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