Wykład 1
Klasyfikacja związków chemicznych
I nieorganiczne(obecnie uważa się, że są wytwarzane przez organizmy żywe):
-tlenki: zasadowe, kwasowe, amfoteryczne, obojętne
-wodorotlenki: zwyczajne, amfoteryczne
-kwasy: tlenowe, beztlenowe
-sole: wodorosole, hydroksysole, obojętne
TLENKI—połączenia pierwiastków z tlenem
I grupa |
II grupa |
III grupa |
IV grupa |
V grupa |
VI grupa |
VII grupa |
1e- |
2e- |
3e- |
4e- |
5e- |
6e- |
7e- |
+1 |
+2 |
+3 |
+4 |
+5 |
+6 |
+7 |
X2+1O-2 |
XO |
X2O3 |
XO2 |
X2O5 |
XO3 |
X2O7 |
Metale—tlenki zasadowe |
Tlenki amfoteryczne |
W przewadze niemetale—tlenki kwasowe |
Tlenki zasadowe w wyniku reakcji z wodą mogą dawać wodorotlenki!!!
K2O + H2O2KOH wodorotlenek potasu
Na2O + H2O2NaOH wodorotlenek sodu
CaO + H2OCa(OH)2 wodorotlenek wapnia
MgO + H2OMg(OH)2 wodorotlenek magnezu
Fe2O3, HgO, FeO, CuO, Cr2O3----nie reagują z wodą
Pierwiastki grup pobocznych w układzie wykazują charakter metaliczny, większość ich tlenków sa tlenkami zasadowymi
Tlenkami zasadowymi nazywamy tlenki, które w wyniku reakcji z kwasami dają sól i wodę
K2O + HNO3 2KNO3 + H2O
CaO + H2SO4 CaSO4 + H2O
Fe2O3 + HCl2FeCl3 + H2O
HgO + 2HCl HgCl + H2O
CuO + HNO3Cu(NO3)2 + H2O
TLENKI NIEMETALI
W wyniku reakcji z wodą mogą dawać kwasy(często to robią stąd nazwa bezwodniki kwasowe)
Mn207, CrO3---nie reagują z wodą!!!
CO2 + H2O H2CO3 kwas węglowy(woda sodowa)
SO2 + H2O H2SO3 kwas siarkowy IV(awy)
SO3 + H2O H2SO4 kwas siarkowy VI(awy)
N2O5 + H2OHNO3 kwas azotowy V(awy)
N2O3 + H2OHNO2 kwas azotowyIII(awy)
Cl2O + H2O2HClO kwas chlorowy I (podchlorowy)
Cl2O3 + H2O2HclO2 kwas chlorowy III(awy)
Cl2O5 + H2O2HclO3 kwas chlorowy V (owy)
Cl2O7 + H2O2HclO4 kwas chlorowy VII (nadchlorowy)
Tlenki kwasowe to takie które w wyniku reakcji z wodorotlenkami dają sól i wodę
Mn2O7 + 2KOH 2KMnO4 + H2O manganian VII potasu
Nadmanganian potasu
CrO3 + NaOH Na2CrO4 + H2O chromian VI sodu
N2O5 + 2KOH KNO3 + H2O azotan V potasu
SO3 + Ca(OH)2 Ca2SO4 + H2O siarczan VI wapnia
Cl2O7 + 2KOH 2KclO4 + H2O chloran potasu
Tlenki amfoteryczne w reakcji z zasadą lub kwasem dają sól i wodę
ZnO, PbO, Al2O3--- nie rozpuszczają się w wodzie!!!
ZnO + HCl ZnCl2 + H2O chlorek cynku
ZnO + KOHK2ZnO2 + H2O cynkan potasu
PbO + H2SO4PbSO4 + H2O siarczan VI ołowiu
PbO + NaOH Na2PbO2 + H2O
Al2O3 + 6HCl2AlCl3 + 3H2O chloran glinu
Al2O3 + KOHK3AlO3 + H2O glinian potasu
CO, NO, nie reagują z wodą, kwasem, zasadą
WODOROTLENKI -to związki, które w wyniku reakcji z kwasami dają sól i wodę
KOH + HCLKCl + H2O chlorek potasu
Ca(OH)2 + HNO3Ca(NO3)2 + H2O azotan V wapnia
W wyniku dysocjacji elektrolitycznej rozpada się na kation myalu i aniony wodorotlenowe
Me(OH)nME +N+NoH--
Dysocjacja rozpad na jony
Molaryzacja łączenie się jonow w cząsteczki
N=1,2,3,...
Wodrotlenek powstaje z tlenku zaadowego mówimy o wodorotlenku zwyczajnym. Jeżeli pochodną tlenku amfoterycznego mówimy o wodorotlenku amfoterycznym
KOHK+ +OH--
NaOHNa++OH--
Mg(OH)2Mg2++2OH--
Ca(OH)2Ca2++OH--
Fe(OH)3Fe3++3OH--
NH4OH-NH+4+OH--
Cu(OH)2Cu2++2OH—
Stopnie dysocjacii gdy N>1
Cu (OH)2Cu(OH)++OH—
Cu(OH)Cu2++OH—
Fe(OH)3Fe(OH)2++OH—
Fe(OH)2+ Fe(OH)2++OH—
Fe(OH)2+ Fe3++OH—
KWASY związki które w procesie dysocjacji rozpadają się na katiomy wodorowe i aniony reszty kwasowej
HmAMh++A—M. M.=1, 2, 3, ...
W wyniku reakcji z wodorotlenkami dają sól i wodę
Kwasy beztlenowe:HCl.....kwas solny
H2S.....kwas siarkowodorowy
HCN.....kwas cjanowodorowy
HCNS... kwas rodankowy
Kwasy tlenowe:H2CO3... kwas węglowy 2H++CO2—3 sole węglany
H2SO4....kwas siarkowy 2H++SO2—4 siarczanyVI
H2SO3 ....kwas siarkawy 2H++SO2—3 siarczyny
HNO2...kwas azotowy III H++NO—2 azotany V
HNO3...kwasazotowyV H++NO—3 azotany III
P2O5+ H2O2HPO3...kwas metafosforowy
P2O5+ 2H2O H4P2O7...kwas pirofosforowy
P2O5+ 3H2O 2H3PO4...kwas ortofosforowy
HClO...chlorowy I H++ClO—
HClO2...chlorowyII H++ClO—2
HClO3...chlorowyIII H++ClO—3
HClO4....chlorowyIV H++ClO— 4
DYSOCJACJA
H3PO4H++ H2PO—4 jon diwodoroortofosforanowy
H2POH++ HPO2—4 jon wodoroortofosforanowy
HPO4H++ PO—4 jon ortofosforanowy
H2CO3H++HCO—3 jon wodorowęglowy
HCO3H+CO2—3
H2CO32H++CO2—3
HClH++Cl— sole to chlorki
HBrH++Br— bromki
HI H++I— jodki
HF H++F— fluorki
HSH++S— siarczki
H2SH++HS— wodorosiarczki
HCNH++CN— cjanki
HCNSH++CNS— rodanki
Wykład 2
Sole, to związki, które w procesie dysocjacji rozpadają się na kation(y) metalu i anion(y) reszty kwasowej.
