Wykład 12 – ELEKTROLITY, KWASY, ZASADY I SOLE
ELEKTROLITY,
KWASY, ZASADY I
SOLE
Definicja elektrolitu, stopień dysocjacji, podział na elektrolity mocne i
słabe. Reakcje jonów w roztworach. Autodysocjacja wody, iloczyn
jonowy wody, pH. Definicje kwasów i zasad według Arrheniusa.
Reakcje zobojętniania – sole. Chemiczne wskaźniki pH roztworu.
Wykład 12 – ELEKTROLITY, KWASY, ZASADY I SOLE
Svante August
Arrhenius
(1859–1927)
Nobel 1903
Anno 1883
Uniwersytet w Uppsali (Szwecja)
Svante August Arrhenius
Praca doktorska
BADANIA PRZEWODNICTWA
GALWANICZNEGO ELEKTROLITÓW.
TEORIA CHEMICZNA
ELEKTROLITÓW
Problem: ...ani sole, ani woda nie
przewodzą prądu elektrycznego,
natomiast roztwory soli w wodzie –
przewodzą!
Wyjaśnienie zaproponowane przez
Arrheniusa:
Podczas rozpuszczania w wodzie, sole
rozpadają się na naładowane
elektrycznie cząstki, nazwane wiele lat
wcześniej przez Michaela Faradaya,
„jonami”.
Universitas Regia Upsaliensis
Praca doktorska
otrzymała ocenę...
dst
–
Wykład 12 – ELEKTROLITY, KWASY, ZASADY I SOLE
ELEKTROLITY to substancje które po
stopieniu lub rozpuszczeniu
rozpadają się na jony.
DYSOCJACJA ELEKTROLITYCZNA (jonowa)
to proces rozpadu
cząsteczek związków
chemicznych na jony pod
wpływem rozpuszczalnika.
Współczesna definicja elektrolitu:
Dysocjacja przebiega w ten sposób, że całkowity ładunek
jonów dodatnich (KATIONÓW) jest co do wartości
bezwzględnej równy całkowitemu ładunkowi jonów ujemnych
(ANIONÓW), co powoduje, że roztwór elektrolitu jest
elektrycznie obojętny.
Wykład 12 – ELEKTROLITY, KWASY, ZASADY I SOLE
Dlaczego obecne w roztworze kationy (+) i aniony (–)
nie łączą się z powrotem w obojętne cząsteczki?
Polarność cząsteczki wody
+
+
–
μ = 1,85 D
−
+
Elektroujemności:
χ
H
= 2,1
χ
O
= 3,4
O
H
−
+
μ
μ
μ
H
Wykład 12 – ELEKTROLITY, KWASY, ZASADY I SOLE
–
+
+
Na
+
Cl
-
Cl
-
Na
+
Na
+
Na
+
Cl
-
Cl
-
Rozpuszczanie NaCl w wodzie
Wykład 12 – ELEKTROLITY, KWASY, ZASADY I SOLE
–
+
+
Rozpuszczanie NaCl w wodzie
Na
+
Cl
-
Cl
-
Na
+
Na
+
Na
+
Cl
-
Cl
-
+
+
−
+
+
−
+
+
−
+
+
−
+
+
−
+
+
−
+
+
−
+
+
−
+
+
−
+
+
−
+
+
−
+
+
−
1. Odrywanie
jonów
od kryształu
2. Hydratacja
jonu
(solwatacja)
Wykład 12 – ELEKTROLITY, KWASY, ZASADY I SOLE
Dlaczego obecne w roztworze kationy (+) i aniony (–)
nie łącza się z powrotem w obojętne cząsteczki?
Odp: Jony są izolowane poprzez otaczające je cząsteczki wody (HYDRATACJA)
ENTALPIA (ciepło) ROZPUSZCZANIA
ΔH
rozp.
= ΔH
zr.w.
+ ΔH
hydr.
ΔH
zr.w.
– zrywanie wiązań –
proces
ENDOTERMICZNY
ΔH
hydr.
– hydratacja
tworzenie wiązań –
proces
EGZOTERMICZNY
Zmiana temperatury roztworu
podczas rozpuszczania:
NH
4
NO
3
LiCl
(H
2
O)
ΔH
hydr.
> ΔH
zr.w.
ΔH
hydr.
< ΔH
zr.w.
Wykład 12 – ELEKTROLITY, KWASY, ZASADY I SOLE
O obecności jonów w roztworze świadczy jego
przewodnictwo elektryczne
octu
duża ilość jonów
Badanie przewodnictwa 0,1 M roztworów wodnych:
cukru
soli kuchennej
Wnioski:
brak jonów
mała ilość jonów
Różne substancje dysocjują w różnym stopniu.
