CHEMIA OGÓLNA

CHEMIA OGÓLNA

Wykład 5

AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej

2

CHEMIA ROZTWORÓW

CHEMIA ROZTWORÓW

Roztwór

Roztwór – homogeniczna mieszanina składająca się z

jednej lub więcej substancji rozpuszczonych w

rozpuszczalniku.

AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej

3

Rodzaje roztworów

Rodzaje roztworów

substancja rozpuszczona

stopy metali

wilgoć

w drewnie

wodór

w platynie

ciało

stałe

słodkie

napoje

herbata

wódka

etanol w wodzie

napoje

gazowane

CO

2

w wodzie

ciecz

dym

popiół w

powietrzu

wilgoć

woda w

powietrzu

powietrze

O

2

i inne gazy w

N

2

gaz

ciało stałe

ciecz

gaz

ro

zp

u

s

zc

za

ln

ik

AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej

4

STĘŻENIA

STĘŻENIA

Stężenia podaje skład roztworów.

Rodzaje stężeń

Rodzaje stężeń

• procent wagowy, stężenie procentowe,
• procent objętościowy,
• ułamek molowy,
• stężenie molowe,
• stężenie normalne .

AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej

5

Procent wagowy (stężenie procentowe)

Procent wagowy (stężenie procentowe) – podaje

ilość jednostek wagowych (np. gramów) substancji

rozpuszczonej

w

100

jednostkach

(gramach)

wagowych roztworu.

 

 

%

%

100

m

m

m

%

100

m

m

C

%

ru

r

rozp

s

ru

r

s

p

w















%

w

– procent wagowy, lub C

p

– stężenie procentowe,

m

s

– masa substancji rozpuszczonej,

m

r–ru

– masa roztworu,

m

rozp

– masa rozpuszczalnika.

AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej

6

Przykład:

Przykład:

Obliczyć stężenie procentowe roztworu przygotowanego

przez rozpuszczenie 25g NaCl w 150g wody.

Dane:

m

s

=25g,

m

rozp

=150g.

Rozwiązanie:

%

28

,

14

%

100

g

175

g

25

%

100

g

150

g

25

g

25

%

w













AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej

7

Procent objętościowy

Procent objętościowy – podaje ilość jednostek

objętości substancji rozpuszczonej w 100 jednostkach

objętości roztworu.

 

%

%

100

v

v

v

%

100

v

v

%

ru

r

rozp

s

ru

r

s

v















%

v

– procent objętościowy,

v

s

– objętość substancji rozpuszczonej,

v

r–ru

– objętość roztworu,

v

rozp

– objętość rozpuszczalnika.

AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej

8

Jaki jest procent objętościowy roztworu, jeżeli 40cm

3

etanolu rozpuszczono w 60cm

3

wody?

Dane:

v

s

= 40cm

3

,

v

rozp

= 60cm

3

.

Rozwiązanie:

%

40

%

100

cm

100

cm

40

%

100

cm

60

cm

40

cm

40

%

3

3

3

3

3

v













Przykład:

Przykład:

AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej

9

Ułamek molowy

Ułamek molowy – podaje stosunek ilości moli

jednego ze składników do sumy ilości moli wszystkich

składników w roztworze.

i

2

1

s

i

i

s

s

n

...

n

n

n

n

n

x













x

s

– ułamek molowy,

n

s

– ilość moli składnika,

n

1,2,..,i

– ilość moli składnika „i”,

1

x

i

i





AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej

10

Rozwiązanie:

Ile wynosi ułamek molowy NaCl jeżeli 10g tej soli

rozpuszczono w 150g wody?

Dane:

m

NaCl

= 10g,

m

H2O

= 150g.

i

i

i

M

m

n 

mol

g

45

.

58

mol

g

45

.

35

mol

g

23

M

NaCl







mol

17

.

0

mol

g

45

.

58

g

10

n

NaCl





Przykład:

Przykład:

AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej

11

mol

g

18

mol

g

16

mol

g

1

2

M

O

H

2









mol

33

.

8

mol

g

18

g

150

n

O

H

2





02

.

0

mol

17

.

0

mol

33

.

8

mol

17

.

0

x

NaCl







NaCl

O

H

x

1

x

2





98

.

0

02

.

0

1

x

O

H

2







AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej

12

Stężenie molowe

Stężenie molowe – podaje ilość moli substancji

rozpuszczonej w 1dm

3

roztworu.



















