4.

Elektrolit - to termin który posiada dwa nieco różne znaczenia:

Elektrolitem nazywa się substancję, która stopiona lub rozpuszczona w rozpuszczalniku, rozpada się na swobodne jony (dysocjuje), na skutek czego może ona przewodzić prąd elektryczny.

Elektrolitem - z technicznego punktu widzenia - nazywa się też każde medium, zdolne do jonowego przewodzenia prądu elektrycznego - czyli innymi słowami, zdolne do przekazywania jonowo ładunku między elektrodami.

Elektrolity w pierwszym znaczeniu są zawsze również elektrolitami w drugim znaczeniu, natomiast elektrolity w drugim znaczeniu nie zawsze są nimi w pierwszym.
Elektrolity w drugim znaczeniu dzieli się często na ciekłe (płynne) i suche (stałe).
Przykładami elektrolitów w pierwszym znaczeniu są np. wodne roztwory soli, kwasów i zasad, oraz stopy tych związków. Elektrolity te dzieli się na mocne i słabe, w zależności od ich stopnia dysocjacji:

elektrolity mocne, całkowicie zdysocjowane na jony: wodorotlenki litowców i berylowców; wyłączając wodorotlenek berylu oraz magnezu, kwasy, np. HCl, HI, Hbr, H₂SO₄, HNO₃, HClO₄, oraz większość nieorganicznych soli rozpuszczalnych w wodzie (do wyjątków należą np. sole rtęci - Hg(CN)₂, Hg₂Cl₂ - w których wiązanie metalu z anionem" jest w dużym stopniu kowalencyjne) - takie sole tworzą kryształy jonowe.

elektrolity słabe: tylko częściowo zdysocjowane na jony - H₂S, H₂SO₃, HNO₂, CH₃COOH.

elektrolity binarne - dysocjują na kationy i aniony w takiej samej ilości

Przykładami elektrolitów w drugim znaczeniu, które nie są elektrolitami w pierwszym znaczeniu są np.:

porowate gąbki lub materiały ceramiczne nasączone roztworami soli, kwasów i zasad.

usieciowane polimery posiadające kanały jonowe, czyli puste obszary, przez które mogą wędrować swobodne jony.

substancje krystaliczne, w których istnieją kanały jonowe, lub które są zdolne do absorbowania i uwalniania jonów okludowanych w sieci krystalicznej.

Nieelektrolity - substancje, których roztwory wodne nie przewodzą prądu elektrycznego. Są to niektóre tlenki, alkohole, węglowodany.

7.

Prawo rozcieńczeń Ostwalda to przybliżona zależność stopnia dysocjacji słabego elektrolitu od jego stężenia:

gdzie:

α - stopień dysocjacji,

C - stężenie elektrolitu,

K - stała dysocjacji.

Prawo rozcieńczeń Ostwalda stosuje się do dysocjacji słabych kwasów i zasad a także do hydrolizy ich soli.

Równanie to spełnione jest jedynie w rozcieńczonych roztworach słabych elektrolitów, gdyż:

pomija wpływ siły jonowej roztworu na współczynniki aktywności - powinno się używać aktywności zamiast stężeń

pomija jony będące wynikiem autodysocjacji rozpuszczalnika (wody) - niedopuszczalne dla bardzo małych stężeń elektrolitu porównywalnych ze stężeniem jonów w czystym rozpuszczalniku

Zależność ta została wyprowadzona przez W. Ostwalda w 1888 r. na podstawie teorii dysocjacji elektrolitycznej.

Zobacz też: reguła przekory

Obliczanie stopnia dysocjacji [edytuj]

Należy przekształcić równanie:

Jeżeli wyrażenie (K/C) ma małą wartość poniżej 1/400, wówczas równanie rozwiązuje się w sposób przybliżony (jeżeli nie, to należy rozwiązać równanie kwadratowe):

skąd otrzymujemy stopień dysocjacji α oraz stężenie formy zdysocjowanej αC:

 oraz  :

K>1 to jest mocny elektrolit K<1 to jest słaby elektrolit

Przy obliczeniach trzeba zamieniać procenty na liczby! Uproszczenie prawa rozcieńczeń:

Gdy α < 5% lub gdy C/K > 400 to

K = α² * C [edytuj]

8.

