Chemia - Budownictwo

WSTiP

dysocjacja elektrolityczna,
reakcje w roztworach wodnych,
pH

wykład nr 2b

Teoria dysocjacji

jonowej



Elektrolity i nieelektrolity



Wpływ polarnej budowy cząsteczki wody na
proces rozpuszczania kryształu jonowego i
cząsteczkowego



Definicja dysocjacji jonowej



Proces dysocjacji kwasów, zasad i soli.

Elektrolity i

nieelektrolity



Elektrolity:



kwasy, zasady i sole podczas rozpuszczania w wodzie
rozpadają się na elementy naładowane elektrycznie, czyli
ulegają tzw. dysocjacji elektrolitycznej(jonowej).
Elementy te nazwano jonami. Jony naładowane dodatnio
nazywa się kationami, a ujemne anionami.



suma ładunków elektrycznych kationów i anionów,
powstających na skutek dysocjacji elektrolitycznej
elektrolitów jest zawsze równa zeru.

Elektrolity i

nieelektrolity



Nieelektrolity:



substancje, które w roztworach i w stanie stopionym nie
przewodzą prądu elektrycznego, nie ulegają dysocjacji
elektrolitycznej.



właściwości chemiczne jonów różnią się zupełnie od
własności obojętnych atomów i cząsteczek

Nie wszystkie substancje dysocjują w roztworach

wodnych. Warunkiem takiego zachowania się jest

odpowiednia budowa i rodzaj wiązania w cząsteczkach

związku chemicznego.

Cząsteczki wody mają budowę polarną, są dipolami:

mechanizm

dysocjacji

H

H

O

-



W rezultacie dipole wody powodują osłabienie, a następnie

rozerwanie wiązania związku i uwolnienie jonów na :

dodatni kation H

+

i ujemny anion B

-

(przykład: dysocjacja

HCl)

HCl

<=> H

+

+ Cl

–

Jeżeli równowaga dysocjacji jest przesunięta w kierunku

tworzenia jonów, to w roztworze nie ma (jest bardzo mało)

cząsteczek niezdysocjowanych. Takie roztwory bardzo

dobrze przewodzą prąd elektryczny.

mechanizm

dysocjacji

mechanizm

dysocjacji

Definicja

dysocjacji

elektrolitycznej



Cząsteczki substancji rozpuszczonej pod wpływem

cząsteczek wody ulegają w roztworze rozpadowi na jony

dodatnie(kationy) i jony ujemne(aniony) jest to proces

dysocjacji elektrolitycznej.

Proces dysocjacji

elektrolitycznej

kwasów,

zasad i soli

Kwasami są związki chemiczne, które podczas

rozpuszczania w wodzie dysocjują całkowicie lub

częściowo na kationy wodorowe i aniony reszt

kwasowych. Dysocjację tę można przedstawić

następująco:

HNO

3

--> H

+

+ NO

3

-

H

2

SO

4

--> 2H

+

+ HSO

4

2-

Proces dysocjacji

elektrolitycznej

kwasów,

zasad i soli

Kwasy takie jak HNO3, które w czasie dysocjacji

odczepiają jeden kation wodorowy nazywamy

jednoprotonowymi. Kwasy posiadające w

cząsteczkach dwa atomy wodoru zdolne do

oddysocjowania w postaci kationów -

dwuprotonowymi, trzy-, trójprotonowymi

Proces dysocjacji

elektrolitycznej

kwasów,

zasad i soli

Zasady są to związki chemiczne, które podczas

rozpuszczania w wodzie dysocjują całkowicie lub

częściowo na aniony wodorotlenowe OH

-

i kationy

metali. A oto równania dysocjacji niektórych

zasad.

NaOH --> Na

+

+ OH

-

KOH --> K

+

+ OH

-

Ca(OH)

2

--> Ca

2+

+ 2OH

-

Proces dysocjacji

elektrolitycznej

kwasów,

zasad i soli

Sole są produktami reakcji kwasów z zasadami.

Związki te w temperaturze pokojowej występują na

ogół w stanie stałym, krystalicznym i mają budowę

jonową, czyli składającą się z kationów metali lub

kationu amonowego i anionów reszt kwasowych.

Proces dysocjacji

elektrolitycznej

kwasów,

zasad i soli

Proces rozpuszczania soli w wodzie polega zatem na

przechodzeniu do roztworu istniejących już w krysztale

kationów i anionów. Jonowa budowa soli tłumaczy również

zdolności przewodzenia prądu przez stopione sole.

NaCl <=> Na

+

+ Cl

-

Moc elektrolitów –

stopień dysocjacji



Definicja stopnia dysocjacji.