STOPIEŃ DYSOCJACJ
α = n
o
n
d
liczność cząsteczek które uległy dysocjacji
liczność cząsteczek wprowadzonych do roztworu
=
Wniosek ogólny:
Wykład 12 – ELEKTROLITY, KWASY, ZASADY I SOLE
Elektrolity mocne i słabe
podział wg stopnia dysocjacji w niezbyt stężonych roztworach (0,1M i
mniejsze)
Elektrolity mocne
α = 100%
dysocjacja całkowita
– MOCNE KWASY:
Przykłady:
Elektrolity słabe
α ≤ 3%
dysocjacja częściowa, niewielka
HCN , H
2
CO
3
, H
2
S,
HNO
2
, H
2
SO
3
,
H
2
SiO
3
, kwasy
organiczne
Przykłady:
– WSZYSTKIE SOLE
– MOCNE ZASADY:
HCl , HNO
3
NaOH, KOH
– SŁABE KWASY:
NH
3
.H
2
O
(dawniej NH
4
OH)
– SŁABE ZASADY:
Dla uproszczenia zapisu, zamiast
H
3
O
+
często pisze się tylko
H
+
–
+
Wykład 12 – ELEKTROLITY, KWASY, ZASADY I SOLE
WODA jako słaby elektrolit
H
2
O H
+
+
OH
−
Samorzutna dysocjacja (autodysocjacja)
niewielkiej części cząsteczek wody:
Jon H
+
łatwo przyłącza się do cząsteczki wody
tworząc jon oksoniowy (oksonium) H
3
O
+
+
H
3
O
+
H
+
+ H
2
O H
3
O
+
Reakcja sumaryczna:
2H
2
O H
3
O
+
+ OH
−
jon oksoniowy
i prostą reakcję autodysocjacji
Reakcja ODWRACALNA
Wykład 12 – ELEKTROLITY, KWASY, ZASADY I SOLE
WODA jako słaby elektrolit
H
2
O H
+
+ OH
−
Samorzutna dysocjacja (autodysocjacja)
niewielkiej części cząsteczek wody:
Reakcja ODWRACALNA
W czystej wodzie stężenia
obydwu jonów wynoszą
1,0·10
−7
mol/dm
3
[H
+
] = [OH
−
]= 1,0·10
−7
Stała równowagi:
[H
2
O]
[H
+
]
· [OH
–
]
K
=
c
Stężenie „wody w wodzie”
≈ 55,5 mol/dm
3
= const.
[H
2
O]
[H
+
]
· [OH
–
]
K
=
c
Wykład 12 – ELEKTROLITY, KWASY, ZASADY I SOLE
WODA jako słaby elektrolit
H
2
O H
+
+ OH
−
Samorzutna dysocjacja (autodysocjacja)
niewielkiej części cząsteczek wody:
Reakcja ODWRACALNA
W czystej wodzie stężenia
obydwu jonów wynoszą
1,0·10
−7
mol/dm
3
[H
+
] = [OH
−
]= 1,0·10
−7
Stała równowagi:
[H
2
O]
[H
+
]
· [OH
–
]
K
=
c
Stężenie „wody w wodzie”
≈ 55,5 mol/dm
3
= const.
[H
2
O]
[H
+
]
· [OH
–
]
K
=
c
w
=
1,0·10
–14
ILOCZYN JONOWY WODY
Iloczyn jest spełniony w czystej wodzie
i każdym roztworze wodnym
Przykład:
Jeżeli stężenie
[OH
−
]=10
–2
to [H
+
] = K
w
/ 10
–2
= 10
–12
Wykład 12 – ELEKTROLITY, KWASY, ZASADY I SOLE
Svante Arrhenius:
TEORIA KWASÓW I ZASAD
KWASY
– substancje od których w roztworze wodnym
odłącza się jon wodorowy:
H
+
ZASADY
– substancje od których w roztworze wodnym
odłącza się jon wodorotlenowy:
OH
−
Powyższe definicje mają ścisły związek z autodysocjacją wody
– podwyższają stężenie jednego z produktów tej dysocjacji.
H
2
O H
+
+ OH
−
Jeżeli substancja podwyższa stężenie
KWAS
Jeżeli substancja podwyższa stężenie
ZASADA
HCl, HNO
3
, H
2
SO
4
, H
3
PO
4
,
NaOH, KOH, Ca(OH)
2
,
?