Nazwą Teoria Arrheniusa określa się dwa postulaty z zakresu chemii:

Popularna nazwa postulatu Arrheniusa, że niektóre związki chemiczne posiadają zdolność do rozkładania się na jony - czyli ulegają dysocjacji elektrolitycznej.

Jedna z teorii kwasów i zasad, postulująca, że kwasem jest związek który dysocjuje się z wytworzeniem jonu wodorowego (H⁺) a zasadą związek, który dysocjuje z wytworzeniem jonu hydroksylowego (OH^-). Paradoksem tej teorii jest to, że woda, jest w jej myśl jednocześnie kwasem i zasadą.

np kw.chlorowodorowy HCl + H₂O → H₃O⁺ + Cl^-

zasada sodowa NaOH + H₂O → Na⁺ + OH^-

Teoria Brønsteda (teoria kwasów i zasad Brønsteda) - sformułowana przez Johannesa Brønsteda w 1923 teoria, w myśl której kwasem jest substancja mogąca odłączać ze swojej cząsteczki jony wodoru (protony), natomiast zasadą substancja, która protony przyłącza. Stąd kwas jest donorem protonu (protonodonorem), a zasada akceptorem protonu (protonoakceptorem). Kwas po odłączeniu protonu przechodzi w sprzężoną zasadę, tak samo zasada pobierając proton przechodzi w sprzężony kwas:

kwas + zasada ⇌ sprzężona zasada + sprzężony kwas

Ogólny zapis równowagi kwasowo-zasadowej wg teorii Brønsteda można przedstawić następująco:

HA + B ⇌ A^- + HB⁺

gdzie:

HA - kwas

B - zasada

A^- - sprzężona zasada

HB⁺ - sprzężony kwas

Przykłady:

HF + H₂O ⇌ F^- + H₃O⁺ - woda zachowuje się jak zasada.

NH₃ + H₂O ⇌ NH₄⁺ + OH^- - woda zachowuje się jak kwas.

HSO₃^- + H₂O ⇌ H₂SO₃ + OH^- - woda zachowuje się jak kwas.

CH₃COOH + H₂O⇌ CH3COO^- + H₃O⁺ - woda zachowuje się jak zasada.

Ponadto zgodnie z teorią Brønsteda podczas reakcji dwóch cząsteczek wody każda z nich może być zarówno donorem, jak i akceptorem protonu:

H₂O + H₂O ⇌ H₃O⁺ + OH^- - woda zachowuje się zarówno jak kwas, jak i zasada, czyli jest związkiem amfoterycznym (dokładniej - amfiprotycznym).

Teoria kwasów i zasad Lewisa - teoria określająca właściwości kwasowe i zasadowe substancji chemicznej na podstawie jej zdolności akceptorowo-donorowych. Kwas Lewisa to związek chemiczny (oznaczany zazwyczaj symbolem "A"), który może przyjąć parę elektronową od zasady Lewisa ("B"), będącej donorem pary elektronowej. W ten sposób powstaje tzw. addukt AB:

A + :B → A—B

Definicję powyższą zaproponował w 1923 amerykański chemik Gilbert Lewis, bazując na teorii wiązania chemicznego. W tym samym roku Brønsted i Lowry zaproponowali swoją teorię kwasów i zasad. Obie teorie się różnią, chociaż częściowo się uzupełniają. Każda zasada Lewisa jest zasadą Brønsteda-Lowry'ego, ale kwas Lewisa nie musi być kwasem wg definicji Brønsteda-Lowry'ego (i odwrotnie).

Definicja Lewisa nie obejmuje klasycznych kwasów (tj. kwasów protonowych np. HCl), które wg teorii Brønsteda-Lowry'ego są kwasami, w myśl definicji Lewisa kwasami nie są. Stanowią one zaś addukty kwasowo-zasadowe.

