Roztwory i reakcje w roztworach wodnych

Roztwór - mieszanina. 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 dysocjacji:

Arheniusa - kwasy dysocjują z odszczepieniem kationu wodoru:

HCl H⁺ + Cl ^-

HNO₃ H⁺ + NO₃^-

HNO₂ H⁺ + NO₂^-

dysocjacja kwasów- wieloprotonowych zachodzi etapami

H₂SO₄ H⁺ + HSO₄^-

HSO₄^- H⁺ + SO₄^2-

obecnie piszemy równania dysocjacji do kationu hydroniowego - H₃O⁺

HCl + H₂O H₃O⁺ + Cl ^-

HNO₃ + H₂O H₃O⁺ + NO₃^-

HNO₂ + H₂O H₃O⁺ + NO₂^-

H₂SO₄ + H₂O H₃O⁺ + HSO₄^-

HSO₄^- + H₂O H₃O⁺ + SO₄^2-

• dysocjacja wodorotlenków zasadowych - 1 i 2 grupy układu okresowego bez berylu i magnezu

KOH K⁺ + OH ^-

Ca(OH)₂ Ca²⁺ +2OH ^-

• dysocjacja soli rozpuszczalnych w wodzie zachodzi całkowicie:

CuSO₄ Cu²⁺ + SO₄^2-

K₃PO₄ 3K⁺ + PO₄^3-

dysocjacja wodorosoli:

KHCO₃ K⁺ + HCO₃^-

NaHSO₄ Na⁺ + HSO₄^-

dysocjacja hydroksoli:

AlOHCl₂ AlOH²⁺ + 2Cl ^-

Al.(OH)₂NO₃ Al.(OH)₂⁺ + NO₃^-

CaOHNO₂ Ca²⁺ + OH^- + NO₂^-

(BaOH)₂SO₄ 2Ba²⁺ + 2OH^- + SO₄^2-

Równania dysocjacji substancji trudno lub nierozpuszczalnych w wodzie piszemy tylko na użytek zadań
z iloczynem rozpuszczalności!

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.

(atom wodoru - prot zbudowany jest z 1 protonu i 1 elektronu; po jonizacji i oddaniu elektronu zostaje proton - jądro protu)

HCl + H₂O H₃O⁺ + Cl ^-

H₂O +
Cl ^- HCl + OH ^-

H₂O +
HCO₃ ^{- -} H₂CO₃ + OH ^-

HCO₃ ^- + H₂O
^- H₃O⁺ + CO₃^{2 -}

Im silniejszy kwas tym słabsza sprzężona z nim zasada.

Np. moc kwasów beztlenowych fluorowców rośnie w szeregu: HF, HCl, HBr, HI

oznacza to, że moc sprzężonych z nimi zasad: F ^-, Cl ^-, Br ^-, I ^- w tym samym kierunku maleje.

H₂O + H₂O
H₃O⁺ + OH ^-

NH₃ + NH₃
NH₄⁺ + NH₂ ^-

Teoria Lewisa - tłumaczy charakter kwasowo - zasadowy kationów oraz obojętnych cząsteczek zawierających

na atomie centralnym wolne pary elektronowe lub niedomiar elektronów

zasada - elektronodawca;

kwas - elektonobiorca.

powstaje wiązanie donorowo - akceptorowe

BH₃ jest związkiem elektrono deficytowym, kwasem Lewica

natomiast NH₃ pełni rolę zasady Lewica.

Reakcje jonowe
- to reakcje biegnące pomiędzy jonami w roztworach wodnych (szybkość reakcji jest duża)

Ogólne zasady reakcji jonowych:

• reakcję sól + sól piszemy tylko wtedy, gdy powstaje substancja niezdysocjowana np.: wytrąca się
  osad 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)

„lotne” kwasy

H₂S, HCl, (H₂CO₃) - CO₂, SO₂

„lotne” zasady

NH₃

mocne kwasy

HNO₃, H₂SO₄ w pierwszym etapie dysocjacji, HCl, HBr, HI, HClO₄, HMnO₄, H₂Cr₂O₇, H₂CrO₄

mocne zasady

Wodorotlenki 1 i 2 grupy układu okresowego za wyjątkiem amfoterycznego wodorotlenku berylu