Me+n A-m
∑+n = ∑ - m
Ca+2 PO4-3
Ca3(PO4)2
3*(+2) = 2*(-3)
6 = 6 = 0
MenAm = nMe+m + mA-n
Wodorosole, to związki powstające w wyniku niecałkowitego zastąpienia kationów wodoru (wodoru) w kwasie kationami metalu.
KOH + H2CO3 ↔ KHCO3 + H2O
O H + HOK O -K
O = C → H2O + O = C
O H OH
KHCO3 → K++HCO3 - - wodorowęglan potasu
HCO3 → H++CO3-
KHCO2 → K++H++CO2-3 obecność jonów wodorowych wskazuje na odczyn kwaśny
H3PO4
OH Na - O
NaOH +OH P = O → H - O P - O + H2O
OH H - O
NaOH+H3PO4 ↔ NaH2PO4+H2O - diwodoroortofosforan 5 sodu
OH Na - O
NaOH +OH
P = O Na - O P - O + H2O
NaOH + OH H - O
2NaOH+H3PO4 ↔ Na2HPO4+2H2O - wodoroortofosoran 5 sodu
NaOH +OH Na - O
NaOH +OH P = O → Na - O P - O + H2O
NaOH + OH Na - O
3NaOH+H3PO4 → Na3PO4+3H2O -ortofosforan 5 sodu
NaH2PO4 → Na++2H++PO43-
Na2HPO4 → 2Na++H++PO43-
Na3PO4 → 3Na++PO43-
H2SO4+KOH → KHSO4+H2O -wodorosiarczan 6 potasu
Hydroksosole -powstają przez niecałkowite zobojętnienie wodorotlenku kwasem, a wtedy nie wszystkie grupy OH z wodorotlenku zostają zastąpione anionami reszty kwasowej.
Cu(OH)2
OH Cl
Cu + HCl ↔ H2O + Cu
OH OH
Cu(OH)2+HCl ↔ Cu(OH)Cl+H2O -chlorek hydroksomiedzi 2
Cu(OH)Cl → Cu(OH)++Cl-
Cu(OH)+ → Cu2++OH-
Cu(OH)Cl → Cu2++OH-+Cl-
Miarą zasadowości jest obecność grupy OH.
OH + HNO3 NO3
Fe ↔ Fe OH + H2O
OH
Fe(OH)3+HNO3 ↔ Fe(OH)2NO3+H2O -azotan dihydroksożelaza 3
OH + HNO3 NO3
Fe OH + HNO3 ↔ Fe NO3 + 2H2O
OH
Fe(OH)3+2HNO3 ↔ Fe(OH)(NO3)2+2H2O -azotan hydroksożelaza 3
Fe(OH)3+3HNO3 ↔ Fe(NO3)3+3H2OFe(OH)2NO3 → Fe(OH)2++NO3-
Fe(OH)2+ → Fe3++2OH-
Fe(OH)2NO3 → Fe3++2OH-+NO3-
Fe(OH)(NO3)2 → Fe(OH)2++2NO3-
Fe(OH)2+ → Fe++OH-
Fe(OH)(NO3)2 → Fe3++OH-+2NO3-
Fe(NO3)3 → Fe3++3NO3-
Moc wodorotlenku = mocy zasadzie - odczyn obojętny
Reakcje chemiczne
Sole mogą reagować z kwasami lub zasadami wtedy gdy:
jeden z produktów reakcji jest słabym elektrolitem
Produkt reakcji jest łatwo lotny lub trudno rozpuszczalny
Produkt reakcji jest bardziej lotny od substratu, który bierze udział w reakcji
Miarą mocy elektrolitu jest zdolność do dysocjacji. Mocne to te, które rozpadają się całkowicie lub prawie całkowicie. Średni - rozpad dysocjowanych cząsteczek jest rzędu 30%. Słaby rozpad poniżej 30%.
Mocne kwasy: HCL, HNO3, H2SO4
Średnie kwasy: H3PO4
Słabe: HNO2, H2SO3, H2S, H2CO3
Mocne zasady: KOH, NaOH
Średnie zasady: Ca(OH)2
Słabe zasady: NH4OH, Cu(OH)2, Fe(OH)3, Al.(OH)3
CaCO3+2HCl → CaCl2+H2CO3
NH4NO3+KOH → NH4OH+KNO3
2NaCl+H2SO4 → 2HCl+Na2SO4
BaCl2+H2SO4 → BaSO4+2HCl
BaCl2+(NH4)2CO3 → ↓BaCO3+2NH4Cl
NH4Cl+NaOH → t ↑ NH3+NaCl+H2O
NH4Cl+NaOH ↔ NH4OH+NaCl
H2O ↔ H++OH-
2H2O ↔ H3O++OH- - jon hydronianowy
H2S+2KOH ↔ K2S+ 2H2O
Działanie kwasem na zasadę powoduje zobojętnienie.
Hydroliza - reakcje jonów soli z wodą, w wyniku, których przynajmniej jeden z produktów reakcji jest odtworzony w postaci dysocjowanego elektrolitu.
Mk - SŁz hydrolizuje
SŁk - Mz hydrolizuje
SŁk - SŁz hydrolizuje
Mk - Mz nie hydrolizuje
M- mocny
SŁ- słaby
NH4Cl → NH4++Cl-
NH4++Cl-+H2O ↔ NH4OH+H++Cl- odczyn kwaśny pH < 7
K2S → 2K++S2-
2K++S2-+2H2O ↔ 2K++2OH-+H2S odczyn zasadowy pH >7
(NH4)2S → 2NH4++S2-
2NH4++S2-+2H2O ↔ 2NH4OH+H2S odczyn lekko-kwaśny
NaCl → Na+ + Cl-
Na++Cl-+H2O → Na+ + OH- + H+ + Cl-
H2O
Mocny kwas i zasada nie ulegają hydrolizie!!!