Wg definicji Lewisa kwasami są natomiast związki chemiczne mające silny deficyt elektronów, mimo że w ogóle nie posiadają w swojej strukturze atomu wodoru (np. chlorek glinu AlCl₃, bromek cynku, ZnBr₂ i in.).

9.

Równowaga reakcji chemicznych - stan, gdy reakcja w jedną i drugą stronę zachodzi z taką samą szybkością, więc stężenia reagentów nie zmieniają się w czasie.

Stan równowagi reakcji chemicznej nie oznacza, że nie zachodzi ona wcale. W reakcjach chemicznych, równowaga ma prawie zawsze charakter równowagi dynamicznej. Reakcja zachodzi, tyle że jej szybkość w obu kierunkach jest jednakowa, czyli w każdej chwili z substratów tworzy się tyle samo produktów ile z produktów tworzy się z powrotem substratów. System jako makroskopowa całość wydaje się w spoczynku; obecność reakcji jest jednakże ewidentna w skali molekularnej.

Teoretycznie wszystkie reakcje chemiczne osiągają stan równowagi o ile pozostawi się je "w spokoju" na odpowiednio długi czas. Oznacza to, że dla każdej reakcji istnieją takie warunki, w których jest ona odwracalna. Praktycznie jednak w wielu przypadkach nie dochodzi do ustalenia się stanu równowagi z różnych względów:

Produkty (lub jeden z produktów) reakcji mogą być usuwane z układu reakcji szybciej niż równowagę jest osiągana. Reakcja przebiegnie do końca w jednym kierunku.

Substraty i produkty mogą występować w dwóch fazach, nie mieszając się z sobą, a reakcja zachodzi na granicy faz bardzo powoli (szybkość limitowana przepływem masy), lub nie zachodzi w ogóle ze względu na efektywną separację reagentów.

W danych warunkach, reakcja jest ze swojej natury powolna z skali czasowej obserwacji. System wydaje się w makroskopowym spoczynku, jednakże reakcja netto postępuje.

Jeden z substratów reakcji jest stale dodawany do systemu z zewnątrz. System możne osiągnąć stan ustalony bez równowagi.

Stężenia reagentów w stanie równowagi nie zależą od mechanizmu jej przebiegu, lecz tylko od termodynamicznych warunków jej prowadzenia, takich jak temperatura i ciśnienie. Stąd rodzaj użytego katalizatora nie ma wpływu na stężenia reagentów w stanie równowagi, ma jednak duży wpływ na czas ustalenia się tego stanu.

W stanie równowagi, zgodnie z prawem działania mas stosunek iloczynów stężeń substratów i produktów jest w danych warunkach termodynamicznych stały. Stosunek ten jest nazywany stałą równowagi, oznaczaną tradycyjnie dużą literą K.

Przykład reakcji równowagowej - hydroliza/synteza estru (octanu metylu):

CH₃COOCH₃ + H₂O ⇌ CH₃COOH + CH₃OH

Prawo działania mas (ang. mass-action law), zwane także prawem Guldberga i Waagego - wyprowadzone w 1864 r.^[1] przez norweskich chemików Guldberga i Waagego wyrażone w terminach współczesnej chemii brzmi:

Szybkość reakcji chemicznej jest proporcjonalna do efektywnego stężenia wszystkich uczestniczących w niej reagentów.

Jest to fundamentalne prawo, stanowiące podstawę współczesnej kinetyki chemicznej i wszelkich obliczeń uwzględniających fakt występowania równowagi reakcji chemicznych.

Prawo to na poziomie molekularnym wynika z faktu, że szybkość reakcji zależy od liczby efektywnych zderzeń reagujących ze sobą indywiduów chemicznych w jednostce czasu. Fundamentem prawa działania mas jest przyjęcie założenia, że prawdopodobieństwo efektywnego zderzenia się reagujących indywiduów chemicznych nie zależy od tego co działo się z nimi wcześniej, lecz wyłącznie od ich liczby w jednostce objętości i średniej energii kinetycznej ich ruchu.