3

s

s

M

dm

mol

v

M

m

v

n

C

C

M

– stężenie molowe,

n –ilość moli substancji rozpuszczonej,

v – objętość roztworu,

m

s

– masa substancji rozpuszczonej,

M

s

–masa molowa substancji rozpuszczonej.

AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej

13

Rozwiązanie:

Ile gramów CaCl

2

należy odważyć, aby przygotować

2dm

3

3.5 molowego roztworu?

Dane:

C

M

= 3.5mol/dm

3

,

v

r–ru

= 2dm

3

v

M

n

v

n

C

M









mol

7

dm

2

dm

mol

5

.

3

n

3

3







Przykład:

Przykład:

AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej

14

Cl

Ca

CaCl

M

2

M

M

2







mol

g

98

.

110

mol

g

45

.

35

2

mol

g

08

.

40

M

2

CaCl









x

mol

7

g

98

.

110

CaCl

mol

1

2





g

779

g

86

.

778

g

98

.

110

7

x









AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej

15

Stężenie normalne

Stężenie normalne – podaje ilość gramo–

równoważników substancji rozpuszczonej w 1dm

3

roztworu.



















3

s

s

s

N

dm

wal

v

G

m

v

g

C

C

N

– stężenie normalne,

g

s

–ilośc gramorównoważników substancji,

v – objętość roztworu,

m

s

– masa substancji,

G

s

– gramorównoważnik.

AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej

16

Gramorównoważnik

Gramorównoważnik – ilość gramów substancji

powiązana z oddaniem lub przyjęciem jednego mola,

elektronów. Inaczej – masa molowa podzielona przez

ogólną wartościowość dodatnią lub ujemną.













wal

g

2

M

G

SO

H

s

s

4

2













wal

g

3

M

G

PO

H

s

s

4

3

Kwasy

Kwasy – gramorównoważnik jest równy masie

molowej podzielonej przez ilość atomów wodoru.

Przykład:

Przykład:

AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej

17













wal

g

2

M

G

)

OH

(

Ca

s

s

2













wal

g

3

M

G

)

OH

(

Al

s

s

3

Wodorotlenki

Wodorotlenki – gramorównoważnik jest równy masie

molowej podzielonej przez ilość grup wodorotlenowych.

Przykład:

Przykład:

AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej

18















wal

g

1

2

M

G

SO

K

s

s

4

I

2















wal

g

3

2

M

G

)

SO

(

Al

s

s

3

4

III

2















wal

g

1

1

M

G

Cl

Na

s

s

I

Sole

Sole – gramorównoważnik jest równy masie molowej

podzielonej przez ilość atomów metalu pomnożoną przez

jego wartościowość.

Przykład:

Przykład:

AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej

19

Rozwiązanie:

Ile gramów Ca(HCO

3

)

2

znajduje się w 0.5dm

3

roztworu

2–normalnego?

Dane:

C

N

= 2wal/dm

3

,

v

sol

= 0.5dm

3

v

G

N

m

v

G

m

C

s

s

s

s

N

























wal

g

2

1

M

G

2

)

3

HCO

(

Ca

2

3

II

)

HCO

(

Ca

Przykład:

Przykład:

AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej

20

)

M

3

M

M

(

2

M

M

o

C

H

Ca

)

HCO

(

Ca

2

3













)

mol

g

16

3

mol

g

01

.

12

mol

g

1

(

2

mol

g

08

.

40

M

2

3

)

HCO

(

Ca













mol

g

1

.

162

M

2

3

)

HCO

(

Ca



wal

g

05

.

81

2

1

.

162

G

2

3

)

HCO

(

Ca





g

26

.

20

dm

5

.

0

wal

g

05

.

81

dm

wal

5

.

0

m

3

3

s









AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej

21

ROZPUSZCZNIE

ROZPUSZCZNIE

Roztwory powstają przez rozpuszczanie substancji w

rozpuszczalniku w wyniku:
• reacji chemicznych,
• solwatacji,
• dyspersji.

AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej

22

Rozpuszczanie w wyniku reakcji

Rozpuszczanie w wyniku reakcji

Rozpuszczająca się substancja reaguje z cząsteczkami

rozpuszczalnika lub innej, wcześniej rozpuszczonej

substancji, tworząc nowy związek chemiczny.