WYKŁAD 3
BUDOWA ATOMU
Jądro, średnica 10-13cm ładunek + cała masa atomu skupiona jest w jądrze
Strefa pozajądrowa18-8cm ładunek - masa minimalna w stosunku do całego atomu. Strefa pozajądrowa zbudowana jest przez elektrony, masa 0,0054344u. 1U= jednostka masy atomowej 1/1212C, atom węgla składa się z 12 nukleonów
Liczba AVOGADRA Na = 6,02*1023 liczba wskazująca ile pojedynczych atomów, cząstek, jonów, elektronów, znajduje się w1 atomie
Mol - miara liczebności materii
U - masa cząsteczkowa, atomowa
Masa molowa wyrażona w gramach nazywana jest masą cząsteczkową
Jądro - składa się z protonów i neutronów, które posiadają wspólną nazwę NUKLEONY
P. - 1,007 u + swoją wartością równoważy ładunek elektronu
N - 1,009 u o
Pierwiastek jest to zbiór atomów jednakowego rodzaju tzn. posiadających tę sama liczbę protonów w jądrze
A - liczba masowa
Z - liczba atomowa, nie zmienia się
A -suma protonów i neutronów w jądrze atomu, zmienna nie określa atomu danego pierwiastka
IZOBARY -liczba neutronów ta sama przy różnej liczbie protonów
IZOTOPY - ta sama liczba atomowa, zmienia się jedynie liczba masowa
Wodór deuter tryd
Jeśli atom pierwiastka jest w stanie podstawowym tzn. nie wszedł w reakcję z żadnym innym atomem pierwiastka, nie oddał, ani nie przyjął elektronu to suma protonów jest równa sumie elektronów znajdujących się w jego sferze pozajądrowej
W obrębie jądra działają dwie siły:
Przyciągająca od protonu
Odpychająca od elektronu
Im więcej elektronów w wokół jądra tym energia atomu wbudowanego kolejno maleje
Energię elektronów w sferze pozajądrowej charakteryzują liczby kwantowe. Są cztery i nazywamy je:
Główna liczba kwantowa - charakteryzuje ogólną energię elektronów
Poboczna - charakteryzuje kształt przestrzeni, w której występuje prawdopodobieństwo spotkania elektrony
Magnetyczna - charakteryzuje odchylenie elektronów w polu magnetycznym
U
Nie ma atomu o 4 jednakowych liczbach kwantowych - REGUŁA PALIEGO
REGUŁA KUNDA - układ dąży do tego by ilość nie sparowanych elektronów była jak największa
PRZYKŁAD:
Lat8 Lat13
1s2, 2s2, 2p6 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p1
Lat11
1s2, 2s2, 2p6, 3s1
W pierwiastkach 19 i 20 rozpoczyna się powłoka 4s2, natomiast w 21 i 22 zostaje dobudowywana powłoka 3d10
Przykład:
Lat19
1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s1
lat21
1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d1
Natomiast gazy szlachetne mają stabilizację elektronową, mają oktet elektronowy: He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn
Pierwiastki bloku S i P - pierwiastki grup głównych, oddają albo przyjmują elektrony w procesach zwanych reakcjami chemicznymi. Dążą do uzyskania takiej konfiguracji, jaką posiadają gazy szlachetne tzn. konfiguracji dubletowej
lub oktetowej. Elektrony, którymi dysponują one w tych procesach nazywamy walencyjnymi. Dla bloku S są to elektrony z powłoki s2 , natomiast dla bloku P. są to elektrony z powłoki P6. Pierwiastki bloku D ich elektrony walencyjne to elektrony z ostatniej powłoki S i przedostatniej D. Pierwiastki bloku S i P. dążą do
Uzyskania trwałej konfiguracji elektronowej, mogą oddawać lub przyjmować elektrony. Jeśli przyjmują uzyskują ładunek ujemny, natomiast, gdy oddają uzyskują ładunek dodatni.
Pierwiastki bloku D oddają elektrony, uzyskują ładunek +, są to typowe metale.
Zdolność do oddawania elektronów to elektrododatność, natomiast do przyjmowania elektronów to elektroujemność
Li |
--- |
--- |
--- |
--- |
F |
S2 |
|
|
+ |
+ |
+ |
|
|
+ |
|
|
|
|
^ |
s |
+ |
|
|
|
|
| |
2 |
+ |
|
|
|
|
| |
p |
Cs |
|
+ |
+ |
+ |
At |
6 |
|
-- |
-- |
-- |
-- |
|
|
Rozpisać elektrony w atomie pierwiastka o liczbie atomowej 33 określić nr grupy, okresu, blok, elektrony walencyjne i możliwe do realizacji stopnie utlenienia
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p3
IV - okres
V - grupa
blok P.
posiada elektrony walencyjne 4s2 4p3
stopnie utlenienia -3 +5
Określić liczbę elektronów oraz ich rozmieszczenie, stopnie utlenienia, elektrony walencyjne
Okres IV
Grupa IV
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p2
elektronów walencyjnych 4s2 4p2
+4 -4
WKŁAD 4
Wiązania chemiczne
P=16 P.=16
N=16 N=16
E=10 e=18
Wiązania jonowe - to rodzaj wiązania, które zachodzą pomiędzy atomami pierwiastków o dużej elektroujemności, dzięki temu elektron(y) od atomu pierwiastka elektrododatniego są przenoszone na powłokę pierwiastka elektroujemnego tworzą się dzięki temu 2 różnoimienne cząstki, które przyciągają się siłami elektrostatycznymi tworzą cząsteczkę związku chemicznego.
C |
N |
O |
F |
P |
S |
Cl |
Mg |
Ca |
Rb |
Cs |
H |
2,5 |
3 |
3,5 |
4 |
2,1 |
3,5 |
3 |
1,2 |
1 |
0,8 |
0,7 |
1,9 |
Xa-Xb>1,9
11Na Cl 19K
S
19K
wiązanie kowalencyjne (atomowe) tworzy się między tymi samymi pierwiastkami lub pomiędzy takimi samymi grupami pierwiastków
Xa-Xb=0
H H O O O O
O
Trwałość wiązań atomowych jest większa niż jonowych
Wiązanie atomowe spolaryzowane 1,9>Xa-Xb>0 atomy pierwiastka zmierzają tam gdzie elektroujemność jest większa. Tworzy się cząsteczka zwana dipolem.
H Cl O S
H H H H
O—C—O nie jest dipolem układ liniowy nie wykazuje polarności
Wiązanie koordynacyjne prowadzi do spolaryzowanego
NH3+HNH4 H
H N H
H
Polega to na tym, że wspólna para elektronów pochodzi od jednego z partnerów. Kierunek strzałki oznacza kierunek przyłączania wolnej pary elektronowej. Amoniak będzie dawcą elektronów natomiast kation wodoru jest akceptorem.
Wiązania wodorowe
H O O H
H H
H H
N H N H
H H
H N H
H
Wykład 5
Reakcje drugiego stopnia - zmiana stopnia utlenienia.
Reakcje utlenienia i redukcji.
Stopień utlenienia - synonim wartościowości pierwiastka; jest to liczba wskazująca ile elektronów oddaje lub przyjmuje atom danego pierwiastka wchodzącego w związek chemiczny. Wskazuje na następujące cechy pierwiastka w związku chemicznym:
na liczbę elektronów walencyjnych pierwiastka zaangażowanych w polarne wiązania określana za pomocą liczby
na elektroujemność danego pierwiastka w porównaniu z elektroujemnością pierwiastka z nim związanego - określana za pomocą znaków + i -
Reguły określając stopień utlenienia
X -3 - stopień utlenienia
Me 2+ - wartościowość
Stopień utlenienia - hipotetyczna wartość, ładunku jaka posiadałby atom danego pierwiastka gdyby elektrony wstępujące w stanie spolaryzowania były przekazane na trwałe, tak jak w wiązaniu jonowym.
Wiązanie między atomami tego samego pierwiastka w cząsteczce nie ma wpływu na stopień utlenienia (stopień utlenienia między nimi wynosi 0)
Stopień utlenienia pierwiastka w stanie wolnym wynosi zawsze 0, niezależnie od liczby wiązań jakie tworzą między sobą atomy.
O2 O0 = O0 N N0 ≡ N0
Tlen w związkach zawsze -2 za wyjątkiem związków gdzie występuje wiązanie za pomocą atomów tlenu i związków z fluorem.
-2 H2O2 +1 F2O2+1
Wodór w związkach zawsze na +1 za wyjątkiem połączeń z pierwiastkami bardziej elektro-dodatnimi od niego - metale alkaliczne Na, K itp.