Efektywne stężenie nie zawsze odpowiada prostemu stężeniu molowemu danej substancji, ze względu na to, że różne czynniki środowiskowe powodują obniżenie ruchliwości reagujących cząsteczek. Stąd czasami, gdy w równaniach równowagi chemicznej stosuje się zwykłe stężenia molowe można obserwować pozorne odstępstwa od prawa działania mas. Problem ten znika, gdy zamiast stężenia podstawi się do odpowiednich równań odpowiednie aktywności reagentów.

Niektóre wnioski z prawa działania mas są często mylone z nim samym - co szczególnie dotyczy zastosowania tego prawa do równowag chemicznych.

Kilka przykładowych wniosków z prawa działania mas:

Spadek stężenia każdego z substratów musi skutkować proporcjonalnym spowolnieniem reakcji, nawet jeśli pozostałe substraty występują w nadmiarze do niego.

Stężenie żadnego z reagentów nie może wynosić zero, gdyż wówczas reakcja po prostu nie zachodzi, nawet jeśli w układzie występują pozostałe reagenty.

W reakcjach równowagowych - zmiana szybkości reakcji w stronę od substratów do produktów, poprzez użycie metod zmieniających jej mechanizm np: użycie katalizatora powoduje automatycznie dokładnie taką samą zmianę szybkości reakcji w drugą stronę - z tego względu w stanie chemicznej równowagi dynamicznej - stężenie substratów i produktów jest stałe w danych warunkach termodynamicznych i nie można go zmienić przez dodanie do układu reakcji katalizatora.

Matematyczny zapis prawa działania mas [edytuj]

Dla szybkości reakcji chemicznej [edytuj]

Dla prostej reakcji addycji odbywające się w fazie gazowej zgodnie z równaniem:

w układzie występują trzy rodzaje cząsteczek - substraty A i B oraz produkt A₂B.

Zgodnie z prawem działania mas szybkość tej reakcji powinna odpowiadać prawdopodobieństwu efektywnego zderzenia się dwóch cząsteczek A z jedną B. Prawo działania mas zakłada, że prawdopodobieństwa te są proporcjonalne do aktywności molowych (odpowiednio [A] i [B]) tych substratów, co można zapisać jako:

gdzie k to współczynnik szybkości reakcji, a r - szybkość zaniku substratów A i B.

Aktywność [A] - występuje w równaniu dwa razy, a [B] tylko raz, gdyż do zajścia reakcji konieczne jest zderzenie się dwóch cząsteczek A i jednej B.

Zakładając, że produkt A₂B nie ulega dalszym przemianom ani nie jest w żaden sposób wydzielany z układu reakcji, można zgodnie z prawem działania mas zapisać pełne równanie różniczkowe szybkości tej reakcji:

.

Dla równowagi chemicznej [edytuj]

Analogicznie do poprzedniego przykładu, dla reakcji równowagowej zachodzącej naraz w obu kierunkach w sposób zapisany równaniem:

i przy założeniu, że przebiega ona w zamkniętym układzie oraz jest jednoetapowa, równanie na jej szybkość zgodnie z prawem działania mas wygląda następująco:

gdzie k_AB i k_CD są odpowiednio współczynnikami szybkości reakcji w prawą i lewą stronę, reakcja równowagowa jest bowiem w istocie efektem przebiegu dwóch reakcji - z których każda przebiega w odwrotnym kierunku.

Pierwszy człon tego równania:

wynika z przebiegu reakcji z prawej na lewą:

który powoduje wzrost efektywnego stężenia produktów C i D,

zaś drugi człon:

wynika z przebiegu reakcji z lewej na prawą:

i jest zapisany ze znakiem "-", gdyż reakcja ta prowadzi do spadku efektywnego stężenia produktów C i D.