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 chemiczna	rodzaj hydrolizy	odczyn roztworu	równanie hydrolizy
sól słabego kwasu i mocnej zasady: KNO2, Na2SO3, K4SiO4, Na3PO4, K2CO3, Na2S	anionowa	zasadowy pH>7	NO2^- + H2O = HNO2 + OH^- SO3^2 - + H2O = HSO3^- + OH^- SiO4^4 - + H2O = HSiO4^4 - + OH^- PO4^3 - + H2O = HPO4^3 - + OH^- CO3^2 - + H2O = HCO3^- + OH^- S^2 - + H2O = HS^- + OH^-
sól słabej zasady i mocnego kwasu: FeCl3 NH4Br Al2(SO4)3	kationowa	kwaśny pH<7	Fe^3+ + 2H2O = FeOH ^2+ + H3O^+ lub Fe^3+ + 6H2O = Fe(OH)3 + 3H3O^+ choć reakcja biegnie etapami NH4^++ H2O = NH3 + H3O^+ Al^3+ + 2H2O = AlOH^2++ H3O^+
sól słabego kwasu i słabej zasady	anionowo - kationowa	obojętny (dokładnie o pH decyduje elektrolit silniejszy porównujemy K acid i K base)	piszemy dwa równania reakcji: hydrolizy anionu i kationu

Związki organiczne:

substancja chemiczna	rodzaj hydrolizy	odczyn roztworu	równanie hydrolizy
alkoholany lub fenolany: CH3ONa (metanian sodu) C6H5OK (fenolan potasu)	anionowa	zasadowy pH>7	CH3O^-+ H2O = CH3OH + OH^- C6H5O^-+ H2O = C6H5OH + OH^-
sole kwasów karboksylowych i mocnych zasad (w tym mydła) lub słabych zasad CH3COONa, C17H35COONa (HCOO)2Cu	anionowa lub anionowo - kationowa	zasadowy pH>7 lub w przybliżeniu obojętny	CH3COO^-+ H2O = CH3COOH + OH^- C17H35COO^-+ H2O = C17H35COOH + OH^- lub Cu^2++ 2H2O = CuOH^+ + H3O^+ HCOO^-+ H2O = HCOOH + OH^-
estry kwasów karboksylowych i alkoholi ( w tym tłuszcze): w środowisku zasadowym do soli kwasów i alkoholi	brak form jonowych		HCOOCH3 + KOH = HCOOK + CH3OH (metanian metylu)
estry kwasów nieorganicznych i alkoholi w środowisku zasadowym do soli kwasów i alkoholi	brak form jonowych		CH2 - ONO2 CH2 - OH CH - ONO2 + 3NaOH = CH - OH CH2 - ONO2 CH2 - OH + 3NaNO3
amidy 1^0, 2^0, 3^0 do kwasów karboksylowych i amoniaku lub aminy 1^0 lub aminy 2^0 rzędowej (w środowisku kwaśnym lub zasadowym)	brak form jonowych		HCONH2 + HCl + H2O = HCOOH + NH4Cl (amid kwasu mrówkowego; formamid; metanoamid) HCONHCH3 + HCl + H2O = HCOOH + CH3 - NH2Cl (N - metylometanoamid) HCON(CH3)2 + HCl + H2O = HCOOH + (CH3)2NHCl w środowisku kwaśnym - mocniejszy kwas wypiera słabszy z „soli” HCONH2 + KOH = HCOOK + NH3 HCONHCH3 + KOH = HCOOK + CH3NH2 HCON(CH3)2 + KOH = HCOOK + (CH3)2NCl mocniejsza zasada wypiera słabszą z „soli”
peptydy i białka (w środowisku kwaśnym lub zasadowym)	brak form jonowych		do aminokwasów
oligo i policukry w srodowisku kwaśnym	brak form jonowych		do cukrów prostych
kwasy nukleinowe (DNA - w kwaśnym; RNA także w zasadowym)	brak form jonowych		do jednostek cukrowych, zasad purynowych i pirymidynowych oraz kwasu ortofosforowego (V)

Iwona K®ól - nauczyciel chemii VIII LO

„Notatki ucznia”

4

1

1

H

=

+

p ⁺

kwas 1

zasada 1

kwas 2

zasada 2

zasada 1

kwas 2

zasada 2

kwas 1

zasada 1

kwas 2

zasada 2

kwas 1

zasada 1

kwas 2

zasada 2

kwas 1

zasada 1

kwas 2

zasada 2

kwas 1

zasada 1

kwas 2

zasada 2

kwas 1

N

H

H

H

+

B

H

H

H

NH₃ BH₃

---