Metale alkaliczne zawsze na +1 , pierwiastki ziem alkalicznych +2
Fluor w związkach zawsze na -1
Chlor w związkach zawsze na -1 , z wyjątkiem związków z F i O
Suma stopni utlenienia w jonie jest równa ładunkowi jonu, w prostych jednoatomowych jonach stopień utlenienia jest równy jego ładunkowi.
Powstawanie wiązań koordynacyjnych nie ma wpływu na stopień utlenienia .
Suma stopni utlenienia w cząsteczkach związków chemicznych równa się 0
H2 S X O4
2(+1) + X + 4(-2) = 0
X= 8-2 = +6
Cr2X O72-
2X + 7(-2) = -2
2X= 12
X= +6
Na2 S4X O6
2(+1) + 4X + 6(-2) = 0
4X=10
X=2,5 - średni stopień utlenienia
Ca ( MnX O4)2
2 + [ X + 4(-2)]2=0
2 + 2X - 16 = 0
2X= 14
X=7
Silne utleniacze
O2 , O3 , F , Cl
Związki chemiczne
nadmanganian potasu
dwuchromian potasu
stężone kwasy:
siarkowy
azotowy
rozcieńczony kwas azotowy
Reduktory - atomy lub grupa atomów, która oddaje elektrony podwyższając swój stopień utlenienia
Silne reduktory :
metale (szczególnie ziem alkalicznych)
jony proste na ujemnych stopniach utlenienia F- , J- , Br - , S 2-
NO2- , SO32-
REDOX
Wymiana elektronów następuje między różnymi atomami
2H20 - 2e- → 2 H 2+1 O -2
H2 + Cl → 2HCl
Fe + S → FeS
2H0 - 2e → 2H+1 2 utlenienie wodoru
2O0 + 4e → 2O-2 1 redukcja
Fe0 - 2e → Fe+2 1 utlenienie
S0 + 2e → S-2 1 redukcja
2. Wymiana elektronów zachodzą między atomami a jonami
metale
niemetale (aniony)
Fe + Cu2+ + SO42- → Cu0 + Fe2+ + SO42-
Fe - 2e → Fe2+ utlenianie
Cu2+ + 2e → Cu0 redukcja
Wszystkie pierwiastki metaliczne można uszeregować według zmniejszającej się dążności do tworzenia jonów dodatnich - tzw. szereg napięciowy metali.
Im dalej od początku szeregu znajduje się metal tym trudniej przechodzi do roztworu i ma większą zdolność do pozostawania w stanie wolnym, a tym samym jego jony łatwiej ulegają redukcji.
-3,01 K Ba Ca N Mg Al. Zn Fe Ni Sn P H Bi As Cu Ag Pt Au +1,42
Szereg ułożony jest na podstawie różnicy potencjałów normalnych poszczególnych metali.
I metale, które wypierają wodór z H2O i łatwo utleniają się na powietrzu
2K + 2H2O → 2KOH + H2
II wypierają wodór z kwasów, na powietrzu utleniają się powoli
III nie wypierają wodoru z kwasów, na powietrzu utleniają się po podgrzaniu
IV nie wypierają wodoru z kwasów, nie utleniają się na powietrzu
Każdy pierwiastek redukuje w roztworze jony pierwiastków znajdujących się na prawo od niego (wypiera z soli wszystkie inne pierwiastki znajdujące się na prawo od niego)Szereg napięciowy niemetali :
S + 2e → S2-
I + e → I-
Br + e → Br-
Cl + e → Cl-
F + e → F-
Jony ujemne tym silniej są związane z elektronami im dalej znajdują się od początku szeregu ; atomy pierwiastków znajdujących się na końcu szeregu mają najsilniejszą dążność do przyłączania elektronów czyli odbierania elektronów od jonów pierwiastków znajdujących się przed nimi w szeregu i same przechodzą w stan jonowy.
F2 + 2 NaBr → 2NaF + Br2
Br2 + NaCl reakcja nie zachodzi
Cl2 + 2 Br- → 2NaCl- + Br2
3. Wymiana elektronów zachodzi między jednakowymi atomami, cząsteczkami, jonami tego samego pierwiastka - samoutlenianie i samoredukcja
(reakcja dysproporcjonowania)
Część atomów tego samego pierwiastka utlenia się a reszta ulega redukcji
Cl20 + H2O → HCl+ 2HClO
Cl0 - e → Cl+1 utlenienie
Cl0 + e → Cl- redukcja
3HbrO → 2HBr + HBrO3
Br+1 + 2e → Br -1 2 redukcja
Br+1 - 4e → Br +5 1 utlenienie
3K2MnO4 + 2H2SO4 → MnO2 + 2KmnO4 + 2K2SO4 + 2H2O
Mn+6 + 2e → Mn+4 1
Mn+6 - e → Mn+7 2
4. Wymiana elektronów zachodzi w obrębie tej samej cząsteczki i doprowadza do powstania nowych produktów.
2KClO3 → 2KCl + 3O2
Cl+5 + 6e → Cl- 1 2
O-2 - 2e → O0 3 6
2Ag2O → 4Ag + O2
2Ag+1 + 2e → 2Ag0 2
2O-2 - 4e →2O0 1
3P + 5HNO3 +2 H2O → 3H3PO4 + 5NO
Większość reakcji redox odbywa się w środowisku wodnym - rolę utleniaczy i reduktorów pełnią jony lub też tworzące je atomy.
W równaniu reakcji zapisanej jonowo suma ładunków stronny lewej jest równa sumie ładunków jonów strony prawej reakcji.
.Jeżeli z wyliczenia wynika ładunek + to nośnikami + są jony wodorowe i wpisujemy w ilościach jaka wynika z obliczenia. Jeżeli z obliczenia wynika ładunek - to nośnikami - są grupy OH-
2 reduktory
1 utleniacz
5FeCl2 + 3MnO-4+ 24H+ 5 Fe3+ + 5Cl2 + 3Mn2+ + 12H2O
Fe2+-1e Fe3+ 3 5
2Cl-1e Cl-2
Mn+7 +5e Mn+2 5 3
X=24
Właściwości utleniające kwasów
Kwas siarkowy rozcieńczony nie wykazuje właściwości utleniających, jest słabym utleniaczem i może wchodzić w reakcję z silnymi reduktorami. Wszystkie metale na lewo od wodoru w szeregu napięciowym będą wchodziły w reakcję
Zn + H2SO4 H2 + ZnSO4
Zn0 - 2e Zn2+
2H+ + 2e2H+
Stężony kwas siarkowy jest kwasem utleniającym
2Ag +2H2SO4 Ag2SO4 +2H2O + SO4
Ag0 - 2e Ag+2
S+6 +2e S+4
Kwas azotowy rozcieńczony jest utleniaczem
Cu + 8HNO3 Cu(NO2)2 + NO + 4H2O
Cu0 - 2e Cu2+
N+5+3e N+2
Kwas azotowy stężony jest reduktorem
Cu + 4HNO3 Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
Cu0 - 2e Cu+2
N+5-e N+4
WYKŁAD 6
ROZTWORY
Stężenia procentowe, molowe, molalne, miano, ułamki molowe.