Wykład 12 – ELEKTROLITY, KWASY, ZASADY I SOLE
REAKCJE KWASÓW I ZASAD
Dysocjacja
HCl H
+
+ Cl
−
HNO
3
H
+
+ NO
3
−
NaOH
Na
+
+ OH
−
KOH
K
+
+ OH
−
Zobojętnianie
HCl + NaOH = NaCl + H
2
O
ΔH = –57,27 kJ/mol
HNO
3
+ KOH = KNO
3
+ H
2
O
ΔH = –57,27 kJ/mol
Reagują inne
kwasy i zasady,
a ciepło reakcji
jest jednakowe!
Zobojętnianie z uwzględnieniem dysocjacji
HCl + NaOH
= NaCl + H
2
O
H
+
+ Cl
−
Na
+
+ OH
−
Na
+
+ Cl
−
H
2
O
Mocne elektrolity, α = 1
+
=
+
Słaby elektrolit, α <<< 1
H
+
+ OH
−
= H
2
O
ΔH = –57,27 kJ/mol
H
+
+ NO
3
−
K
+
+ OH
−
K
+
+ NO
3
−
H
2
O
+
=
+
H
+
+ OH
−
= H
2
O
ΔH = –57,27 kJ/mol
Sukces teorii
Arrheniusa
(1)
(2)
(1)
(1)
(1)
(2)
(2)
2H
3
PO
4
+ 3Mg(OH)
2
= Mg
3
(PO
4
)
2
+ 6H
2
O
Wykład 12 – ELEKTROLITY, KWASY, ZASADY I SOLE
SOLE –
produkty zobojętniania KWASÓW I ZASAD
HCl + NaOH = NaCl
+ H
2
O
2HNO
3
+ Ca(OH)
2
= Ca(NO
3
)
2
+ 2H
2
O
azotan wapnia
fosforan magnezu
H
3
PO
4
+ Ca(OH)
2
= CaHPO
4
+
2H
2
O
2H
3
PO
4
+ Ca(OH)
2
= Ca(H
2
PO
4
)
2
+ 2H
2
O
H
2
SO
4
+ Ba(OH)
2
= BaSO
4
+ 2H
2
O
siarczan baru
Zobojętnianie niecałkowite kwasów wieloprotonowych – wodorosole
Zobojętnianie całkowite kwasów i zasad
wodorofosforan wapnia
diwodorofosforan wapnia
H
2
SO
4
+ NaOH = NaHSO
4
+ H
2
O
wodorosiarczan sodu
chlorek sodu
2HCl + Zn = ZnCl
2
+ H
2
Wykład 12 – ELEKTROLITY, KWASY, ZASADY I SOLE
SOLE –
produkty zobojętniania KWASÓW I ZASAD
Kwas + tlenek metalu
chlorek cynku
...czy tylko ?
2H
+
+ 2Cl
−
+ Zn = Zn
2+
+
2Cl
−
+ H
2
2H
+
+ Zn = Zn
2+
+ H
2
Kwas + metal
H
2
SO
4
+ CaO = CaSO
4
+
H
2
O
siarczan wapnia
2H
+
+ SO
4
2−
+ CaO
(s)
=
CaSO
4(s)
+ H
2
O
Tlenek metalu + tlenek niemetalu
CO
2(g)
+ CaO
(s)
=
CaCO
3(s)
węglan wapnia
Sól + sól
2Na
3
PO
4
+ 3Ca(NO
3
)
2
= Ca
3
(PO
4
)
2(s)
+ 6NaNO
3
2PO
4
3−
+ 3Ca
2+
=
Ca
3
(PO
4
)
2(s)
fosforan
wapnia
Skala pH
Małe stężenia podaje się
jako ujemny logarytm:
pX = –log[X]
pH = –log[H
+
]
Jeżeli X = H
+
to:
Dzięki równowadze:
H
2
O H
+
+
OH
−
nawet w roztworze
zasadowym
( np. 0,1M NaOH)
są jony H
+
o stężeniu
[H
+
] = 10
−14
/ 10
−1
= 10
−13
czyli pH=13
K
w
= [H
+
]·[OH
−
]=10
−14
Wykład 12 – ELEKTROLITY, KWASY, ZASADY I SOLE
pH wybranych substancji naturalnych
1,0 M NaOH
0,1 M NaOH
Woda wapienna Ca(OH)
2
Amoniak NH
3
·H
2
O
Soda Na
2
CO
3
Boraks
Woda morska
Mleko, krew
Deszcz
Kawa, banany
Pomidory
Sok cytrynowy
Ocet, Coca-cola!
Sok żołądkowy
1,0 M HCl
[H
+
] [OH
−
]
pH