Jacek Olender I rok KiR

ĆWICZENIE III - SPRAWOZDANIE

Część teoretyczna

Jon – Jest dodatnio lub ujemnie naładowany atom albo grupa powiązanych ze sobą atomów.

Kwas – wg teorii Arrheniusa: związek który zawiera wodór i uwalnia na skutek rozpadu cząstek w roztworach wodnych jony wodorowe, H⁺.

- wg teorii Brønsteda: donor protonów (źródło jonów wodorowych, H⁺)

Zasada - wg teorii Arrheniusa: związek który w wodzie wytwarza, na skutek rozpadu cząstek w roztworach wodnych, jony wodorotlenkowe, OH^-

- wg teorii Brønsteda: akceptor protonów (cząstki do których może przyłączyć się proton, H⁺

Elektrolit – Substancja, która rozpuszczając się w wodzie lub innym rozpuszczalniku rozpada się w całości lub częściowo na jony (tworzy roztwór przewodzący prąd elektryczny).

- Elektrolit mocny, jest to substancja całkowicie zjonizowana w roztworze.

- Elektrolit słaby jest to substancja cząsteczkowa, tylko częściowo zjonizowana w roztworze.

- Nieelektrolit nie ulega jonizacji w roztworze.

Każda substancja, która rozpada się na jony, rozpada się w różnym stopniu (różny procent cząstek ulega dysocjacji). Ilość tych cząstek określają charakterystyczne dla każdej substancji: stopień dysocjacji i stała dysocjacji.

Stała dysocjacji – Stosunek iloczynu stężeń jonów powstałych w wyniku dysocjacji elektrolitycznej do stężenia cząstek niezdysocjowanych w danej temperaturze.

, gdzie:

K – stała dysocjacji

[A⁺] i [B^-] - stężenia jonów wyrażone w mol/dm3

[AB] – stężenie roztworu

Stopień dysocjacji – stosunek stężenia cząstek zdysocjowanych c_z do całkowitego stężenia c_w, inaczej jest stosunek liczby cząstek zdysocjowanych N_z substancji rozpuszczonej, które rozpadły się na jony, do ogólnej liczby cząsteczek wprowadzonych do roztworu N_w. Jest wyrażany w ułamkach dziesiętnych lub procentach.

Zależy on od:

- rodzaju elektrolitu (α=100% dla elektrolitów mocnych, nie przekracza kilku procent dla elektrolitów słabych)

- stężenia roztworu (α rośnie w miarę rozcieńczania roztworu)

- temperatury (na ogół α nieco wzrasta wraz ze wzrostem temperatury)

- obecności innych substancji w roztworze (dla mocnych elektrolitów α=1, dodatek innych substancji nie ma wpływu na wartość α, jeśli natomiast wartość α jest bardzo mała, to dodatek produktu dysocjacji jeszcze go zmniejsza – efekt wspólnego jonu)

- rodzaju rozpuszczalnika, a szczególności od jego właściwości donorowo-akceptorowych.

W zależności od tych właściwości rozpuszczalniki dzielmy na:

-protonowoakceptorowe (np. pirydyna, formaldehyd), które są akceptorami protonów, czyli w ich środowisku kwasy są dobrze zdysocjowane

-protonodonorowe (np. bezwodny kwas octowy, bezwodny kwas mrówkowy), będące donorami protonów, czyli w ich środowisku zasady są dobrze zdysocjowane

-amfoteryczne (np. woda), które w zależności od rozpuszczonej w nich substancji mogą oddawać lub przyjmować elektrony. Dysocjacja kwasów i zasad zależy wzajemnego powinowactwa protonu do cząsteczek substancji rozpuszczonej i rozpuszczalnika

Stałą dysocjacji ze stopniem dysocjacji wiąże Prawo rozcieńczeń Ostwalda, mówiące o tym, że w stałej temperaturze, im większa jest stała dysocjacji K, tym większy jest stopień dysocjacji elektrolitu.

W przypadku niezbyt rozcieńczonych, słabych elektrolitów α jest dużo mniejsze od 1 i można przyjąć, że (stosuje się, gdy α<0,05), wtedy równanie przyjmuje uproszczoną postać: , stąd . Stąd wiemy, że wartość stopnia dysocjacji jest odwrotnie proporcjonalne do pierwiastka kwadratowego ze stężenia elektrolitu (K jest stale w danej temperaturze).

Hydroksosole (sole zasadowe) - sole zawierające oprócz kationu metalu i anionu reszty kwasowej również jon wodorotlenowy (OH)^-. Powstają w wyniku reakcji kwasów (w ilości poniżej stechiometrycznej) z zasadami zawierającymi w cząsteczce więcej niż jedną grupę wodorotlenową, czyli wodorotlenkami polihydroksylowymi. Obecność anionów wodorotlenowych nie zawsze nadaje i świadczy o zasadowym charakterze cząsteczki soli (pH>7).

Wodorosole - związki chemiczne, sole kwasów wieloprotonowych, których aniony zawierają atomy wodoru. Atom wodoru w tego rodzaju solach nie wykazuje zwykle silnych własności kwasowych, lecz stanowi integralną część powstającego, trwałego anionu. Np.:

^-

który formalnie jest silniejszą zasadą od analogicznego jonu nie zawierającego atomu wodoru (np: SO₃^2-). Wynika to z faktu, że atom wodoru w tego rodzaju anionach jest bardzo trudny do oderwania, co obrazuje reakcja równowagi jego hydrolizy:

HSO₃^- + H₂O <-> H₃O⁺ + SO₃^2-

która jest silnie przesunięta w stronę substratu (HSO₃^-).

Możemy wyróżnić pięć rodzajów reakcji otrzymywania wodorosoli:

metal + kwas -> wodorosól + wodór:

Zn + 2 H₂SO₄ → Zn(HSO₄)₂ + H₂

tlenek metalu + kwas -> wodorosól + woda:

MgO + 2 H₂SO₄ → Mg(HSO₄)₂ + H₂O

wodorotlenek + kwas -> wodorosól + woda:

NaOH + H₂SO₄ → NaHSO₄ + H₂O

kwas + sól słabego kwasu -> wodorosól + kwas:

NaF + H₂SO₄ → NaHSO₄ + HF

sól + tlenek niemetalu -> wodorosól:

CaCO₃ + H₂O + CO₂ → Ca(HCO₃)₂

Hydroliza – rozkład substancji organicznych lub nieorganicznych zachodzący pod wpływem rozpuszczalnika, np. wody.

Iloczyn jonowy wody – stała równowagi pomiędzy jonami OH^- i H₃O⁺, powstałymi w wyniku autodysocjacji wody (wzór reakcji: ). Oznacza on stan równowagi pomiędzy jonami OH^- i H₃O⁺. Jest wyrażony wzorem:

Logarytm dziesiętny [log(x)] – jest to funkcja przypisująca liczbie x wykładnik potęgi do której musi zostać podniesione 10, aby otrzymać liczbę x.

pH – jest to ujemny logarytm dziesiętny stężenia molowego jonów H₃O⁺. Wyznacza się je więc ze wzoru: , z usuniętymi jednostkami. Skala pH jest używana tylko dla roztworów wodnych.

Ujemny znak logarytmu w definicji pH oznacza, że im większe stężenie jonów H₃O⁺, tym mniejsze pH.

Ponieważ pH jest ujemnym dziesiętnym logarytmem stężenia, zmiana pH o jedną jednostkę oznacza dziesięciokrotną zmianę stężenia jonów H₃O⁺.