C% C Cm T X
Stężenie procentowe, czyli część ze stu. Procenty masowe to masa substancji * 100% przez masę roztworu.
ms - masa substancji
mr - masa roztworu
Stężenie molowe -jest to ilość moli substancji w określonej objętości roztworu.
M - masa molowa
V - objętość roztworu
m - masa substancji
n -ilość moli
Stężenie molalne - jest to ilość moli substancji przypadająca na jeden kg rozpuszczalnika
mo - masa rozpuszczalnika
mo=mr-ms
Miano - ilość gramów substancji znajdujących się w 1cm3 roztworu.
Ułamki molowe - jest to stosunek ilości moli tej substancji przez sumę moli wszystkich substancji znajdujących się w roztworze
Na - ilość moli substancji Nb - ilość moli roztworu
Zadanie 1
Obliczyć stężenie procentowe roztworu uzyskanego przez zmieszanie 200g rozpuszczalnika z 50g soli.
Mr=ms + mo
Zadanie 2
Obliczyć stężenie procentowe roztworu 25% jeżeli do 300g tego roztworu dolano 100cm3 wody.
100cm3=100g
Zadanie 3
Z 500 g roztworu 20% odparowano 200cm3 wody. Obliczyć stężenie procentowe powstałego roztworu.
mr = 500
mr=300
Zadanie 4
Jle gramów czystego wodorotlenku sodu znajduje się w 500cm3 roztworu 30% o gęstości 1,2g/mol ?.
Zadanie 5
Jaka objętość stężonego HCl o stężeniu 32,3% i gęstości 1,8g/cm3 znajduje się 4g czystego HCl ?.
D=m/V m=d*V
Zadanie 6
Zmieszano dwa roztwory soli 200cm3 d=11g/cm3 C=15% i 300cm3 d=1,2g/cm3 C%=25%. Jakie będzie stężenie procentowe powstałego roztworu?
Vr1- 200 d1=1,1g/cm3 C%=15% Vr2- 300 d1=1,2g/cm3 C%=25%
mr1=1,1*200=220g mr2=1,2*300=360g
mr=580g
ms=123g
Zadanie 7
200g NaOH rozpuszczono w wodzie i otrzymano 4 dm3 roztworu. Obliczyć stężenie molowe tego roztworu.
M=40g/mol
Zadanie 8
Obliczyć stężenie molowe 20% roztworu kwasu siarkowego o gęstości 1,2g/cm3.
Ponieważ w treści nie ma objętości zakładamy, że wynosi 1dm3 = 1000cm3
mr=1200g
Zadanie 9
W 200g roztworu o gęstości 1,05g/dm3 znajduje się 10g KOH. Obliczyć C%, C, Cm, T, X.
V=200/1050=0,1905 MKOH=56g/mol MH2O=18g/mol
NKOH=m/M=5/56=0,0893mola
NH2O=m/M=95/18=5,277mola
WYKŁAD 7
Kinetyka i statyka reakcji
Reakcje wytrącania przebiegają szybko!!!
Wytworzenie związku końcowego musi być poprzedzone rozerwaniem wiązań kowalencyjnych, pomiędzy cząsteczkami substratów. W związkach nieorganicznych reakcje przebiegają znacznie szybciej, ale są też i takie które przebiegają wolno (korozja).
Szybkość reakcji V - to przyrost stężenia produktów lub ubytek stężenia substratów
Szybkość reakcji zależy od szybkości zderzeń pomiędzy cząsteczkami(elektrony mogą się przemieszczać)
Nie każde zderzenie jest efektywne. Zależy to od stanu energetycznego cząsteczek, a także od czasu trwania takiego zderzenia. Im większe stężenie tym więcej zderzeń
Energia aktywacji - bariera energetyczna którą muszą pokonać substancje aby doszło do reakcji
Czynniki od których zależy szybkość reakcji
Charakter reagujących substancji
Stężeń reagujących substancji, od ciśnień (gazy)
Stan skupienia reagentów, dla ciał stałych zależy od stopnia rozdrobnienia, dla cieczy od mieszania
Od obecności katalizatora
Od temperatury
Wpływ temperatury
Równanie Want'Hoffa
Dla r. homogenicznych 2 - 4
Dla r. heterogenoicznych 1,2 - 1,4
Im wyższa temperatura tym więcej aktywnych czasteczek , szzybkość reakcji rośnie
KRZYWA RÓŻNICZKOWA
T T
TEORIA STANÓW PRZEJŚCIOWYCH
AB + C ---------------------[ABC]* ------------------------------AC + B
Substraty kompleks przejściowy produkty
[abc]* - stopniowe osłabianie wiązań pierwotnych i tworzenie się nowych.
Subst. Prod.
Z udziałem katalizatorów
Katalizator obniża energię aktywacji co powoduje znaczny wzrost cząsteczek gotowych do reakcji wskutek czego reakcja przebiega szybciej. To dotyczy katalizy dodatniej.
Kataliza ujemna - wprowadzenie substancji powoduje spowolnienie reakcji
Procesy katalizy dzielimy na 2 grupy w zależności od tego czy katalizator z substratami znajduje się w takiej samej fazie, czy w różnych.
Kataliza homogeniczna w układzie jednorodnym
Kataliza heterogeniczna w układzie niejednorodnym
W katalizie jest kilka stanów przejściowych. Katalizator nie przesuwa położenia równowagi i wpływa tylko na szybkość ustalenia się tego stanu..................................
Katalizatory reagują z ściśle określonymi substratami. Znaczenie przemysłowe ma kataliza heterogeniczna.
Metanol CH3OH(ZnO)
CO2+H2
(Ni) Metan CH4
Wpływ katalizatora
Istotną role odgrywa powierzchnia katalizatora i jego struktura. Katalizatory nie zużywają się w procesach, ale mogą ulegać zatruciu. Są odporne na starzenie , z upływem czasu można się zmieniać struktura katalizatora
Autokataliza - tworzący się produkt jest katalizatorem.
Statyka reakcji chemicznych
Wszystkie reakcje są odwracalne A + B D + C są jednak procesy nie odwracalne
V1=K1[A]*[B]
V2=K2[C]*[D]
2
Ten stan równowagi trwa tak długo, póki warunki zewnętrzne nie ulegną zmianie.
Stan równowagi dynamicznej
V1=V2
K1[A]*[B]= K2[C]*[D] K = wsp. proporcjonalności
To jest prawo równowagi Guldberga i Waage 1867r.
Stosunek iloczynu stężeń produktów reakcji do iloczynu stężeń substratów w określonej temperaturze jest wielkością stałą i nosi nazwę Stałej równowagi.
Stała ciśnieniowa - reakcje w fazie gazowej
N2+3H2NH3
Wpływ czynników na stan równowagi ujmuje tzw. reguła Przekory.
