Roztwory i reakcje w roztworach wodnych
Układ co najmniej dwóch składników z których jeden stanowi substancję rozproszoną (zdyspergowaną) a drugi rozpraszającą (dyspersyjną).
Podział roztworów:
I kryterium stanowi rozmiar drobin substancji rozpuszczonej:
•
Roztwory homogeniczne (rzeczywiste)
•
Roztwory heterogeniczne – koloidy i zawiesiny
w roztworze właściwym <10 –9 m < średnica drobin koloidu < 10 – 7 m < średnica drobin w zawiesinie II kryterium stanowi stopień nasycenia roztworu:
• Roztwór nienasycony – w danych warunkach ciśnienia i temperatury w danej ilości rozpuszczalnika można jeszcze rozpuścić pewną ilość substancji.
• Roztwór nasycony – w danych warunkach ciśnienia i temperatury w danej ilości rozpuszczalnika nie można już rozpuścić substancji.
• Roztwór przesycony - w danych warunkach ciśnienia i temperatury w danej ilości rozpuszczalnika rozpuszczono większą ilość substancji niż wynika to z danych rozpuszczalności.
Efekty towarzyszące rozpuszczalności:
• objętościowe – kontrakcja objętości – objętość roztworu nie jest równa sumie objętości składników;
• energetyczne – proces rozpuszczania jest egzo lub endoenergetyczny w zależności od tego, który efekt z niżej wymienionych dominuje:
1.
rozpad sieci krystalicznej substancji (dla substancji stałej) (energetycznie dodatni dla układu –
aby nastąpił rozpad sieci należy dostarczyć energii – endoenergetyczny, ΔH = +Q); 2.
otaczanie cząsteczkami rozpuszczalnika (solwatacja lub w przypadku wody hydratacja) (energetycznie ujemny dla układu – podczas otaczania cząsteczkami rozpuszczalnika następuje wydzielenie energii – egzoenergetyczny, ΔH = -Q);
Dysocjacja elektrolityczna
to rozpad na jony pod wpływem rozpuszczalnika o budowie dipolowej. Dysocjacji ulegają substancje o wiązaniach jonowych lub silnie spolaryzowanych, rozpuszczalne lub reagujące z wodą.
Teoria Brőnsteda - Lowrego – tłumaczy charakter kwasowo – zasadowy obojętnych cząsteczek zawierających atomy wodoru i jonów ujemnych Pisze się równania uwzględniając cząsteczki rozpuszczalnika np. wody, amoniaku. Zgodnie z tą teorią: zasada – protonobiorca; biorca kationu wodoru; kwas – protonodawca, dawca kationu wodoru
Ogólne zasady reakcji jonowych:
• reakcjęsól+sólpiszemytylkowtedy,gdypowstaje substancja niezdysocjowana np.:wytrącasięosad lub gaz
• mocniejszy kwas wypiera z soli kwas słabszy
• silniejsza zasada wypiera z soli słabszą
• mniej lotna zasada wypiera bardziej lotną
• mniej lotny kwas wypiera bardziej lotny
• można pisać równania wodorotlenek + wodorotlenek i kwas + kwas (jedna substancja zawiera pierwiastek amfoteryczny)
Formy równań reakcji jonowych
• forma cząsteczkowa
• forma jonowa (czasami się mówi o formie jonowej pełnej i skróconej)
Rodzaje reakcji jonowych:
•
reakcje zobojętniania (neutralizacji);
•
reakcje strącania osadów;
•
reakcje wydzielania gazów;
•
otrzymywania słabych, niezdysocjowanych elektrolitów;
•
reakcje utlenienia i redukcji (omówione oddzielnie);
•
reakcje hydrolizy;
•
reakcje kompleksonowania
Hydroliza
– to reakcja związku chemicznego z wodą w wyniku której powstają jony oksoniowe (hydroksylowe – H3O +) lub hydroksylowe (OH -) ze związków nieorganicznych hydrolizie ulegają sole: mocnych kwasów i słabych zasad, słabych kwasów i mocnych zasad oraz słabych kwasów i słabych zasad spośród związków organicznych hydrolizie ulegają: alkoholany i fenolany (do alkoholi i fenoli); sole kwasów karboksylowych (do kwasów); estry (do kwasów i alkoholi lub soli kwasów karboksylowych i alkoholi); amidy w zalezności od środowiska do amoniaku i soli kwasów karboksylowych lub kwasów karboksylowych i soli amonowych tłuszcze do glicerolu i kwasów karboksylowych; peptydy i białka (do aminokwasów); wielocukry (do cukrów prostych). Czasami hydroliza, zwłaszcza związku organicznego wymaga wytworzenia odpowiedniego środowiska.
