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: Kw - 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:
w stanie wolnym równy jest zero,
w postaci prostego jonu ( w roztworze, fazie stałej, ciekłej i gazowej ) równa się jego elektrowartościowości,
tlen w związkach ma ładunek -2, wyjątki: OF2 +2, nadtlenki -1,
fluor we wszystkich związkach ma ładunek -1,
wodór w cząsteczkach i jonach złożonych ma ładunek +1, wyjątki: wodorki metali -1,
suma ładunków dodatnich i ujemnych w cząsteczce równa się zero,
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:
Obliczyć pH 0,1 molowego roztworu wodorotlenku amonowego, którego stała dysocjacji K = 1,8∙10-5.
Obliczyć pH roztworu, zawierającego w objętości 250 cm3 2,45 g czystego kwasu siarkowego. Założyć, że kwas jest całkowicie zdysocjowany.
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.
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.
Roztwór kwasu jednoprotonowego (o ogólnym wzorze HR) o stężeniu 0,08 mol/dm3 ma pH = 2,4. Ile wynosi stała dysocjacji?
Jaką wartość pH ma 0,02 M roztwór chlorku amonu NH4Cl (
= 1,8∙10-5 mol/dm3)?
Jaką wartość pH ma 0,05 M roztwór azotanu (III) amonu NH4NO2 (
= 4,5∙10-4 mol/dm3,
= 1,8∙10-5 mol/dm3)?
Napisz reakcje sumaryczną dla poniższych reakcji „zobojętniania”
słaby kwas HNO2 reaguje z mocna zasadą KOH,
mocny kwas HClO4 reaguje z mocną zasadą Ba(OH)2,
słaby kwas HNO2 reaguje ze słabą zasadą NH3,
mocny kwas HClO4 reaguje ze słabą zasadą NH3.
W następujących reakcjach obliczyć stopnie utlenienia pierwiastków we wszystkich związkach, oraz wskazać reduktor (donor elektronów) i utleniacz (akceptor elektronów):
a)
,
b)
,
c)
.
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