obniŝenie temperatury krzepnięcia roztworu T e 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) T k = E k C m T k = E k T e = E e C m T e = E e ms M m s ms M m s r r m s masa subst. rozpuszczonej, [g] C m stęŝenie molarne roztworu [mol/kg] m r masa rozpuszczalnika, [kg] M s masa molowa subst. rozpuszczonej, [g/mol] E k stała krioskopowa rozpuszczalnika, molowe obniŝenie temperatury krzepnięcia -zmiana temp. krzepnięcia, spowodowana dodaniem 1 mola substancji do1 kg rozpuszczalnika E e 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 Dyfuzja na granicy ciecz- ciecz Szybkość dyfuzji (prawo Ficka): V V = D S = dn dt dc dx 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): Π = c R T roztwór C stęŝenie molowe roztworu [mol/dcm 3 ] 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 A n B m na m+ + mb n+ Przykłady: HNO 3 H + + NO 3 Mg(OH) 2 Mg 2+ + 2OH - Stopień dysocjacji stosunek liczby cząsteczek N (moli cząsteczek n) rozpadających się na jony do ogólnej liczby cząsteczek (moli cząsteczek) wprowadzonych do roztworu α = N zd N 0 lub n α = zd n 0 100% 0 < α <1 0 % < α < 100% Ca 3 (PO 4 ) 2 3Ca 2+ + 2PO 4 3- W roztworze panuje równowaga między cząsteczkami niezdysocjowanymi i jonami. Stopień dysocjacji zaleŝy od: rodzaju elektrolitu stęŝenia roztworu (wzrasta z rozcieńczeniem roztworu) 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, H 2 SO 4, HNO 3, HClO 4, 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. H 2 S, HCN, H 2 CO 3, H 2 SO 3, H 3 BO 3, część wodorotlenków nieorganicznych, np. NH 4 OH, większość wodorotlenków metali II- i III- wartościowych, większość kwasów organicznych, np. CH 3 COOH, HCOOH. Elektrolity średniej mocy: H 3 PO 4, H 3 AsO 4, 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: HNO 2 H + + NO 2- 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 HNO [ H + ] [ NO = 2 [ HNO ] 2 2 ] K Mg 2 [ Mg + ] [ OH ] ( OH ) = 2 [ Mg( OH ) ] 2 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. H 2 CO 3, H 3 PO 4, Fe(OH) 2 ): Etap I. H 2 CO 3 H + + HCO 3 - K 1 =4,5 10-7 Etap II. HCO 3- H + + CO 3 - K 2 =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) H 2 SO 3 K1 = 1,6 10-2 K2 = 6,3 10-8 H 2 SO 4 K1 = ok. 10 3 K2 = 1,2 10-2 HF K = 6,3 10-4 HNO 3 K = 25 H 3 PO 4 K1 = 7,5 10-3 K2 = 6,3 10-8 K3 = 1,3 10-12 Al(OH) 3 K3 = 1,4 10-9 AgOH K = 1,1 10-4 NH3 (aq) K = 1,8 10-5 Cu(OH) 2 K2 = 1,3 10-4 Fe(OH) 2 K2 = 1,3 10-4 Fe(OH) 3 K2 = 1,8 10-11 K3 = 1,4 10-12 Mg(OH) 2 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: [ C][ D] K 1 = [ A][ B] A + B E + F K = K 1 K 2 K = K 1 =4,5 10-7, K 2 =4,7 10-11, K = 2 10-17 Przypadek ogólny: aa + bb cc + dd 2 [ E][ F] [ C][ D] K = [ C] [ A] c a [ D] [ B] d b Prawo działania mas C. M. Guldberga, P. Waagego
Prawo rozcieńczeń Ostwalda Prawo rozcieńczeń dotyczy słabych elektrolitów, dysocjujących na jeden jon dodatni i jeden ujemny. Stopień dysocjacji : α = n zd n 0 n 0 = c stęŝenie molowe roztworu n zd = α c α << 1 K αc αc = (1 α) c 2 α c 2 = α 1 α c α = 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. K c
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 + + A - Zasada - związek odszczepiający w roztworach wodnych jony wodorotlenowe OH - MOH = M + + OH - Na podstawie tej teorii nie da się wyjaśnić, dlaczego: w roztworach wodnych nie występują swobodne protony H + lecz hydrony H 3 O + (jony hydronowe), amoniak NH 3 rozpuszczony w wodzie ma właściwości zasadowe, niektóre sole nie zawierające jonu wodorowego zachowują się w roztworze wodnym jak kwasy (AsCl 3, Fe(NO 3 ) 3 ), sole takie jak Na 2 S, 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 + H 2 O H 3 O + +Cl - NH 3 + H 2 O NH 4+ +OH - kwas zasada kwas zasada zasada 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 -, H 2 O H 3 O +, NH 3 NH 4+. 