2

2

H

ZnCl

HCl

2

Zn







3

2

2

2

CO

H

O

H

CO





4

3

2

5

2

PO

H

2

O

H

3

O

P





Przykład:

Przykład:

AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej

23

Rozpuszczanie w wyniku

Rozpuszczanie w wyniku

solwatacji

solwatacji

Solwatacja

Solwatacja

(hydratacja)

(hydratacja) – polega na otaczaniu

cząsteczek rozpuszczającej się substancji przez

cząsteczki rozpuszczalnika (wody).

AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej

24

Rozpuszczanie soli kuchennej w wodzie

AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej

25

Rozpuszczanie w wyniku dyspersji

Rozpuszczanie w wyniku dyspersji

Dyspersja

Dyspersja – mieszanie się dwóch substancji w

wyniku dyfuzji i oddziaływań międzycząsteczkowych,

zachodzi głównie w gazach.

AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej

26

Rozpuszczalność

Rozpuszczalność

Rozpuszczalność –

Rozpuszczalność – ilość substancji rozpuszczonej w

określonym rozpuszczalniku w określonych warunkach

temperatury i ciśnienia.

Roztwór w stanie równowagi z osadem (taki, w którym

nie można rozpuścić więcej substancji) nazywamy

nasyconym.

AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej

27

Maksymalną rozpuszczalność często wyraża się

jako maksymalne stężenie (stężenie roztworu

nasyconego) i wyraża się w gramach na 100 g

rozpuszczalnika.















g

100

g

m

m

s

rozp

s

s

s

s

– rozpuszczalność,

m

s

– masa substancji,

m

rozp

– masa rozpuszczalnika.

AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej

28

Wpływ temperatury

Wpływ temperatury

Wpływ temperatury zależny jest od efektu

cieplnego procesu rozpuszczania:

H<0  T - s, H>0  T - s.

Wpływ temperatury na rozpuszczalność niektórych soli.

AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej

29

Wpływ ciśnienia

Wpływ ciśnienia

Wpływ ciśnienia na stężenie gazu rozpuszczonego

Prawo Henry’ego:

W stałej temperaturze ilość rozpuszczonego gazu

jest proporcjonalna do ciśnienia cząstkowego gazu w

równowadze z cieczą.

i

i

x

k

p





AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej

30

Wpływ ciśnienia cząstkowego na rozpuszczalność gazów w wodzie

AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej

31

Fizykochemiczne właściwości

Fizykochemiczne właściwości

roztworów

roztworów

roztwory

doskonałe

rzeczywiste

siły międzycząsteczkowe

A-B = A-A i B-B

siły międzycząsteczkowe

A-B > A-A i B-B

AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej

32

Prawo

Prawo

Raoult

Raoult

a

a

–

–

ciśnienie par

ciśnienie par

prawo Raoulta

prawo Raoulta – podaje, że ciśnienie cząstkowe par

składnika nad roztworem jest proporcjonalne do

ciśnienia, jakie wykazywałby czysty składnik oraz jego

ułamka molowego.

i

0

i

i

x

p

p





p

i

– ciśnienie pary składnika „i”,

p

0

i

– ciśnienie par nad czystym składnikiem „i”,

x

i

– ułamek molowy składnika „i”,

p – ciśnienie całkowite nad roztworem.







i

i

0

i

x

p

p

AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej

33

Zależność ciśnienia par składników nad roztworem

od składu roztworu idealnego.

AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej

34

Temperatura wrzenia i krzepnięcia

Temperatura wrzenia i krzepnięcia

roztworu

roztworu

Wzrost

stężenia

roztworu

powoduje

podniesienie

temperatury wrzenia i obniżenie temperatury krzepnięcia

sol

s

s

E

m

E

b

m

M

m

K

C

K

T













sol

s

s

c

m

c

s

m

M

m

K

C

K

T













K

E

– stała ebulioskopowa,

C

m

– stężenie molarne,

K

C

– stała krioskopowa.

AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej

35

Dyfuzja

Dyfuzja

Proces

dyfuzji

Proces

dyfuzji

–

proces

polegający

na

przemieszczaniu się substancji z obszaru o wyższym

stężeniu do obszaru o niższym stężeniu.

Dyfuzja barwnika w wodzie

AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej

36

C

A

D

v











v – prędkość dyfuzji,

A – powierzchnia,

D – współczynnik dyfuzji,

C – gradient stężenia.

