12 Elektrolity, kwasy, zasady i sole

background image

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.

background image

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

background image

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.

background image

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

background image

Wykład 12 – ELEKTROLITY, KWASY, ZASADY I SOLE

+

+

Na

+

Cl

-

Cl

-

Na

+

Na

+

Na

+

Cl

-

Cl

-

Rozpuszczanie NaCl w wodzie

background image

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)

background image

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.

background image

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:

background image

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:

background image

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

background image

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

background image

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

background image

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

,

background image

?

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)

background image

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

background image

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

background image

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


Document Outline


Wyszukiwarka

Podobne podstrony:
004elektrolit, ELEKTROLITY, KWASY, ZASADY I SOLE
1 Równowagi w roztworach elektrolitów Kwasy i zasady
1 Rwnowagi w roztworach elektrolitw Kwasy i zasady
ALOTROPIA, KWASY, ZASADY,SOLE, AMFOTERY, KOMPLEKSY, INNE ZWIĄZKI NIEORGANICZNE 11 (15 11)
19264-kwasy zasady sole najważniejsze informacje, chemia
Chemia Elektrolity, Kwasy, Wodorotlenki (Zasady) i Sole
19298-kwasy tlenki zasady sole zadania, chemia
W08s-Slabe kwasy i zasady wieloprotonowe, chemia, szkolka
12 Elektroforeza agarozowa wyizolowanego DNA ?łkowitego oraz produktów PCR
kwasy i zasady
WICZENIE8 12 F, Elektrotechnika AGH, Semestr II letni 2012-2013, Fizyka II - Laboratorium, laborki,
KWASY I ZASADY OZNACZENIE STĘŻENIA

więcej podobnych podstron