Związki nieorganiczne:
substancja
rodzaj hydrolizy
odczyn roztworu
równanie hydrolizy
chemiczna
sól słabego kwasu
NO -
2 + H2O = HNO2 + OH –
i mocnej zasady:
SO 2 -
-
3
+ H2O = HSO3 + OH –
KNO
4 -
4 -
2, Na2SO3,
zasadowy
SiO4 + H2O = HSiO4 + OH –
K
3 -
3 -
4SiO4, Na3PO4,
anionowa
pH>7
PO4 + H2O = HPO4 + OH –
K
2 -
-
2CO3, Na2S
CO3 + H2O = HCO3 + OH -
S2 - + H2O = HS - + OH -
sól słabej zasady
Fe3+ + 2H2O = FeOH 2+ + H3O +
i mocnego kwasu:
lub Fe3+ + 6H2O = Fe(OH)3 + 3H3O +
FeCl3
kationowa
kwaśny
choć reakcja biegnie etapami
NH
+
4Br
pH<7
NH4 + H2O = NH3 + H3O +
Al2(SO4)3
Al 3+ + 2H2O = AlOH 2+ + H3O +
sól słabego kwasu
anionowo –
obojętny
piszemy dwa równania reakcji: hydrolizy
i słabej zasady
kationowa
(dokładnie o pH
anionu i kationu
decyduje elektrolit
silniejszy
porównujemy K acid
i K base)
Związki organiczne:
substancja
rodzaj hydrolizy
odczyn roztworu
równanie hydrolizy
chemiczna
alkoholany lub
fenolany:
anionowa
zasadowy
CH3O - + H2O = CH3OH + OH –
CH3ONa (metanian
pH>7
C6H5O - + H2O = C6H5OH + OH –
sodu)
C6H5OK (fenolan
potasu)
sole kwasów
karboksylowych
anionowa
zasadowy
lub
pH>7
CH3COO - + H2O = CH3COOH + OH –
tym mydła) lub
anionowo -
lub w przybliżeniu
C17H35COO - + H2O = C17H35COOH + OH –
słabych zasad
kationowa
obojętny
lub Cu2+ + 2H2O = CuOH+ + H3O+
CH3COONa,
HCOO - + H2O = HCOOH + OH –
C17H35COONa
(HCOO)2Cu
estry kwasów
HCOOCH3 + KOH = HCOOK + CH3OH
karboksylowych
brak form
(metanian metylu)
i alkoholi ( w tym
jonowych
tłuszcze):
w środowisku
zasadowym do soli
kwasów i alkoholi
estry kwasów
CH2 – ONO2 CH2 – OH
nieorganicznych
brak form
CH – ONO2 + 3NaOH = CH – OH
i alkoholi
jonowych
CH2 – ONO2 CH2 – OH
w środowisku
+ 3NaNO3
zasadowym do soli
kwasów i alkoholi
oligo i policukry
brak form
w srodowisku
jonowych
do cukrów prostych
kwaśnym
Wielkości opisujące ilościowo reakcje dysocjacji:
q Stopień dysocjacji – określa ułamek drobin, które rozpadły się na jony
n zdysocjowane
α =
n
wprowadzone
zamiast ilości moli można używać w obliczeniach
ilości jonów lub stężenia molowe indywiduów chemicznych
α= α (rodzaju substancji i rozpuszczalnika, T, c) gdy stężenie rośnie ═► α maleje;
gdy temperatura rośnie ═► α rośnie
dla reakcji dysocjacji typu MenAm = nMem+ + mAn- stężenia jonów wynoszą odpowiednio:
[Mem+] = α * cm * n
[An-] = α * cm * m
q Stała dysocjacji – odpowiedni stosunek stężeń jonów i cząsteczek niezdysocjowanych, zgodnie z prawem działania mas (wielkość tablicowa, stała dla danej temperatury) prawo rozcienczeń Ostwalda
(podaje zależność pomiędzy stopniem i stałą dysocjacji) dla słabego, jednoprotonowego elektrolitu
α ≤ 5% lub c/K >400 ═►
α = (K:c)½
ogólnie
═► α = (α2 * cmol): (1 – α)
Dla T=22+273 [K] (220C) iloczyn jonowy* wody jest wielkością stałą i wynosi 10-14.
[H+] * [OH-] = 10-14
(* iloczyn jonowy – to iloczyn stężeń jonów na, które ulega dysocjacji dana substancja chemiczna; z uwzględnieniem współczynników chemicznych z równania dysocjacji.) pH = -log[H+]
pOH = - log [OH-]
pH + pOH = 14
stężenia jonów
odczyn kwaśny
odczyn
odczyn zasadowy
lub
obojętny
pH, pOH
[H+]
100, 10-1, 10-2, 10-3, 10-4, 10-5 ,10-6
10-7
10-8,10-9, 10-10, 10-11,10-12,10-13,10-14
[OH-]
10-14,10-13,10-12,10-11,10-10,10-9,10-8
10-7
10-6, 10-5,10-4, 10-3, 10-2, 10-1, 100
pH
0, 1, 2, 3, 4, 5, 6
7
8, 9, 10, 11, 12, 13, 14
pOH
14, 13, 12, 11, 10, 9, 8
7
6, 5, 4, 3, 2, 1, 0
lakmus
odczyn kwaśny
odczyn
odczyn zasadowy
obojętny
fenoloftaleina
odczyn kwaśny
odczyn
odczyn zasadowy
obojętny
oranż metylowy
odczyn kwaśny
odczyn
odczyn zasadowy
obojętny
Wskaźniki chemiczne –
(indykatory)
słabe zasady lub kwasy organiczne, których forma zdysocjowana i niezdysocjowana wyraźnie różnią się barwą a proces zachodzi przy określonej wartości pH roztworu.
Stężenie roztworu
Obliczanie stężenia procentowego Cp
masa substancji rozp.
Cp =
*100%
masa roztworu
Obliczanie stężenia molowego roztworu Cm
liczba moli substancji rozp.
Cm
1 dm3 roztworu
Rozpuszczalność – liczba gramów substancji, która w danych warunkach ciśnienia i temperatury nasyca 100 gramów rozpuszczalnika.
tempertura
= masa g/100 g wody
Rsubstancja