RT

E

0

a

e

D

D







D

0

– maksymalny współczynnik dyfuzji (dla nieskończonej T),

E

a

– energia aktywacji,

T – temperatura,

R – stała gazowa.

AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej

37

Osmoza

Osmoza

Osmoza

Osmoza - dyfuzja cząsteczek rozpuszczalnika przez

membranę

półprzepuszczalną,

oddzielającą

dwa

roztwory różniące się potencjałami chemicznymi.

Różnica potencjałów chemicznych wynika z różnicy

składu (stężenia) roztworów.

Błona półprzepuszczalna musi być przepuszczalna dla

rozpuszczalnika, a nieprzepuszczalna dla substancji

rozpuszczonej. Proces ten powoduje gradient ciśnienia

po obu stronach membrany.

AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej

38

RT

C 







 – ciśnienie osmotyczne,
C – gradient stężenia.

AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej

39

Dysocjacja

Dysocjacja

Dysocjacja

Dysocjacja – rozpad cząsteczek na jony pod

wpływem rozpuszczalnika.

Dysocjujące cząsteczki nazywamy

elektrolitami

elektrolitami.

Mają one zdolność przewodzenia prądu.













m

n

m

n

nB

mA

B

A

n

m









Cl

H

HCl









2

4

3

3

4

2

SO

3

Al

2

)

SO

(

Al

Przykład:

Przykład:

AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej

40

Stopień dysocjacji –

Stopień dysocjacji – zdolność substancji do

dysocjacji – stosunek ilości cząsteczek dysocjujących

do ogólnej ilości cząsteczek w roztworze.

0

zd

n

n





n

zd

– ilość cząsteczek zdysocjowanych,

n

0

– całkowita ilość cząsteczek w roztworze.

  1 – mocne elektrolity,
 < 0.1– słabe elektrolity,

0.1<  < 1 – elektrolity średniej mocy.

AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej

41

Stała dysocjacji –

Stała dysocjacji – stała równowagi reakcji dysocjacji.













m

n

m

n

nB

mA

B

A

n

m

n

m

B

A

n
B

m

A

d

c

c

c

K









– stężenia jonów,

n

m

B

A

c

– stężenie cząsteczek niezdysocjowanych.





m

n

B

A

c

,

c

K

d

– stała dysocjacji,

AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej

42

Prawo rozcieńczeń Ostwalda

Prawo rozcieńczeń Ostwalda

Prawo rozcieńczeń Wilhelma Ostwalda

Prawo rozcieńczeń Wilhelma Ostwalda podaje

zależność stałej dysocjacji od stopnia dysocjacji i

stężenia. prawo to stosuje się wyłącznie do

elektrolitów słabych (<0,1).











1

c

K

2

d

K

d

– stała dysocjacji,

c – stężenie elektrolitu,

 – stopień dysocjacji.

AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej

43

Aktywność

Aktywność

Aktywność –

Aktywność – inaczej stężenie rzeczywiste podaje ilość

cząsteczek w roztworze i oddziaływania pomiędzy nimi.

i

i

i

c

f

a





a

i

– aktywność składnika „i”,

f

i

– współczynnik aktywności składnika „i”,

c

i

– stężenie składnika „i”.

Dla roztworów rozcieńczonych f

i

1, więc a

i

= c

i

.

AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej

44

Iloczyn rozpuszczalności

Iloczyn rozpuszczalności

Dla

trudnorozpuszalnych

soli

mianownik

w

wyrażeniu na stałą dysocjacji można przyjąć za

wartość stałą.

,

c

c

c

K

n

m

B

A

n
B

m

A

d









.

const

c

n

m

B

A



n

m

B

A

d

c

K

L





L – iloczyn rozpuszczalności.

n

B

m

A

c

c

L









AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej

45

Iloczyn rozpuszczalności

Iloczyn rozpuszczalności – iloczyn stężeń jonów

trudno rozpuszczalnej soli w jej roztworze nasyconym w

określonych warunkach. (T,P).









2

4

2

4

SO

Ca

CaSO









2

4

2

4

SO

Ca

CaSO

c

c

L









I

2

Pb

PbI

2

2

2

I

Pb

PbI

c

c

L

2

2









Przykład:

Przykład:

AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej

46

Teorie kwasów i zasad

Teorie kwasów i zasad

Teoria Arrheniusa

Teoria Arrheniusa

Kwasy

Kwasy – substancje dysocjujące z wydzieleniem

jonu hydroniowego H

3

O

+

(jon H

+

w rzeczywistości

istnieje zawsze w towarzystwie cząsteczki wody).