Zależność stopnia dysocjacji od rodzaju
elektrolitu i stężenia elektrolitu.



Elektrolity słabe i mocne.

Definicja stopnia

dysocjacji



Do porównania mocy elektrolitów Arrhenius wprowadził

pojęcie stopnia i stałej dysocjacji elektrolitycznej.

Stopień dysocjacji elektrolitu określa się stosunkiem

liczby moli cząsteczek zdysocjowanych na jony do liczby

moli cząsteczek substancji rozpuszczonej.



x



α = -----



n



gdzie: (alfa) - stopień dysocjacji, x - liczba moli

cząsteczek zdysocjowanych na jony, n - liczba moli

cząsteczek substancji rozpuszczonej

Zależność stopnia

dysocjacji od rodzaju

elektrolitu i stężenia

roztworu



Stopień dysocjacji wzrasta z rozcieńczeniem

elektrolitu i w roztworach bardzo rozcieńczonych

wszystkie elektrolity wykazują stopień dysocjacji

zbliżony do jedności, tzn. niemal wszystkie

cząsteczki lub zgrupowania jonów substancji

rozpuszczonej ulegają zdysocjowaniu na jony.

Elektrolity mocne i

słabe



Elektrolitami mocnymi nazywamy takie związki, które w

niezbyt stężonym roztworze wodnym są całkowicie

zdysocjowane na jony. Ich stopień dysocjacji jest równy

jedności. Do elektrolitów mocnych należą prawie

wszystkie sole oraz niektóre kwasy i zasady (H

2

SO

4

,

HNO

3

, HCl, NaOH, KOH).

Elektrolity mocne i

słabe



Elektrolitami słabymi nazywamy takie związki, które w

roztworze wodnym tylko częściowo dysocjują na jony, a

więc roztwór oprócz jonów zawiera zawsze cząsteczki

niezdysocjowane. Stopień dysocjacji słabych elektrolitów

jest mniejszy od jedności ponieważ rośnie wraz z

rozcieńczeniem roztworu więc przy określaniu jego

wartości należy zawsze uwzględniać stężenie elektrolitu.

Należą do nich wszystkie kwasy organiczne oraz

pozostałe kwasy i zasady nie wymienione w mocnych

elektrolitach.

Reakcja zobojętniania –

zapis cząsteczkowy i

jonowy

1.

Przykład reakcji zobojętniania.

2.

Cząsteczkowy, jonowy i jonowy skrócony zapis
równań reakcji zobojętniania.

3.

Stosunki stechiometryczne w reakcjach
zobojętniania.

Przykład reakcji

zobojętniania



Jedną z ważniejszych reakcji chemicznych jest reakcja

zobojętniania. Przedstawia ona połączenie jonu

hydroniowego z jonem wodorotlenowym



H

3

O

+

+ OH

-

--> 2H

2

O



Jest to reakcja odwrotna do reakcji dysocjacji wody.
Wyjaśnia to fakt, że o ile zmieszamy kwas i zasadę, to w
wyniku reakcji tworzy się woda jako produkt końcowy,
czemu towarzyszy efekt cieplny 13,8 kcal/mol.
Całkowitą reakcję zobojętniania można ująć następująco:



H

3

O

+

+ A

-

+ B

+

+ OH

-

--> 2H

2

O + B

+

+ A

-



Drugi obok wody produkt tej reakcji (B

+

+ A

-

) nazywany

jest solą.

Cząsteczkowy zapis

reakcji zobojętniania



NaOH + HCl --> NaCl + H

2

O



Ca(OH)

2

+ 2 HNO

3

--> Ca(NO

3

)

2

+ 2H

2

O

Jonowy zapis reakcji

zobojętniania



Na

+

+OH

-

+ H

+

+ Cl

-

→ Na

+

+ H

2

O + Cl

-



Ca

2+

+ 2 OH

-

+ 2 H

+

+ 2 Cl

-

→ Ca

2+

+ 2 H

2

O + 2 Cl

-



Podkreślone jony biorą udział w tworzeniu cząsteczki
wody, pozostałe występują w tej samej postaci przed
i po reakcji (nie biorą więc udziału w reakcji).

Skrócony jonowy

zapis reakcji

zobojętniania



2 OH

-

+ 2 H

+

→ 2 H

2

O

/ :2



OH

-

+ H

+

→ H

2

O

Stosunki

stechiometryczne , a

rodzaj powstałej soli



Ilość użytych substancji powoduje całkowite zobojętnienie
jonów

H

+

powstanie soli obojętnej, natomiast w przypadku

innej proporcji możemy otrzymać wodorosól (metal +

wodororeszta)- aby z niej otrzymać sól obojętną należy

wodór zastąpić metalem.



