Reakcje

red

ox

Układ redox to utleniacz i reduktor.

Jedno równanie reakcji redoks można rozłożyć na 2 równania cząstkowe.
Liczba elektronów oddawanych w jednym układzie musi być równa
liczbie elektronów pobranych w drugim układzie.

Utlenieniu

zawsze towarzyszy utrata (oddanie) elektronów i wzrost

stopnia utlenienia.

Redukcji

towarzyszy przyłączanie (pobranie) elektronów i zmniejszenie

stopnia utlenienia.

Utleniacz – substancja lub drobina, która ma zdolność przyłączania elektronów.
Utleniacz zmniejsza swój stopień utlenienia i jednocześnie podwyższa stopień
utlenienia innej drobiny lub substancji czyli utlenia.

Reduktor redukuje czyli obniża stopień utlenienia innej substancji lub drobiny
a tym samym podwyższa swój stopień utlenienia.

Każdemu procesowi utleniania zawsze towarzyszy proces redukcji.

Zasady oznaczanie stopnia utlenienia:
1. Stopień utlenienia atomów lub cząsteczek w stanie wolnym jest równy zeru.

0 0 0

Mg, Cl

2

, (MgCl

2

)

2.

Tlen

w połączeniach ma stopień utlenienia –II

II -II I -II I

MgO, H-O-H

Wyjątek

: w nadtlenkach stopień utlenienia tlenu wynosi –I.

I -I -I I

Np. nadtlenek wodoru H-O-O-H
3.

Wodór

w cząsteczkach związków i jonach złożonych ma stopień utlenienia I.

Wyjątek

: wodorki metali LiH, CaH

2

, BH

3

, AlH

3

stopień utlenienia wodoru –I.

4. Stopień utlenienia

fluoru

zawsze wynosi –I. Stopień utlenienia chloru, bromu

i jodu zależy od połączeń chemicznych.
5. Ładunek jonu jest równy sumie wszystkich stopni utlenienia atomów
wchodzących w jego skład.

I -I I I -II I III –II I V -II I VII –II I IV -II I -I III -II I

HCl, HClO, HClO

2

, HClO

3

, HClO

4

, Na

2

SO

3

, NaH, Fe(OH)

3

Roztwory

Roztwór – powstaje w wyniku fizycznego zmieszania kilku faz lub kilku składników
jednofazowych lub w wyniku roztwarzania i jest układem homogenicznym.
Składniki roztworu – rozpuszczalnik i substancje rozpuszczone

Rozpuszczalność –maksymalna ilość substancji jaka rozpuszcza się
w 100 g rozpuszczalnika w danej temperaturze.
Rozpuszczalność zależy od rodzaju substancji rozpuszczonej, rozpuszczalnika
i temperatury.

Rodzaje roztworów:

•Nasycone – maksymalne stężenie substancji rozpuszczonej w danej
temperaturze w obecności fazy stałej.

•Nienasycone – stężenie jest mniejsze niż w roztworach nasyconych.

•Przesycone – stężenie większe od rozpuszczalności w danej temperaturze
(układ metastabilny).

Stężenia roztworów:

•Procentowe wagowe

•Molowe - ilość moli związku w 1 dm

3

roztworu

Stała równowagi reakcji

Stała równowagi reakcji chemicznych opisuje stan równowagi odwracalnych
reakcji chemicznych.
Reakcja jest w stanie równowagi wtedy gdy szybkość reakcji w stronę od substratów
do produktów jest taka sama jak w stronę od produktów do substratów.

mA + nB

pC + qD

Stała równowagi tej reakcji:
[C]

p

[D]

q

K =

___________________

[A]

m

[B]

n

Nawiasy kwadratowe oznaczają stężenia molowe w przypadku roztworów
lub molowe ciśnienia cząstkowe w przypadku gazów.

Przykład: prosta reakcja syntezy
Dane doświadczalne:
Użyto 1 mol związku A i 1 mol związku B
Objętość po reakcji 1dm

3

Równowaga ustala się po przereagowaniu 30%
substratów.
[A] = 0,7 mola/dm

3

, [B] = 0,7 mola/dm

3

,

[AB] = 0,3 mola/dm

3

AB

[AB]

1

K

=

______________

[A]

1

[B]

1

[0,3mol/dm

3

]

1

K

=

___________________________________

= 0,61mol

–1

dm

3

[0,7mol/dm

3

]

1

[0,7mol/dm

3

]

1

A + B

Reakcje w roztworach

Dysocjacja jonowa. Roztwory elektrolitów

Dysocjacja chlorku sodu: NaCl  Na

+

+ Cl

-

Polarne cząsteczki wody ustawiają się dodatnimi biegunami w kierunku jonów Cl

-

i biegunami ujemnymi w kierunku jonów Na

+

.