Zasady

Zasady – substancje dysocjujące z wydzieleniem

jonu wodorotlenowego OH

-

.











n

3

2

n

R

O

nH

O

nH

R

H

Kwas









nOH

Me

)

OH

(

Me

n

n

Zasada

AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej

47

Kwasa

Kwasa –donor protonu (H

+

).

Zasada

Zasada – akceptor protonu (H

+

).

Istnieją pary kwasowo–zasadowe

Teoria Brønsteada i Lowry’ego

Teoria Brønsteada i Lowry’ego







H

zasada

kwas









H

OH

O

H

2









H

O

H

O

H

2

3









H

NH

NH

3

4

Przykład:

Przykład:

AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej

48

Teoria Lewisa

Teoria Lewisa

Kwas

Kwas – akceptor pary elektronowej ,

Base

Base – donor pary elektronowej.

produkt

zasada

kwas





3

3

3

3

NH

B

F

NH

BF



















4

3

AlCl

Cl

AlCl

Przykład:

Przykład:

AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej

49

Miara kwasowości – pH

Miara kwasowości – pH









H

OH

O

H

2

Woda dysocjuje w bardzo niewielkim stopniu:

14

OH

H

O

H

10

c

c

L

2



















H

c

log

pH

0< pH < 14 – pH skala

AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej

50

substancja

pH

kwas z baterii

kwas żołądkowy

napój typu cola

ocet

sok pomarańczowy

piwo

kwaśny deszcz

kawa

herbata

zdrowa skóra człowieka

mleko

czysta woda

krew

woda morska

mydło stałe

depilator w kremie

wybielacz

0.5

1.5 – 2.0

2.5
2.9

3.5

4.5

<5.0

5.0
5.5
5.5
6.5
7.0

7.34 – 7.45

8.0

9.0 – 10.0

11.0
12.5

AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej

51

Pomiar pH przeprowadza się za pomocą:
• wskaźników – związków, najczęściej organicznych,

które zmieniają zabarwienie ze zmianą pH (lakmus,

BBT, fenoloftaleina, oranż metylowy, itp.)
• papierki wskaźnikowe – bibuła nasączona kilkoma

wskaźnikami, zmieniająca barwę w zależności od pH,

Skala pH dla papierków wskaźnikowych

• pH – metru z elektrodą szklaną.

AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej

52

Zasada działania pH–metru

Zasada działania pH–metru

2

H

e

2

H

2

















H

0

H

/

H

H

/

H

c

ln

F

2

RT

E

E







H

H

/

H

c

log

F

2

RT

303

.

2

E

pH

059

.

0

E

H

/

H







AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej

53

Hydroliza

Hydroliza

Hydrolysis

Hydrolysis – reakcja jonów soli z wodą.

Sole mocnych kwasów i mocnych zasad

Sole mocnych kwasów i mocnych zasad

nie ulegają hydrolizie.

nie ulegają hydrolizie.

Przykład:

Przykład:

























Cl

H

OH

Na

O

H

Cl

Na

2









H

OH

O

H

2

dysocjacja wody

AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej

54

 



















nH

R

OH

Me

O

nH

R

Me

m

n

2

m

n

Sale mocnych kwasów i słabych zasad:

Przykład:

Przykład:



















2

4

4

2

2

4

4

SO

H

2

OH

NH

2

O

H

2

SO

NH

2

odczyn po hydrolizie kwaśny

pH < 7

AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej

55

Sole słabych kwasów i mocnych zasad:

R

H

mOH

Me

O

mH

R

Me

m

n

2

m

n



















Przykład:

Przykład:

3

2

2

2

3

CO

H

OH

2

K

2

O

H

2

CO

K

2

















odczyn po hydrolizie zasadowy

pH > 7

AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej

56

 

R

H

OH

Me

O

xH

R

Me

m

n

2

m

n













Sole słabych kwasów i słabych zasad:

Przykład:

Przykład:

S

H

)

OH

(

Fe

O

H

2

S

Fe

2

2

2

2

2













odczyn po hydrolizie obojętny

pH  7