Wykład 11b. Elektrolity - cd., chemia, CHEMIA OGÓLNA -Walkowiak- (WPC 1002w) DOC


XIb. ELEKTROLITY cd.

6. Wodorotlenki

Wodorotlenkami nazywa się związki nieorganiczne, w których we wzorze wyróżnia się kation metalu lub kation amonowy (NH4+) oraz grupę wodorotlenową (OH-).

Np: NaOH, Ca(OH)2, Al(OH)3, Fe(OH)3.

Wodorotlenki, których wodne roztwory mają odczyn wyraźnie zasadowy, nazywamy zasadami. to wodorotlenki mocne.

Np: NaOH, KOH, Ca(OH)2.

Ale zasadą jest również wodny roztwór amoniaku (NH3H2O). Reakcje dysocjacji elektrolitycznej:

NaOH Na+ + OH-

NH3 H2O NH4 + + OH-

Wodorotlenki dzielimy na:

- wodorotlenki zasadowe - reagują tylko z kwasami;

np: NaOH, Ca(OH)2:

Ca(OH)2 + 2HCl = CaCl2 + 2H2O

- wodorotlenki amfoteryczne - reagują z kwasami i zasadami;

np: Al(OH)3, Zn(OH)2.

Stechiometryczny zapis reakcji roztwarzania wodorotlenku cynku w kwasach i zasadach:

Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2H2O

Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2[Zn(OH)4]

7. Sole

W wyniku reakcji kwasu z wodorotlenkiem (tzw. reakcja zobojętnienia) powstają sole.

Przykłady:

HCl + NaOH = NaCl + H2O

chlorek sodu

2HNO3 + Ca(OH)2 = Ca(NO3)2 + H2O

azotan wapnia

H2SO4 + 2NH3·H2O = (NH4)2SO4 + 2H2O

siarczan amonu

2H3PO4 + 3Mg(OH)2 = Mg3(PO4)2 + 6H2O

fosforan magnezu

Sole są związkami stałymi o budowie krystalicznej.

W węzłach ich sieci są kationy metali i aniony reszt kwasowych.

Sole mogą też powstać w reakcjach:

- tlenek kwasowy + tlenek zasadowy

np: CO2 + CaO = CaCO3

- tlenek zasadowy + kwas

np: CaO + 2HCl = CaCl2 + H2O

- tlenek kwasowy + zasada

np: SO2 + 2NaOH = Na2SO3 + H2O

Poznane tutaj sole są solami obojętnymi.

Są też wodorosole i hydroksosole.

Wodorosole (inaczej sole kwaśne) powstają przez niecałkowite zobojętnienie kwasu wieloprotonowego zasadą. Przykłady:

H2SO4 + NaOH = NaHSO4 + H2O

wodorosiaczan sodu

H3PO4 + Ca(OH)2 = CaHPO4 + 2H2O

wodorofosforan wapnia

2H3PO4 + Ca(OH)2 = Ca(H2PO4)2 + 2H2O

dwuwodorofosforan wapnia

Hydroksosole (inaczej sole zasadowe) powstają przez niecałkowite zobojętnienie kwasem wodorotlenku posiadającym więcej niż jedną grupę OH-. Przykłady:

Mg(OH)2 + HCl = Mg(OH)Cl + H2O

chlorek hydroksomagnezu

Niektóre sole są bardzo trudno rozpuszczalne w wodzie. Przykłady:

- większość siarczków np. CuS, HgS,

- większość fosforanów np. Ca3(PO4)2 ,

- niektóre chlorki np. AgCl,

- niektóre siarczany np. CaSO4.

8. Hydroliza soli

  1. Odczyn roztworów wodnych

kwasów kwaśny; pH < 7,0

zasad zasadowy; pH > 7,0

Jaki jest odczyn roztworu wodnego soli - obojętny?

(1) NaCl Na+ + Cl- pH = 7,0

(2) NH4Cl NH4+ + Cl- pH < 7,0

(3) CH3COONa CH3COO- + Na+ pH > 7,0

Dlaczego odczyn soli (2) i (3) nie jest obojętny?

Przyczyną jest zjawisko hydrolizy

Hydrolizą nazywamy proces rozkładu jakiejś substancji (soli) następujący pod wpływem wody.

Ściślej: hydrolizie ulegają jony wywodzące się z danej soli.