Rozpuszczanie gazowego chlorowodoru w wodzie (tworzenie kwasu solnego):

H

Cl

Cl

H

+

+

Spolaryzowane wiązanie
tworzone przez uwspólnioną
parę elektronów

Na skutek przeniesienia
pary elektronów do atomu
chloru przekształca się on
w jednoujemny jon chlorkowy

Dysocjacja jonowa to rozpad kryształów jonowych lub cząsteczek polarnych
na jony pod wpływem wody.

Elektrolity – substancje, których wodne roztwory przewodzą prąd elektryczny
(sole, kwasy, zasady)

Nieelektrolity - substancje, których wodne roztwory nie przewodzą prądu
Elektrycznego (czysta destylowana woda, cukier)
liczba cząsteczek zdysocjowanych na jony

Stopień dysocjacji elektrolitu α

=

_______________________________________________________________

liczba wszystkich cząsteczek

0 < α < 1 0% < α < 100%

Elektrolity mocne – elektrolity silnie zdysocjowane, α – ok. 1
Elektrolity słabe – elektrolity zdysocjowane na jony częściowo,
α rzędu kilku procent
α zależy od stężenia elektrolitu, dysocjacja wzrasta gdy maleje stężenie roztworu.
W roztworach bardzo rozcieńczonych α osiąga wartość ok. 100%
dla każdego elektrolitu.

Słabe elektrolity dysocjują wg równania. Jest to proces odwracalny.

AB

A

+

+ B

—

Stała dysocjacji elektrolitycznej K

c

ma sens tylko dla słabych elektrolitów

c(A

+

)c(B

–

)

K

c

=

_______________

c(AB)

c(A

+

) i c(B

–

) stężenia molowe kationu i anionu

c(AB) stężenie molowe części niezdysocjowanej elektrolitu

Oznaczmy przez

c

całkowite stężenie molowe substancji rozpuszczonej w wodzie,

wówczas
c(A

+

) = c(B

–

) = αc oraz c(AB) = (1-α)c

Podstawiając te dane do równania na K

c

(poprzedni slajd) otrzymujemy

α

2

c

K

c

=

_______

Dla małych wartości α, 1 – α ~ 1,

1 – α

Wtedy

K

c

=

α

2

c

Wartości α są małe dla słabych elektrolitów.

Dysocjacja kwasów i zasad

Wg teorii Arrheniusa

kwasy to związki, które dysocjując w roztworze,

odszczepiają jony wodorowe H

+

(protony)

zasady to związki, które odszczepiają jony wodorotlenowe OH

–

HA H

+

+ A

–

MOH M

+

+ OH

–

Wg teorii Brönsteda

kwasy to substancje, które mogą oddawać proton,

zasady to substancje zdolne do pobrania protonu
Proton nie może istnieć w stanie wolnym w roztworze i łączy się z cząsteczką wody
tworząc jon hydroksoniowy H

+

+ H

2

O  H

3

O

+

Dysocjacja kwasu lub zasady w roztworze wodnym polega na reakcji
z cząsteczkami wody

.

Dysocjacja kwasu HA przebiega wg równania:

HA + H

2

O

H

3

O

+

+ A

–

Stąd wzór na stałą równowagi:

c(H

3

O

+

)c(A

–

)

K

c

=

________________________

c(HA)c(H

2

O)

W roztworach rozcieńczonych stężenie wody c(H

2

O) jest bardzo duże,

zachowuje więc wartość stałą niezależnie od zmiany stężeń pozostałych
składników roztworu.
C

H2O

= ilość moli wody w 1dm

3

= 1000g : 18g/mol = 55,6 mola H

2

O

Łącząc stałą K

c

i c(H

2

O) otrzymamy wzór na stałą dysocjacji kwasu:

c(H

3

O

+

)c(A

–

)

K

c(HA)

=

____________________

c(HA)

Podobnie można wyprowadzić wzór na stałą dysocjacji zasady B:

B + H

2

O

BH

+

+ OH

–

c(BH

+

)c(OH

–

)

K

c

=

__________________________

c(B)c(H

2

O)

c(BH

+

)c(OH

–

)

K

c(B)

=

__________________________

c(B)

Dysocjacja kwasów

•Kwasy jednoprotonowe:

HNO

3

H

+

+ NO

3

–

anion
azotowy

c(H

+

)c(NO

3

–

)