Jeżeli na układ znajdujący się w stanie równowagi działa bodziec zew. To w układzie tym następują zmiany zmniejszające skutki uboczne tego bodźca.
|
Stężenie reagentów |
temperatura |
Ciśnienie reakcje w fazie gazowej |
Przesunięcie równowagi w prawo wzrost stężenia produktów |
Dodatek substratu, usuwanie produktu |
Obniżenie temperatury w reakcji egzoenergetycznej Podwyższenie temp. w reakcji endoenergetycznej |
|
Przesunięcie równowagi w lewo wzrost stężenia substratów |
Dodatek produktu usuwanie substratu |
Podwyższenie temperatury w reakcji egzoenergetycznej Obniżenie temp. w reakcji endoenergetycznej |
|
CZYNNIKI WPŁYWAJĄCE NA STAN RÓWNOWAGI
W którą stronę przesunie się równowaga reakcji N2+O22NO
Czynniki wpływające na stan równowagi |
Stan równowagi |
Zwiększenie się stężenia substratu[O2] |
Przesunięcie w prawo |
Zmniejszenie się stężenia substratu[N2] |
Przesunięcie w lewo |
Zmniejszenie się stężenia substratu[NO] |
Przesunięcie w prawo |
Podwyższenie temperatury |
Przesunięcie w prawo |
Zmniejszanie ciśnienia gdy objętość substratów równa jest objętości produktów |
Zmiana ciśnienia nie wpływa na stan równowagi reakcji |
Wpływ temperatury na stan równowagi
Egzo - synteza NH3 Endo -reakcja CO2+C2CO
Wzrost temperatury faworyzuje proces endotermiczny
Stosunki produktów
r. egzotermiczna r. endotermiczna z katalizatorem
ZADANIA
Zadanie 1
Stała równowagi k dla reakcji I2+H22HI wynosi 50. Jle moli wodoru należy użyć na jeden mol jodu aby 90% tego ostatniego przeprowadzić w HJ.
V=1dm3 90%=90/100=0,9mola jodu
0,9mola jodu 1,8mola
w stanie równowagi
[J2]=1-0,9=0,1mola jodu w stanie równowagi
[H2]=X
50=1,82/(X*01)=0,648 mola X=0,648 stan równowagi jodu
H2= 0,9+0,648=1,548 mola
Zadanie 2
Stała równowagi reakcji 2N2+O22N2O wynosi 1,21 Stężenie równowagowe azotu wynosi 0,72 mol/dm3[N2O]=O,84mol/dm3. Określić stężenie równowagowe i początkowe tlenu.
2mole N2O—1molO2
0,84 X
X= 0,42 mola musiało przereagować
[O2]=1,12 RÓWNOWAGOWE początkowe 1,21+0,42 = 1,54 mola
Zadanie 3
W temperaturze 850 k w fazie gazowej CO2+H2CO+H2O k=1. Jle procent CO2 ulega przemianie w CO jeżeli zmiesza się 2 mole CO2 z 2 molami H2.
PRZEREAGUJE X MOLA CO2
x=1 więc 50%
Zadanie 4
W temperaturze 986k dla reakcji CO2+H2CO+H2O k=1,6
Stężenie końcowe reagentów jeżeli do naczynia o objętości 20 dm3wprowadzono jednocześnie i pozostawiono po 1 molu wszystkiego.
Przereaguje x CO2
X=0,115 MOLA/20DM3
C=0,0058 MOLA/DM3
Wydajność reakcji w procentach
M.-produktywnośc w praktyce
m. - obliczona teoretycznie
Parametry reakcji jak ciśnienie i temperatura w zależności od rodzaju
Właściwy dobór parametru stanowi kompromis pomiędzy czasem trwania a
Iloczyn rozpuszczalności
Roztwór nasycony to taki w którym nie da się rozpuścić więcej ilości substancji.
Roztwór nienasycony to taki w którym można jeszcze rozpuścić trochę substancji.
Roztwór przesycony to taki, w którym znajduje się więcej substancji rozpuszczonej niż można było rozpuścić
WYKŁAD 8
WODA STRUKTURA WODY
Temperatura wrzenia 1000C, gęstość wody to 1g/cm3 w temperaturze 40C
Tworzenie się wody:
2H2+2O22H2O (2:1) mieszanina piorunująca
Jako produkt zobojętniania H++ OH- H2O
Podczas spalania produktów zawierających wodór CH4 + 2O2 CO2 + H2O
Odczepienia wody związanej w materiałach krystalicznych
Przyczyną zanieczyszczeń wody są: ścieki, przemysł, białko, cukry, węglowodany.
Twardość wody
Wody słodkie poniżej 1% soli, pow 2/5% soli to wody słone
Wapienie CaCO3 + CO2 + H2O Ca(HCO3)2 Twardość wody przemijająca węglanowa, łatwo ją usunąć
Magnezyty MgCO3 + CO2 +H2O Mg(HCO3)2
Inne Ca, Cl, MgSO4 powodują twardość trwałą
Suma obu twardości to twardość ogólna. Woda twarda powoduje złe pienienie się mydła.
Własności:
Stearynian sodu mydło rozpuszczalne w wodzie O
C17H35COONa C17H35—C +Na+
O-
Mydło obniża napięcie powierzchniowe wody
(C17H35COO)2Ca - nierozpuszczalne mydło wapniowe
Usuwanie twardości
Gotowanie Ca(HCO3)2 CaCO3 + CO2 +H2O Mg(HCO3)2 Mg(OH)2 +CO2
Metoda wapienno-sodowa Ca(OH)2 + Ca(HCO3)2 2CaCO3 + 2H2O
2Ca(0H)2 + Mg(HCO3)2 Mg(OH)2 + 2CaCO3 + H2O
Na2CO3 + CaSO4 CaCO3 + Na2SO4
Metoda fosforanowa - stosowana na domiękczanie wody
Ca2+ NaPO3 [CaP6O18]4- oraz [Ca2P6O18]2-
Działają jako środki wiążące?????????
Wymieniacze jonowe
2zool- + Na+ + Ca2+ Ca2+ (2zool-)2 + 2Na+
2K + H + Ca2+ (K+)2Ca 2H+
2AgOH + SO2-4 (Ag)2SO4 + 2OH-
Kolumny roztworów HCl i NaOH ???????
Zastosowanie jonitów jako wymieniaczy, syntetyczne glinokrzemiany o budowie zeolitowej lub związki organiczne tzw wofatyty. Wymieniacze jonowe są specjalnymi typami cząsteczek posiadających ruchliwe zdolne do wymiany jony (kationy lub aniony). W wyniku przepuszczania wody przez kolumny z kationami i anionami otrzymuje się wodę całkowicie odmineralizowaną .
Podczas oczyszczania ścieków trzeba usunąć zanieczyszczenia, substancje białkowe gliniany i inne. Oprócz metod mechanicznych (filtracja) stosuje się metody chemiczne polegające na dodawaniu FeSO4. Jony żelaza wychwytują te zanieczyszczenia, a następnie utlenione opadają na dno w postaci osadu Fe(OH)3
Fe(HCO3)2 + 2H2O + O2 4Fe(OH)3 +8CO2
Twardość wyrażona jest w jednostkach mmol (mini mol)
Stopnie twardości
mmol = 10-3mola
Stopień mini molowy [mini molowy = 0,5 mmol * dm-3]
10mmol - 20,04mg Ca2+ 1dm3
12,16 mg Ca2+?????????/
10niemiecki 10N 10mmol = 2,80N 10N = 0,357 mmol !!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!
