Ćwiczenie nr 4. (2 godz.)

4. Reakcje chemiczne. Reakcje w roztworach.

• Iloczyn jonowy wody, pojęcia pH i pOH.

• Reakcje zobojętniania i hydrolizy.

• Reakcje utleniania i redukcji.

Iloczyn jonowy wody. Pojęcia pH i pOH

Woda chemicznie czysta jest bardzo słabym elektrolitem, którego dysocjacje można zapisać w postaci równania

lub dla uproszczenia

dlatego stała dysocjacji wody ma bardzo niska wartość liczbową

a stężenie niezdysocjowanych cząsteczek wody jest praktycznie stałe. W związku z tym iloczyn K∙[H₂O] jest również stały i nosi nazwę iloczynu jonowego wody (dla ilości moli wody zawartych w 1 kg wody [H₂O] = 55,5 mol)

W obliczeniach odnoszących się do temperatury pokojowej można przyjmować wartość iloczynu jonowego wody równą

W czystej wodzie stężenia jonów są równe i wynoszą

Stężenie jonów wodorowych i wodorotlenkowych charakteryzuje się za pomocą tzw. wykładników stężeń jonów wodorowych i wodorotlenowych pH i pOH

pH i pOH oznaczają odpowiednio ujemne logarytmy dziesiętne ze stężeń jonów wodorowych i wodorotlenowych. Dla czystej wody pH = 7, dla roztworów kwaśnych pH < 7, a dla zasadowych pH > 7. Pomiędzy pH i pOH, zgodnie z definicja iloczynu jonowego wody, istnieje zależność

Przykład 4.1

Obliczyć pH 0,2 molowego roztworu kwasu siarkowego zakładając, że całkowicie zdysocjował
.

Z jednego mola kwasu powstają 2 mole jonów [H⁺]. Zatem

Reakcje zobojętniania i hydrolizy

Według Arrheniusa rekcja zobojętniania, to taka reakcja, w trakcie której jony H⁺ kwasu reagują z jonami OH^- zasady, tworząc wodę, a reagenty tracą swoje właściwości kwasowe i zasadowe. Uściślając, zobojętnienie należy określić jako reakcję kwasów i zasad o podobnej mocy.

Hydrolizą nazywamy proces rozkładu jakiejś substancji następujący pod wpływem wody. Hydrolizie ulegają z reguły sole słabych kwasów i mocnych zasad, sole mocnych kwasów i słabych zasad oraz sole słabych kwasów i słabych zasad. Proces ten powoduje, że roztwór przybiera odczyn kwaśny lub zasadowy, zależnie od tego, z którym z wymienionych rodzajów soli mamy do czynienia.

• sól mocnej zasady i słabego kwasu, np. CH₃COONa wykazuje odczyn zasadowy

gdzie: K_w - iloczyn jonowy wody

- stała dysocjacji słabego kwasu

c - stężenie rozpuszczonej soli

• sól słabej zasady i mocnego kwasu, np. NH₄Cl, ZnCl₂, Fe₂(SO₄)₃, wykazuje odczyn kwaśny

gdzie:
- stała dysocjacji słabej zasady

• sól słabej zasady i słabego kwasu, np. CH₃COONH₄, (NH₄)₂CO₃, może wykazywać odczyn obojętny

(w roztworach niezbyt rozcieńczonych c >>
i c >>
)

jeśli
, to

,

• sól mocnej zasady i mocnego kwasu, np. NaCl, K₂SO₄, nie ulega hydrolizie; związek jest całkowicie zdysocjowany na jony i ma odczyn obojętny.

Przykład 4.2

Jaką wartość pH ma 0,01 M roztwór węglanu sodu (
= 4,4∙10^-11 mol/dm³)?

- odczyn zasadowy

Reakcje utleniania i redukcji

Reakcjami utlenienia i redukcji nazywamy reakcje chemiczne przebiegające ze zmianą stopnia utlenienia reagujących atomów lub jonów. Przyczyną tej zmiany jest wymiana pewnej liczby elektronów pomiędzy atomami i jonami. W procesie utlenienia elektronów ubywa, natomiast w procesie redukcji zwiększa się ich ilość. Substancje, które przyłączają elektrony nazywamy utleniaczami, a oddające - reduktorami. W czasie przebiegu reakcji utleniacz ulega redukcji, a reduktor utlenia się. Każdemu procesowi utlenienia towarzyszy zawsze proces redukcji. W dowolnej reakcji redox liczba elektronów przyłączonych i oddanych powinna być równa sobie.

W reakcjach, w których występują związki kowalencyjne posługujemy się pojęciem stopnia utlenienia. Jeśli pierwiastek występuje w postaci atomów swobodnych (helowce, pary metali) o wiązaniu kowalencyjnym ( np. F₂, CO₂ ) i wiązaniem metalicznym ( np. stały potas), to stopień utlenienia pierwiastka równa się zero. Jeśli atomy pierwiastka związane są z atomami innego pierwiastka tworząc cząsteczki lub jony wtedy stopień utlenienia może być określany jako ładunek, którym byłby obdarzony jeden atom danego pierwiastka w cząsteczce lub jonie, gdyby elektrony zostały przydzielone poszczególnym atomom.