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, HNO 3 ),cząsteczka BF 3, jon Co 3+ (jon przyłączający ligandy). Zasadą jest cząsteczka NH 3, posiadająca wolną parę elektronową, jon F - H.. H : N : H + H + H +.. H : N : H H F.. F : B F + F - F -.. F : B : F F zasada kwas kwas 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: M x A y (s) xm y+ + ya x- Stała dysocjacji: K M x A ( s) y = y+ [ M ] [ M x [ A A ] x y x ( s) ] y prawo działania mas Stałą dysocjacji moŝna zastąpić wyraŝeniem: L y+ x x y M A s [ M ] [ A ] x y ( ) = iloczyn rozpuszczalności poniewaŝ [M x A y ] (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 CaSO 4 Ca + + SO 2-4 L BaSO4 = [Ca 2+] [SO 2-4 ] L = 9,1 10-6 AgCl Ag + + Cl - L AgCl = [Ag + ] [Cl - ] L=1,8 10-10 Ag 2 S 2Ag + +S 2- L Ag2S = [Ag + ] 2 [S 2- ] L=6,3 10-50 Na podstawie L moŝemy obliczyć rozpuszczalność związku w mol/litr lub w g/100ml: L Ag2S = [Ag + ] 2 [S 2- ] = (2x) 2 x = 4x 3 x- stęŝenie jonów S 2-3 4 L x = [mol/litr] x M/10 [g/100ml] M masa molowa Ag 2 S JeŜeli: [Ag + ] 2 [S 2- ] < L roztwór nienasycony [Ag + ] 2 [S 2- ] =L - roztwór nasycony [Ag + ] 2 [S 2- ] > L z roztworu wytrąca się osad
Podsumowanie
Dysocjacja wody, ph roztworów Woda jest słabym elektrolitem H 2 O H + + OH - lub H 2 O H 3 O + + OH - Stała dysocjacji: K H 2 O + [ H ] [ OH = [ H O] 2 ] = 1,8 10 16 [H 2 O]=55,55 mol/dm 3 (1000g = n M H2O M H2O =18g/mol) Iloczyn jonowy wody: L H2O = [H + ] [OH - ] =10-14 [H + ] = [OH - ] =10-7 mol/dm 3 [H + ] =10-7 mol/dm 3 - roztwór obojętny [H + ] > 10-7 mol/dm 3 - roztwór kwaśny [H + ]< 10-7 mol/dm 3 - 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: Cj = f C M α n Przykład: H 2 SO 4 2H + + SO 4 - C M =0,005; α =1, f = 1, n=2 [H + ] = 0,005 1 2 = 10-2 mol/cm 3 ph = 2 C M 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: NH 4 OH (NH 3 H 2 O) -słaba zasada NH 4 Cl - sól tej zasady i mocnego kwasu NH 4 Cl NH 4+ + Cl - protonodawca NH 3 + H 2 O NH 4+ +OH - protonodawca reaguje z dodawana zasadą: NH 4+ + OH - NH 4 OH protonobiorca reaguje z dodawanym kwasem: protonobiorca NH 3 + H + NH 4 + 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 + + R - r. 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 sól + woda hydroliza zobojętnienie kwas + zasada 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. NH 4 Cl ( NH 4 OH i HCl) NH 4 Cl + H 2 O = NH 4 OH + H + + Cl - NH 4+ + Cl - + H 2 O = NH 4 OH +H + + Cl - NH 4 + +H 2 O = NH 4 OH + H + Powstaje słaba zasada (w niewielkim stopniu zdysocjowana na jony), odczyn roztworu jest kwaśny (ph<7) Hydroliza soli słabych kwasów i mocnych zasad, np. CH 3 COONa CH 3 CONa + H 2 O = CH 3 COOH + Na + + OH - CH 3 COO - + Na + + H 2 O = CH 3 COOH + Na + + OH - CH 3 COO - + H 2 O = CH 3 COOH + OH - Powstaje słaby kwas, odczyn otrzymanego roztworu jest zasadowy (ph > 7). Hydroliza soli słabych kwasów i słabych zasad, np. CH 3 COONH 4 CH 3 COONH 4 + H 2 O = CH 3 COOH + NH 4 OH 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) NH 4 Cl + NaOH +NH 4 OH + NaCl NH 4+ + Cl - + Na + +OH - = NH 4 OH + Na + + Cl - NH 4+ +OH - = NH 4 OH Reakcja zobojętnienia HCl + NaOH = NaCl + H 2 O H + + Cl - + Na + + OH - = H 2 O + Na + + Cl - H + + OH - = H 2 O b) HCl + AgNO 3 = AgCl +HNO 3 H + + Cl - + Ag + + NO 3- = AgCl + H + + NO 3 - Ag + + Cl - = AgCl
3.Reakcje między jonami i atomami Metale zwykle oddają elektrony - występują jako jony dodatnie. Fe + O 2 FeO 2 - reakcje redox Fe 0 Fe 2+ +2e -utlenianie 2O 0 +2e 2O 2- - redukcja Zn + Cu 2+ + SO 2-4? Zn + 2H + + SO 2-4? Cu + Zn 2+ + 2Cl -? Cu + 2H + + 2Cl -? Doświadczenie: M s M aq n+ +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 E 0 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 (E 0 = 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 H 2 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.