15 -180N to średnio twarda woda
KOMPLEKSONOMETRIA
Wykorzystuje trwałe połączenia kompleksowych pomiędzy jonami metali i tzw ligandami które otaczają jony.
Kwas wersanowy to kwas etylendiaminotetraoctowy
CH2COONa
H2C N
EDTA CH2COOH Na2H2Y2Na+ + H2Y2-
CH2COOH
H2C N
CH2COONa
Trwałe w środowisku zasadowym zawsze w stosunku mol / mol !!!
Ca2+ + H2Y2- CaY2- + 2H+
Mg2+ + H2Y2- MgY2- + 2H+
Al3+ + H2Y2- AlY- + 2H+ około 50% pierwiastków wchodzi w reakcję z EDTA
Do reakcji trzeba użyć dodatkową substancję tzw metalowskażnik częsta o charakterze kwasowym, charakteryzuje się tym, że tworzą z wyznaczonymi jonami związki barwne. Najczęstszy wskaźnik to czerń eriochromowa T lub murekryt
Wobec czerni reagują jony wapnia i magnezu, natomiast wobec muretrytu tylko jony wapnia. Prowadząc dwa równoległe oznaczania z tym samym metalem można z różnicy można obliczyć masę metalu.
Oznaczanie magnezu
Mg2+ + H2Y2- MgY2- + 2H+ użyjemy czerni
Mg indykator - + H2Y2- MgY2- + Hindykator2- + H+
Różowy EDTA niebieski
Obliczenia
NEDTA=NMg2+ CEDTA*VEDTA=CAl2+ + VMg2+ CMg2+=(CEDTA*VEDTA)/Val2+
Musimy dysponować mianowanym roztworem EDTA o dokładnie określonym stężniu
Zadanie 1
Jle procent miedzi zawierała analizowana próbka miedzi po rozpuszczeniu 0,7585g i zamaskowaniu innych składników. Na zmiareczkowanie Cu zużyto 28,9cm3 0,00934 molowego roztworu EDTA.
Masa próbki 0,7585g
M =63,5 g/mol
NCu = NEDTA = CEDTA * VEDTA = 0,00934mo/dm3 * 0,0289dm3 = 2,7*10-4mola
mcu=n*M = 2,7*10-4mola * 63,5g/mol = 0,01714g
C%Cu=(mcu*100%)/mpr =(0,012114*100)/0,7585 = 2,26%
Zadanie 2
Wyrazić twardość wody w stopniach mini molowych i niemiecki jeżeli na zmiareczkowanie próbki 100cm3 wody zużyto 35cm3 EDTA w stężeniu 0,024 mol/dm3
Cw*Vw= CEDTA*VEDTA
10mmol - 0,5mmol/dm3 10mmol = 2,80N
x - 8,4mol/dm3 x=16,80mmol 16,80mol = x = 47,04N
Zadanie 3
Jaka objętość 0,002 molowego roztworu EDTA została zużyta na zmiareczkowanie próbki wody o objętości wody 500cm3, jeśli jej twardość wody wynosi 50N.
NEDTA = Njonów
0,5mmol/dm3 = 2,80N
x = 50N x = 0,8929mmol/dm3
0,8929*10-3mol/dm3=8,93*10-4mol/dm3
Zadanie 4
Oblicz ile gramów wersanianu sodowego należy rozpuścić w kolbie na 500cm3, aby 103 roztworu EDTA, reagowało z jonami wapnia i magnezu zawartymi w 20cm3 wody o twardości 120mmol.
CEDTA*VEDTA = Cjonów*Vwody
120mmol - x
10mmol - 0,5mmol/dm3 x= 6mmol/dm3 = 0,006mol/dm3
M=375,24g/mol
m = n * M = CEDTA*VEDTA*MEDTA = 0,012ml/dm3 * 0,5dm3 * 372,24g/mol = 2,2334g
Obliczenia w analizie chemicznej do czterech miejsc po przecinkju nie licząc zer!!!
ILOCZYN ROZPUSZCZALNOŚCI
AgCl Ag+ +Cl - Kir = [Ag][Cl]
Iloczyn stężeń jonów w roztworze nasyconym jest ilością stałą, zależną od temperatury. Ta postać dotyczy roztworów nie zawierających obcych jonów. W innych przypadkach zamiast stężeń uwzględnić tzw aktywność.
Kir = a?*a? a=f*c
c - stężenie molowe
f - współczynnik aktywności zależy od mocy jonowej lub siły jonowej, na którą wpływ mają wszystkie jony w roztworze. Najczęściej posługujemy się stężeniem jeżeli Kir jest mniejszy od 10-5
Dodatek obcych związków nie posiadających wspólnych jonów z osadem powoduje zwiększanie siły jonowej co pociąga za sobą zmniejszanie współczynnika aktywności a zatem powoduje wzrost C rozpuszczalności = efekt solny.
[AgCl] [Ag+] [Cl-] = Kir = x*x =x2 [PbJ2] [Pb2+] [2j-] = Kir = x * 2x2 = 4x3
[CoS] [Co2+] [S2-] = Kir = x*x = x2
Zadanie 1
Jakie jest PH Mg(OH)2 jeżeli Kir = 5,5 *10-12
Mg(OH)2 Mg2+ + 2OH-
[OH-]=2X=2,22*10-4
PH = -Log [ H+] POH = -Log[OH-] POH=-Log2,22*10-4=3,65
PH = M-POH=14-3,65=10,35
Zadanie 2
W ilu dm3 wody można rozpuścić 0,2g Ć=CaCO3?
Kir = 4,7*10-9 M=100g/mol
CaCO3 Ca2+ +CO2-3
Kir = x*x=x2
W 1dm3 m=x*M = 6,8557*10-5*100=6,8557*10-3
0,0068557 ---- 1dm3
0,2g ----- x x=?
Jle gramów chromianu srebra można rozpuścić w 2dm3 jeżeli Kir = 2*10-7 . Masa molowa Mag=108
Cr - 52g/mol
Ag2CrO4 2Ag+ + CrO2-4
Kir =(2x)2*x=4x3
m=x*M=
2dm3 2m=
Zadanie 5
Czy wytrąci się osad CaSO4 gdy 100cm3 CaCl2 o stężeniu 0,1 mol/dm3 i 150cm3NaSO4 o takim samym stężeniu a Kir = 6,26*10-5
CaCl2 + NaSO4CaSO4 + 2NaCl
nCa2+ = nCaCl2 = C*V = 0,01mol/dm3*0,1dm3 = 0,001mol
nSO4 = nNa2SO4 = C*V = 0,01mol/dm3*0,15dm3 = 0,0015mol
po zieszaniu V=(100 + 150) = 250cm3=0,25dm3
CCa2+ = 0,001/0,25=4*10-3mol/dm3
CSO42- = 0,001/0,25 = 6 *10-mol/dm3
Kir = 4*10-3*6*10-3=2,4*10-5
2,4*10-5<6,16 *10-5
osad się nie wytrąci!!!
WYKŁAD 9
ELEKTROLITY, DYSOCJACJA
Związki chemiczne :
Elektrolity w stanie stopionym w roztworach wodnych przewodzą prąd elektryczny
Nieelektrolity w stanie stopionym nie przewodzą prądu elektrycznego
Stopione elektrolity rozpadają się na jony (dysocjacja) pod tempwraturą jest to dys termiczna, pod wpływem rozpuszczalnika elektrolityczna.
