Chemia - B udownictwo

WS TiP

dysocjacja elektrolityczna,

reakcje w roztworach wodnych,

pH

wykład nr 2b

Teoria dys ocjacji 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

mechanizm dysocjacji

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:

δ-

O

H

H

δ+

mechanizm dysocjacji

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

Definicja dys ocjacji

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 dys ocjacji

elektrolitycznej kwas ów,

zas ad i s oli

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 --> H+ + NO -

3

3

H SO --> 2H+ + HSO 2-

2

4

4

Proces dys ocjacji

elektrolitycznej kwas ów,

zas ad i s oli

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 dys ocjacji

elektrolitycznej kwas ów,

zas ad i s oli

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) --> Ca2+ + 2OH-

2

Proces dys ocjacji

elektrolitycznej kwas ów,

zas ad i s oli

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 dys ocjacji

elektrolitycznej kwas ów,

zas ad i s oli

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 – s topień

dys ocjacji

 Definicja stopnia dysocjacji.

 Zależność stopnia dysocjacji od rodzaju elektrolitu i stężenia elektrolitu.

 Elektrolity słabe i mocne.

Definicja s topnia dys ocjacji



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

Zależnoś ć s topnia dys ocjacji

od rodzaju elektrolitu i

s tężenia 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 s łabe



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 SO , HNO , HCl, NaOH, KOH).

2

4

3

Elektrolity mocne i s łabe



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

cząs teczkowy 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 O+ + OH- --> 2H O

3

2



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 O+ + A- + B+ + OH- --> 2H O + B+ + A-

3

2



Drugi obok wody produkt tej reakcji (B+ + A-) nazywany jest solą.

Cząs teczkowy zapis reakcji

zobojętniania



NaOH + HCl --> NaCl + H O

2



Ca(OH) + 2 HNO --> Ca(NO ) + 2H O

2

3

3 2

2

Jonowy zapis reakcji

zobojętniania



Na+ +OH - + H + + Cl- → Na+ + H O + Cl-

2

 Ca2+ + 2 OH - + 2 H + + 2 Cl- → Ca2+ + 2 H O + 2 Cl-2



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

S krócony jonowy zapis

reakcji zobojętniania

 2 OH- + 2 H+ → 2 H O

/ :2

2

 OH- + H+ → H O

2

S tos unki s techiometryczne ,

a rodzaj pows tałej s oli



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 s trącania os adów

 Definicja reakcji strąceniowych

 Przykłady reakcji

 Zapisy reakcji

 Tablice rozpuszczalności

Definicja reakcji

s trąceniowej

 Jest to reakcja między jonami, które łącząc

się,dają trudnorozpuszczalny związek.

Przykład reakcji s trącania

 Cu2+ + 2 OH- → Cu(OH) (Skrócony)

2

 Cu2+ +SO 2- + 2 K+ + 2 OH- → Cu(OH) + 2 K+

4

2

+SO 2- (Jonowy)

4



CuSO + 2 KOH → Cu(OH) + K SO

4

2

2

4



(Cząsteczkowy)

 Ag+ + Cl- → AgCl

Tablice rozpus zczalnoś ci



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.

Miara odczynu roztworu - pH



pH definiujemy jako ujemny logarytm dziesiętny z

wartości liczbowej stężenia jonów hydroniowych



pH = - lg[H O+]

3



analogicznie



pOH = - lg[OH-]

S kala pH



Ponieważ stężenie czystej wody w wodzie jest wielkością stałą to iloczyn K * [H O]2 jest również wielkością stałą i nazywany jest 2

iloczynem jonowym wody K .

w



K = K * [H O]2 = [H O+] * [OH-] = 10-14 (mol/dm3)

w

2

3



W temperaturze 298,15oK stężenie jonów hydroniowych w czystej wodzie jest równe stężeniu jonów wodorotlenowych i wynosi:



[H O+] = [OH-] = 1,00 * 10-7 mol/dm3

3

S kala pH



Podobnie jak w czystej wodzie, również we wszystkich

roztworach obojętnych [H O+] = 10-7 mol/dm3. W roztworach 3

kwaśnych [H O+] > 10-7 mol/dm3 a w roztworach zasadowych 3

[H O+] < 10-7 mol/dm3.

3

Posługiwanie się tak małymi stężeniami jest niewygodne w zapisach i obliczeniach. Dlatego przyjęto wyrażać aktywność jonów wodorowych w roztworze w tzw. skali pH

Kolory s kali pH

pH

0

3

7

11

14

[H O+]

3

100

10-3 10-7

10-11 10-14

mol/dm3

Hydroliza s oli



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 okreś lonego

odczynu wodnych

roztworów s oli



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)