Oznaczanie stopnia utlenienia opiera się na zasadach - stopień utlenienia pierwiastka:

1. w stanie wolnym równy jest zero,

2. w postaci prostego jonu ( w roztworze, fazie stałej, ciekłej i gazowej ) równa się jego elektrowartościowości,

3. tlen w związkach ma ładunek -2, wyjątki: OF₂ +2, nadtlenki -1,

4. fluor we wszystkich związkach ma ładunek -1,

5. wodór w cząsteczkach i jonach złożonych ma ładunek +1, wyjątki: wodorki metali -1,

6. suma ładunków dodatnich i ujemnych w cząsteczce równa się zero,

7. całkowity stopień utlenienia - ilość atomów pomnożone przez ładunek pojedynczy,

Posługując się pojęciem stopnia utleniania można podać definicje procesów:

utlenianie, proces w wyniku którego stopień utleniania wzrasta, a redukcja - stopień utleniania maleje. Wobec tego utleniaczem nazywamy substancję, której stopień utlenienia w wyniku reakcji maleje, a reduktorem jest substancja, której stopień utleniania w wyniku reakcji wzrasta.

W celu zbilansowania równania złożonej reakcji redox wygodnie jest posługiwać się reakcjami połówkowymi tzw. cząstkowymi. Jedno przedstawia równanie utlenienia, a drugie redukcji.

Przykład 4.3

Rozwiązać równanie redox, napisać równania połówkowe, wskazać utleniacz i reduktor.

Zn + HCl → ZnCl₂ + H₂

1. ustalamy stopnie utlenienia poszczególnych pierwiastków w reakcji:

Zn⁰ + H⁺¹ Cl^-1 → Zn⁺² Cl₂^-1 + H₂⁰

2. piszemy równania połówkowe wraz z ilością elektronów:

( R ) Zn⁰
Zn⁺² utlenienie

( U ) 2 H⁺¹
H₂⁰ redukcja

3. sprawdzamy, czy zgadza się nam bilans elektronowy równań, jeśli nie to doprowadzamy do wspólnego mianownika i przepisujemy stronami:

Zn⁰
Zn⁺²

2 H⁺¹
H₂⁰

Zn⁰ + 2 H⁺¹ → Zn⁺² + H₂⁰

4. bilansujemy równanie główne wstawiając współczynniki:

Zn + 2 HCl → ZnCl₂ + H₂

Przykład 4.4

Rozwiązać równanie redox, napisać równania połówkowe, wskazać utleniacz i reduktor.

FeSO₄ + HIO₃ + H₂SO₄ → I₂ + Fe₂(SO₄)₃ + H₂O

1. Fe²⁺ SO₄^-2 + H⁺¹ I⁺⁵ O₃^-2 + H⁺¹₂SO₄ → I₂⁰ + Fe⁺³₂(SO₄)^-2₃ + H₂O

2. ( R ) Fe⁺²
Fe⁺³ utlenienie

( U ) 12 H⁺¹ + 2 I⁺⁵O^-1₃
I₂⁰ + 6 H₂O redukcja

3. Fe⁺²
Fe⁺³ │× 10

12 H⁺¹ + 2 I⁺⁵O^-1₃
I₂⁰ + 6 H₂O │× 1

10 Fe⁺² + 12 H⁺¹ + 2 I⁺⁵O^-1₃ → Fe⁺³ + I₂⁰ + 6 H₂O

4. 10 FeSO₄ + 2 HIO₃ + 5 H₂SO₄ → I₂ + 5 Fe₂(SO₄)₃ + 6 H₂O

Zadania do samodzielnego rozwiązania:

1. Obliczyć pH 0,1 molowego roztworu wodorotlenku amonowego, którego stała dysocjacji K = 1,8∙10^-5.

2. Obliczyć pH roztworu, zawierającego w objętości 250 cm³ 2,45 g czystego kwasu siarkowego. Założyć, że kwas jest całkowicie zdysocjowany.

3. Jakie jest stężenie molowe jonów OH^- w 6,05% roztworze amoniaku o gęstości 0,98 g/cm³. Stała dysocjacji amoniaku wynosi 1,8·10^-5.

4. Do 1 dm³ wody wrzucono 0,46 g Na, które całkowicie przereagowało według równania:

Obliczyć pH powstałego roztworu wodorotlenku sodowego. Przyjąć, że objętość roztworu wynosi 1 dm³ (pominąć zmianę objętości układu podczas reakcji) oraz, że NaOH jest całkowicie zdysocjowany.

5. Roztwór kwasu jednoprotonowego (o ogólnym wzorze HR) o stężeniu 0,08 mol/dm³ ma pH = 2,4. Ile wynosi stała dysocjacji?

6. Jaką wartość pH ma 0,02 M roztwór chlorku amonu NH₄Cl (
   = 1,8∙10^-5 mol/dm³)?

7. Jaką wartość pH ma 0,05 M roztwór azotanu (III) amonu NH₄NO₂ (
   = 4,5∙10^-4 mol/dm³,
   = 1,8∙10^-5 mol/dm³)?

8. Napisz reakcje sumaryczną dla poniższych reakcji „zobojętniania”

1. słaby kwas HNO₂ reaguje z mocna zasadą KOH,

2. mocny kwas HClO₄ reaguje z mocną zasadą Ba(OH)₂,

3. słaby kwas HNO₂ reaguje ze słabą zasadą NH₃,

4. mocny kwas HClO₄ reaguje ze słabą zasadą NH₃.

9. W następujących reakcjach obliczyć stopnie utlenienia pierwiastków we wszystkich związkach, oraz wskazać reduktor (donor elektronów) i utleniacz (akceptor elektronów):

a)
,

b)
,

c)
.

10. Uzupełnić o współczynniki stechiometryczne następujące równania reakcji:

a)

b)

c)

d)

e)

f)

g)

h)

6

6

silnie

zdysocjowana

słabo

zdysocjowany

silnie

zdysocjowany

słabo

zdysocjowana

słabo

zdysocjowana

słabo

zdysocjowany