I tak hydrolizie ulegają jony:

reakcja (2) NH4+

(3) CH3COO-

hydrolizie nie ulegają natomiast jony Na+ czy Cl-

b) Opis ilościowy reakcji hydrolizy

1o NH4+ + H2O NH3·H2O + H+

odczyn słabo kwaśny

0x08 graphic

Pomnóżmy obie strony przez [OH-]

0x08 graphic

Jeżeli nie ma dodatkowych jonów "wspólnych":

0x08 graphic

β - stopień hydrolizy, 0 < β < 1

dla β << 1 Kh = β2 csp

2o CH3COO- + H2O CH3COOH + OH-

odczyn słabo zasadowy

0x08 graphic

Jeżeli nie ma dodatkowych jonów "wspólnych":

0x08 graphic

3o NH4+ + CH3COO- + H2O NH3 H2O + CH3COOH

Odczyn tego typu soli zależy od tego co jest „mocniejsze”, tj. kwas czy zasada:

0x08 graphic
W przypadku CH3COONH4: pKa = pKb, [H+] = [OH-] i dla


pKw = 14,00 mamy pH = 7,0

Inne jony ulegające hydrolizie:

Zn2+ + H2O = [ZnOH]+ + H+

Al3+ + H2O = [AlOH]2+ + H+

CO32- + H2O = HCO3- + OH-

9. Roztwory buforowe (bufory)

Bufory są to roztwory wodne, których pH nie zmienia się przy dość znacznych rozcieńczeniach, oraz w których dodatek niewielkich ilości mocnego kwasu lub mocnej zasady powoduje małe zmiany kwasowości (zasadowości) roztworu.

Roztworem buforowym może być roztwór wodny:

- słabej zasady i jej soli,

- roztwór słabego kwasu i jego soli,

- roztwór dwóch soli słabego kwasu wieloprotonowego.

a) Bufor: Słaby kwas + jego sól, np.

CH3COOH + CH3COONa

Równowagę w tej mieszaninie opisuje reakcja:

CH3COOH = CH3COO- + H+

Wpływ jonów octanowych pochodzących od octanu sodu - cofa się dysocjacja.

0x08 graphic
Stała równowagi kwasu octowego. Ka, w obecności octanu sodu przyjmuje postać:

csp, ckp - stężenia

początkowe octanu sodu

i kwasu octowego

0x08 graphic

1o Wpływ rozcieńczenia (w określonych granicach)

[H+] nie zmienia się

2o Wpływ dodatku niewielkiej ilości mocnego kwasu - niewielka zmiana pH roztworu

0x08 graphic
CH3COOH = CH3COO- + H+

H+ z mocnego kwasu

Dysocjacja cofa się - równowaga przesuwa się w lewo

3o Wpływ dodatku niewielkiej ilości mocnej zasady

CH3COOH = CH3COO- + H+

0x08 graphic
OH- z mocnej zasady

Dysocjacja zwiększa się - równowaga przesuwa się w prawo

b) Bufor: słaba zasada + jej sól:

NH3 H2O + NH4Cl

0x08 graphic

c) Bufor: mieszanina dwóch soli tego samego kwasu:

NaH2PO4 + Na2HPO4

(kwas) (sól)

H2PO4- HPO4 2- + H+ (Ka2)

0x08 graphic

10. Iloczyn rozpuszczalności

Niektóre elektrolity cechuje niska lub bardzo niska rozpuszczalność w wodzie.

Weźmy nasycony roztwór wodny AgCl:

AgCl Ag+ + Cl-

dla I = const.

Ag+, Cl-

roztwór

nasycony

osad AgCl

W roztworze nasyconym

[AgCl] = const.

[Ag+][Cl-] = K [AgCl] = Ir

0x08 graphic

Ir - iloczyn rozpuszczalności dla I = const. i T = const.

0x08 graphic

Dla siarczku cyny(IV):

Ir = [Sn4+][S2-]2

0x08 graphic
Dla fosforanu wapnia:

Ir = [Ca2+]3[PO43-]2

Iloczyn rozpuszczalności jest iloczynem

ze stężeń najprostszych postaci jonów związku słabo rozpuszczalnego i jest wielkością stałą w danej temperaturze i sile jonowej.