K =

__________________

c(HNO

3

)

•Kwasy wieloprotonowe

H

3

PO

4

H

+

+ H

2

PO

4

–

anion
diwodorofosforanowy(V)

c(H

+

)c(H

2

PO

4

)

–

K

1

=

_____________________

c(H

3

PO

4

)

K

1

H

2

PO

4

–

K

2

H

+

+ HPO

4

2–

anion
wodorofosforanowy(V)

c(H

+

)c(HPO

4

)

2–

K

2

=

_____________________

c(H

2

PO

4

)

–

HPO

4

2–

K

3

H

+

+ PO

4

3–

anion
fosforanowy(V)

c(H

+

)c(PO

4

)

3–

K

3

=

_____________________

c(HPO

4

)

2–

K

1

K

2

K

3

Elektrolity mocne i słabe

Im więcej jonów znajduje się w roztworze elektrolitu, tym większe będzie
natężenie prądu płynącego przez roztwór.

Elektrolity mocne:

•Część soli
•Wodorotlenki litowców i berylowców z wyjątkiem Be(OH)

2

•Kwasy: solny HCl, siarkowy(VI) H

2

SO

4

, azotowy(V) HNO

3

, chlorowy(VII)

Pozostałe kwasy: chlorowy(I), chlorowy(III), chlorowy(V), siarkowy(IV),
siarkowodorowy, cyjanowy HCN, borowy H

3

BO

3

, węglowy H

2

CO

3

są słabymi kwasami i słabymi elektrolitami
H

3

PO

4

kwas ortofosforowy jest średniej mocy kwasem.

Zadania:

1. Obliczyć stopień dysocjacji α pewnego słabego kwasu 1-protonowego,
jeżeli stała dysocjacji kwasu wynosi K = 1,70·10

-5

a stężenie 0,1 mol/dm

3

.

2. Napisać równania wieloetapowej dysocjacji kwasu siarkowego(VI) i wzory
na stałe równowagi każdego etapu. Stała równowagi którego etapu jest
największa?

3. Napisać równania wieloetapowej dysocjacji wodorotlenku magnezu i wzory
na stałe równowagi każdego etapu. Stała równowagi którego etapu jest
największa?

4. Obliczyć stałą hydrolizy K

β

pewnej soli, jeżeli stopień hydrolizy β wynosi

0,5% a stężenie 0,2 mol/dm

3

.

Iloczyn jonowy wody. Wykładnik wodorowy pH

Czysta woda jest bardzo słabym elektrolitem.
Dysocjację wody można rozpatrywać jako przejście protonu z jednej cząsteczki
do drugiej, tzn. że woda jest w równej mierze kwasem i zasadą.

H

2

O + H

2

O

H

3

O

+

+ OH

–

Jeśli dla uproszczenia wprowadzimy H

+

zamiast H

3

O

+

to

iloczyn jonowy wody K

w

wyraża się za pomocą iloczynu stężeń jonów

K

w

= c(H

+

)c(OH

–

)

W temp. 25°C

K

w

= 1,0 • 10

–14

(mol/dm

3

)

2

W czystej wodzie stężenie obu rodzajów jonów jest jednakowe
a więc C(H

+

) = c(OH)

–

.

Z tego wynika, że

c(H

+

) = 1,0 • 10

–7

mol/dm

3

i c(OH

–

) = 1,0 • 10

–7

mol/dm

3

Stężenie jonów H

+

i OH

–

może być różne ale iloczyn jonowy pozostaje stały

w niezmiennej temperaturze.
Jeżeli wzrośnie stężenie jonów H

+

wskutek dodania kwasu, to zmaleje

odpowiednio stężenie jonów OH

–

.

Stężenie jonów wodorowych wyraża się za pomocą

wykładnika wodorowego pH

.

Jest to logarytm odwrotności stężenia jonów wodorowych.
1

pH

= lg

___________

=

–lg c(H

+

),

c(H

+

) = 10

–pH

c(H

+

)

1

pOH

= lg

___________

=

–lg c(OH

–

)

, c(OH

–

) = 10

–pOH

c(OH

–

)

Dla czystej wody pH = 7 i pOH = 7.

pH + pOH = 14

Zadanie:
Jaki jest współczynnik pH roztworów i jaki jest ich odczyn:
a) Stężenie C

H+

= 1•10

–3

mol/dm

3

b) pOH = 7
c) stężenie C

OH-

= 1•10

–10

mol/dm

3

d) stężenie C

OH-

= 1•10

–1

mol/dm

3

pH

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

11

12

13

14

0

odczyn

obojetny

kwasowy

zasadowy

[H

+

]

1

.