Dysocjacji ulegają związki o budowie jonowej, bądż te, których wiązania są spolaryzowane. Wszystkie związki o budowie jonowej w rozpuszczalnikach polarnych otaczają się cząsteczkami rozpuszczalnika (solwatacja) jeśli rozp jest woda (hydratacja).
NaCl Na+ +Cl-
Dysocjacja jest procesem odwracalnym (molaryzacja) w związkach słabych
HNO3 H++NO3- mocne I nieodwracalne
H2SO3H+ + HSO3-
HSO3-H+ + SO3-
LiOH Li+ + OH- mocne!!!
Stopień dysocjacji to stosunek liczby moli elektrolitu, które uległy rozpadu na jony do ogólnej liczby moli elektrolitu.
L = nz/no=Cz/Co
Słabe elektolity 0<L<5%
Średnie 5<L<30%
Mocne 30<L
Mocne kwasy słabe kwasy
HclO4 HNO3, HJ, HCl, H2SO4 H2S, HNO2, H2SO3, H2CO3
Mocne zasady słabe zaady
KOH, NaOH, LiOH, Ba(OH)2, Ca(OH)2 Fe(OH)2, Fe(OH)3, Al(OH)3
Wpływ na stopień dysocjacji mają:
Rodzaj substancji
Natura rozpuszczalnika
Temperatura (rośnie z jej wzrostem)
Stężenie elektrolitu (rośnie z rozcieńczeniem)
W rozcieńczeniu nieskończenie wielkim zanika różnica pomiędzy elektrolitem mocnym i słabym.
Stała dysocjacji
ABA++ B-
K - zależy od rodzajów elektrolitu i temperatury, a nie zależy od stężenia
K - tym większe im mocniejszy elektrolit
Zależność między stałą dysocjacji a stopniem dysocjacji
C - stała początkowa
L - stopień dysocjacji
[A+][B-]=C*L zdysocjowało [AB] = C - LC w stanie równowagi nie zdysocjowało
PRAWO ROZCIEŃCZEŃ OSTWALDA
jeśli L<5% K=L2C
ELEKTROLITY mocne - TEORIA DEBOYA
a=f*c
a - aktywność jonów
f - współczynnik aktywności jonów zależy od ładunku elektrycznego jonów i obecności jonów w roztworze
WODA
H2O H++OH-
H2O+H2O H3O+OH- K=1,8*10-16 W TEMPERATURZE 250C
Autoprotoliza wody
K[H2O]=10-4 [H+]=[OH-]=10-7mol/dm3 w czystej wody
PH =-logaH = PH=-log[H+]
Wskaźniki kwasowo - zasadowe
Zadanie
Obliczmy PH HCl jeżeli C=0,05mol/dm3
[H+]=C kwasu
HClH+ + Cl- [H+]=CK=5*10-2
PH=-log[H+]=-log5*10-2 =2-0,699=1,301
Zadanie
Obliczmy PH KOH jeżeli c = 0,02mol/dm3
KOHK+ + OH- [OH]=Czaady = 2*10-2mol/dm3
pOH = -log2*10-2 =2-log2 = 2-0,301 = 1,7
PH=14 -pOH=12,3
PH - roztworów słabych kwasów i zasad
a- kwas
b- zasada
jeśli L<5%
H2SO42H+ + SO42- Ca(OH)2Ca2+ + 2OH-
[H+]=2*Ca [OH-]=2Cb
Zadanie
Obliczyć PH 0,05molowego HNO2 wiedząc, że jest on zdysocjowany w 2%
[H+] = LC=0,02*0,05mol/dm3 = 0,001mol/dm3
PH = -log10-3 = 3
Zadanie2
Do 100cm3 roztworu HCl o PH =1,25 wlano 400cm3 wody. Obliczyć PH tak przygotowanego roztworu!
VKOŃCOWE = 500cm3=0,5dm3
Wyjściowe
NHCl=Ckw*Vkw=0,0562mol/dm3*0,1dm3=5,02*10-3mola
PH=1,25 [H+]=10-1,25=0,0562mol/dm3
PH=-log[H+]=1,95
TEORIA BRONSTEDA
Kwasy i zasady są w układach sprzężonych
Kwas = zasada + proton - sprzężone pary
KwasI +zasadaI kwasII + zasadaII
H2O + H2O H3O +OH-
HCl + H2O H3O + Cl-
K z k z
H2O + NH3 OH-+ NH4-
k z z k
HClO3- + H2O H2CO3 +OH-
HCO3- +HCl H2CO3 +Cl- rola rozpuszczalnika
HCO3-+ OH- CO32- + H2O
Kwasy cząsteczkowe
Kwas zasada
HCl + H2O Cl- + H3O+
H2SO4 + H2O HSO4- +H2O
H2SO4/HSO4- para sprzężona
Kwasy aninowe
Kwas zasada
H2PO4- +H2O HPO4-+ H2O
HSO4- + H2O SO42- + H2O
Kwasy kationowe
Kwasy zasada
NH4 +H2O NH3 + H2O
Zasady Cząsteczkowe
Zasada kwas
NH3 + H2O NH4+ + OH-
Zasady anionowe
Zasada kwas
CH3COO- + H2O CH3COOH
SPRĘŻONY KWAS SPRĘŻONA ZASADA
Mocny HClO4 ClO4- słaba
H2SO4 HSO4-
HCl Cl-
H3O H2O
HSO4- SO4-
HF F-
CH3COOH CH3COO-
H2S HS-
NH4- NH3
HCO3- CO32-
H2O OH-
HS- S2-
słaby OH- O2- mocna
Mieszaniny buforowe - to układy które w trakcie dodawania do nich mocnych kwasów lub zasad, lub rozcieńczania nie zmieniają swojego PH
CH3COONa NH4Cl K2HPO4 protono - dawca
CH3COOH NH3*H2O KN2PO4 protono - biorca
CH3COONa CH3COO- + Na+
CH3COOH CH3COO- + H+
MECHANIZM DZIAŁANIA Z TEORII ARENIUSA
Dla kwasu H+ + CH3COO- CH3COOH
Dla zasady OH- + CH3COOH CH3COO- + H2O
NH4Cl NH4+ + Cl-
NH4OH NH4+ +OH-
Zadanie
Do 300cm3 0,2 molowej zasady NH4OH dolano 200cm30,15HCl. Obliczyć PH jeżeli Kb =1,8 *10-5
NH4OH + NCl NH4Cl + H2O
Przed reakcją
Nz=CV = 0,20mol/dm3*0,3dm3= 0,06 mola
Nk= cv = 0,15 *0,2 = 0,03 mola
Po reakcji
Nz =0,03 mola
Ns = 0,03 mola bufor
[OH] =Kb*(CZ/CS)=Kb(nz/ns)=1,8 *10-5
POH = 4,74 PH=9,26
Strona 12 z 24
N
-3
+1
NH3
H
H
H
H - O -1
H - O -1
Polarna do wody
Polarna do brudu
x2
Reakcje zachodzą przy podniesionej temperaturze
4
II
IV
III
I
utleniacz
reduktor
4