W tabelach często zamiast Ir podaje się pIr : pIr = -logIr

Tabela rozpuszczalności wybranych związków nieorganicznych:

OH-

F-

Cl-

Br-

I-

S2-

SO42-

CO32-

PO43-

Na+

K+

Mg2+

B

B

B

B

Ca2+

B

B

B

B

Al3+

B

B

B

B

B

Pb2+

B

B

B

B

Ż

Cza

B

B

B

Zn2+

B

B

B

B

B

Ag+

Br

B

Ż

Ż

Cza

Ż

Ż

Cu2+

N

Br

Cza

N

N

Fe2+

B

Cza

B

N

Fe3+

Br

Br

Br

Br

Ż

Ni2+

Z

Cza

Z

Z

Co2+

R

Cza

Cze

Fi

Cr3+

Z

Z

Cza

Z

Kolory związków trudnorozpuszczalnych:

B - biały Cza - czarny Cze - czerwony Br - brązowy

R - różowy Z - zielony N - niebieski Fi - fioletowy

Ż - żółty

Puste pole oznacza iż dany związek chemiczny jest rozpuszczalny w wodzie.

Przykładowe wartości pIr dla I = 0 w temp. 298 K

0x08 graphic
CO32-

Ag+

11,09

Mg2+

4,05

Ba2+

8,69

Ni2+

8,18

Ca2+

8,41

Pb2+

13,13

Cd2+

12,00

Zn2+

10,84

Co2+

9,98

Fe2+

10,46

0x08 graphic
PO43-

Ag+

19,89

Pb2+

42,10

Al3+

18,24

Mg2+

25,20

Zn2+

32,04

Bi3+

22,89

Cr3+

26,0

CaH3+

6,66

Fe3+

21,89

AsO43-

Ag+

22,0

Al3+

15,80

Ba2+

50,11

Bi3+

9,36

Ca2+

18,17

Cd2+

32,66

Co2+

28,12

Cu2+

35,12

Cr3+

20,11

Fe3+

20,24

Mg2+

19,68

Mn2+

28,72

Ni2+

25,51

Pb2+

35,39

Ag+

49,2

Bi3+

97,0

Cd2+

26,1

Co2+

20,4

Cu+

47,6

Cu2+

35,2

S2-

Hg2+

49,2

Fe2+

17,2

Mn2+

9,6

Ni2+

18,5

Pb2+

26,6

Sn2+

25,9

Zn2+

23,8

SO42-

Ba2+

9,77

Ca2+

4,37

Pb2+

7,78

Sr2+

6,49

F-

Ca2+

10,40

Mg2+

8,19

Pb2+

7,57

Cl-

Pb2+

4,79

Ag+

9,75


Jak obliczyć rozpuszczalność związku słaborozpuszczalnego w czystej wodzie?

(brak dodatkowych jonów wspólnych)

Przykład:

wodny nasycony roztwór Ag2CrO4:

Ag2CrO4 2Ag+ + CrO4 2-

Uwaga:

Ag2CrO4 należy traktować jako związek "złożony" z Ag+ i CrO4 2-
- inaczej więc należałoby pisać Ag2[CrO4]

Stężenie molowe Ag2CrO4 w roztworze wodnym nad osadem to tzw. rozpuszczalność tej soli w wodzie - R =

Ir = [Ag+]2 [CrO42-] = (2R)2 R = 4R3

0x08 graphic

Stąd:

Uwaga: W tych rozważaniach nie uwzględniono hydrolizy jonów Ag+ i CrO42-

Rozpuszczalność w obecności elektrolitu zawierającego jony wspólne

Rozpuszczalność Ag2CrO4 w obecności K2CrO4 (jony wspólne, tj. CrO42-) oznaczane są jako R1:

Ir = [Ag+]2[CrO42-] = (2R)2 (R + cK2CrO4)

Rozpuszczalność zmaleje, więc:

R1 << cK2CrO4

Ir = (2R1)2 cK2CrO4

0x08 graphic

R1 << R

Władysław Walkowiak - Chemia Ogólna. WPC1002w

23 / 39

Rozdział 11b. Równowagi w roztworach wodnych elektrolitów. Kwasy. Zasady. Sole.

0x01 graphic

0x01 graphic

0x01 graphic

0x01 graphic

0x01 graphic

0x01 graphic

0x01 graphic

0x01 graphic

0x01 graphic

0x01 graphic

0x01 graphic

0x01 graphic

0x01 graphic

0x01 graphic

0x01 graphic



Wyszukiwarka