10

-7

mol/dm

3

1

.

10

-9

1

.

10

-11

1

.

10

-13

1

.

10

-5

1

.

10

-3

1

.

10

-1

1

.

10

-1

1

.

10

-3

[OH

-

] mol/dm

3

1

.

10

-5

1

.

10

-7

1

.

10

-9

1

.

10

-11

1

.

10

-13

Hydroliza soli. Stała i stopień hydrolizy

Hydrolizą soli nazywamy reakcje zachodzące pomiędzy rozpuszczonymi solami
w wodzie i wodą jako substratem. Jony soli reagują z jonami H

3

O

+

oraz OH

–

powstałymi wskutek dysocjacji wody. W wyniku tych reakcji mogą powstawać
obojętne cząsteczki kwasu lub zasady, albo jedne i drugie zależnie od rodzaju
rozpuszczonej soli. Następuje zmiana stężeń jonów H

3

O

+

oraz OH

–

i roztwór

wykazuje odczyn kwaśny lub zasadowy.

Przykłady:

Hydroliza soli słabego kwasu i mocnej zasady:

2 H

2

O

H

3

O

+

+ OH

–

CH

3

COONa

CH

3

COO

–

+ Na

+

H

3

O

+

+ OH

–

+ CH

3

COO

–

+ Na

+

CH

3

COOH + Na

+

+

OH

–

+ H

2

O

Odczyn zasadowy

n

h

β =

______

n

β = stopień hydrolizy
n

h

= liczba moli soli, która uległa hydrolizie

n = całkowita liczba moli soli rozpuszczonej w roztworze

β

2

c

s

K

h

=

_______

1 - β

K

h

= stała hydrolizy

β = stopień hydrolizy
c

s

= całkowite stężenie soli

Dla małego stopnia hydrolizy 1 – β ~ 1
A więc

K

h

=

β

2

c

s

Hydroliza soli słabej zasady i mocnego kwasu:

2 H

2

O

H

3

O

+

+ OH

–

NH

4

Cl

NH

4

+

+ Cl

–

H

3

O

+

+ OH

–

+ NH

4

+

+ Cl

–

NH

4

OH + H

3

O

+

+ Cl

–

Odczyn kwaśny

β

2

c

s

K

h

=

_______

1 - β

Dla małego stopnia hydrolizy 1 – β ~ 1
A więc

K

h

= β

2

c

s

Hydroliza soli słabego kwasu i słabej zasady:

2 H

2

O

H

3

O

+

+ OH

–

CH

3

COONH

4

CH

3

COO

–

+ NH

4

+

H

3

O

+

+ OH

–

+ CH

3

COO

–

+ NH

4

+

CH

3

COOH + NH

4

OH + H

2

O

Odczyn obojętny

Sole mocnych kwasów i mocnych zasad nie ulegają hydrolizie

Elektrochemia

Ogniwa galwaniczne – chemiczne źródła prądu
Są to urządzenia zamieniające bezpośrednio energię chemiczną
na energię elektryczną prądu stałego.

Ogniwo

składa się z dwóch

półogniw

. Półogniwo jest zbudowane z elektrody

zanurzonej w roztworze elektrolitu.

Ogniwo Daniella

: jedno półogniwo stanowi blaszka miedziana zanurzona w roztworze

CuSO

4

, a drugie – elektroda cynkowa w roztworze ZnSO

4

.

Półogniwa połączone są

kluczem elektrolitycznym

, który umożliwia przepływ jonów

między roztworami a jednocześnie nie pozwala roztworom mieszać się.
Klucz elektrolityczny zapobiega gromadzeniu się ładunków na elektrodach.

Kluczem elektrolitycznym

może być:

Przegroda porowata, pasek bibuły nasączony roztworem KCl,
roztwór KCl w agar-agarze lub żelatynie.

Schematyczny zapis ogniwa Daniella:

(-)Zn|ZnSO

4

aq || CuSO

4

aq|Cu(+)

Anoda

katoda

Utlenianie

redukcja

Ujemny biegun

dodatni biegun

Reakcje w półogniwach:
Zn  Zn

2+

+ 2e anoda

Cu

2+

+ 2e  Cu katoda

Reakcja sumaryczna:
Zn + Cu

2+

 Zn

2+

+ Cu

Ogniwo Daniella jest ogniwem odwracalnym.
Z chwilą połączenia obu blaszek metalowych drutem metalicznym
o oporze R następuje przepływ prądu wywołany procesami elektrochemicznymi
zachodzącymi w ogniwie.

Ogniwo Daniella