Możemy także otrzymać hydroksosól (metal z resztą OH +
reszta kwasowa)- aby z niej otrzymać sól obojętną należy
grupy OH zastąpić resztą kwasową (resztami).

Reakcja strącania

osadów



Definicja reakcji strąceniowych



Przykłady reakcji



Zapisy reakcji



Tablice rozpuszczalności

Definicja reakcji

strąceniowej



Jest to reakcja między jonami, które łącząc

się,dają trudnorozpuszczalny związek.



It’s a reaction between ions that give hardly-

soluble compound while combining.

Przykład reakcji

strącania



Cu

2+

+ 2 OH

-

→ Cu(OH)

2

(Skrócony)



Cu

2+

+SO

4

2-

+ 2 K

+

+ 2 OH

-

→ Cu(OH)

2

+ 2 K

+

+SO

4

2-

(Jonowy)



CuSO

4

+ 2 KOH

→ Cu(OH)

2

+ K

2

SO

4



(Cząsteczkowy)



Ag

+

+ Cl

-

→ AgCl

Tablice

rozpuszczalności



Znajomość rozpuszczalności różnych

związków trudnorozpuszczalnych pozwala

więc przewidzieć przebieg reakcji i sposób

wydzielania produktów. Istnieją odpowiednie

tablice rozpuszczalności związków, z których

można w razie potrzeby skorzystać. W tablicach

przy pomocy symboli i kolorów przedstawia się

barwę powstałego roztworu lub osadu

pH roztworów

wodnych



Cechą charakteryzującą kwasowe lub zasadowe

właściwości roztworów jest ich odczyn. Nadmiar

jonów wodoru H

+

powoduje odczyn kwasowy

roztworu, nadmiar jonów wodorotlenkowych OH

-

odczyn zasadowy roztworu, natomiast gdy jest

równowaga między tymi jonami uzyskujemy odczyn

obojętny roztworu.



When there is a surplus of H

+

ions, solution is acidic.

When there is a surplus of OH

–

ions, solution is basic.

When there is a harmony between these ions,

solution is neutral.

Miara odczynu roztworu

- pH



pH definiujemy jako ujemny logarytm

dziesiętny z wartości liczbowej stężenia

jonów hydroniowych



pH = - lg[H

3

O

+

]



analogicznie



pOH = - lg[OH

-

]

Skala pH



Ponieważ stężenie czystej wody w wodzie jest wielkością

stałą to iloczyn K * [H

2

O]

2

jest również wielkością stałą i

nazywany jest iloczynem jonowym wody K

w

.



K

w

= K * [H

2

O]

2

= [H

3

O

+

] * [OH

-

] = 10

-14

(mol/dm

3

)



W temperaturze 298,15

o

K stężenie jonów hydroniowych w

czystej wodzie jest równe stężeniu jonów
wodorotlenowych i wynosi:



[H

3

O

+

] = [OH

-

] = 1,00 * 10

-7

mol/dm

3

Skala pH



Podobnie jak w czystej wodzie, również we wszystkich

roztworach obojętnych [H

3

O

+

] = 10

-7

mol/dm

3

. W

roztworach kwaśnych [H

3

O

+

] > 10

-7

mol/dm

3

a w

roztworach zasadowych [H

3

O

+

] < 10

-7

mol/dm

3

.

Posługiwanie się tak małymi stężeniami jest niewygodne

w zapisach i obliczeniach. Dlatego przyjęto wyrażać

aktywność jonów wodorowych w roztworze w tzw. skali

pH

Hydroliza soli



Sole pochodzące od mocnych kwasów i słabych zasad

ulegają hydrolizie kationowe – roztwór wodny wykazuje

odczyn kwasowy.



Sole pochodzące od słabych kwasów i mocnych zasad
ulegają hydrolizie anionowej – roztwór wodny wykazuje
odczyn zasadowy.



Sole pochodzące od słabych kwasów i słabych zasad
ulegają hydrolizie kationowo-anionowej – roztwór wodny
wykazuje odczyn obojętny lub słabo zasadowy, lub
słabokwasowy.



Sole mocnych zasad i mocnych kwasów nie ulegają
hydrolizie – roztwór obojętny.

Przyczyna

określonego odczynu

wodnych roztworów

soli



Odczyn kwasowy roztworu powoduje nadmiar

powstałych jonów H

+

(hydroliza kationowa).



Odczyn zasadowy roztworu powoduje nadmiar
powstałych jonów OH

-

(hydroliza anionowa)



Odczyn obojętny powstaje gdy moc słabego kwasu i
słabej zasady jest zbliżona (hydroliza kationowo-
anionowa)