Jeśli układ pozostaje w równowadze chemicznej, to szybkość reakcji z prawej na lewą i z lewej na prawą musi być jednakowa, co zapisuje się następująco:

Podzielenie powyższego równania stronami prowadzi do ogólnego wzoru na stałą równowagi chemicznej (K_eq) dla tego układu:

Znając wartość stałej równowagi chemicznej K_eq dla danej reakcji można łatwo obliczyć równowagowe stężenie wszystkich reagentów, a także przewidzieć jakie nastąpią zmiany stężenia reagentów np. A i B po dodaniu do układu określonej ilości C i D.

"Stała równowagi" K_eq - jest stała tylko o tyle, o ile stała pozostaje proporcja współczynników szybkości reakcji k_AB i k_CD. Jeśli jakiś czynnik (np.: zmiana temperatury) spowoduje np: wzrost k_AB przy jednoczesnym spadku k_CD to wówczas "stała równowagi" K_eq również ulegnie zmianie.

Równanie na stałą równowagi chemicznej jest często błędnie nazywane prawem działania mas. W rzeczywistości jednak równanie to jest tylko jednym z wielu możliwych wniosków wynikających z tego prawa zastosowanym do określonej reakcji równowagowej.

10.

Reguła przekory (reguła Le Chateliera-Brauna^[1], reguła przekory Le Chateliera i Brauna) - jedna z podstawowych reguł dotyczących równowag dynamicznych, mówiąca, że układ, na który działa jakiś bodziec, odpowiada w taki sposób aby przeciwdziałać bodźcowi. Reguła przekory dotyczy układów w stanie równowagi, na które działa czynnik zewnętrzny. W postaci ilościowej reguła ta jest wyrażona przez prawo działania mas Guldberga i Waagego.

Przykłady:

Układ gazowy w zamkniętym pojemniku z tłokiem: gdy naciskamy na tłok, układ odpowiada zwiększaniem ciśnienia, aż do uzyskania równowagi sił.

Woda nasycona dwutlenkiem węgla pod ciśnieniem (np. woda mineralna): po otwarciu naczynia ciśnienie p dwutlenku węgla nad roztworem gwałtownie spada - układ przeciwdziała zmianie wydzielając z roztworu gazowy dwutlenek węgla (po ponownym zamknięciu naczynia ustala się nowy stan równowagi).

w powyższym opisie zaniedbano wpływ reakcje CO₂ z wodą a następnie dysocjacji na równowagę jego rozpuszczania w wodzie (wielkości w nawiasach kwadratowych [..] to stężenia):

CO_2(aq) + H₂O ⇌ H₂CO₃

H₂CO₃ + H₂O ⇌ H₃O⁺ + HCO₃^-

HCO₃^- + H₂O ⇌ H₃O⁺ + CO₃^2-

(nie uwzględniono autodysocjacji wody).

Reakcja syntezy amoniaku z wodoru i azotu (proces Habera): produkty (gazowe) mają dwukrotnie (w przybliżeniu: porównaj gaz doskonały i gaz rzeczywisty) mniejszą objętość niż substraty z których powstają i wzrost ciśnienia (powodujący zmniejszenie objętości układu) faworyzuje stan równowagi reakcji z mniejszą ilością cząsteczek gazowych:

N₂ + 3H₂ ⇌ 2NH₃

gdzie K(T) jest stałą równowagi reakcji zależną od temperatury; aby zwiększyć szybkość reakcji prowadzi się ją wobec katalizatora, p - ciśnienia cząstkowe substratów i produktów (dla gazu rzeczywistego należałoby je zastąpić aktywnościami czyli lotnościami gazu (ang. fugacity).

Roztwór słabego elektrolitu, np. kwasu octowego: po dolaniu wody (rozcieńczeniu) zwiększa się stopień dysocjacji kwasu tak, że stężenie produktów dysocjacji rośnie, choć nie na tyle aby skompensować rozcieńczenie (ale jednocześnie tak, że żadne ze stężeń nie jest równe 0).

CH₃COOH + H₂O ⇌ CH₃COO^- + H₃O⁺

gdzie K_a jest stałą dysocjacji kwasowej.

W powyższym wyrażeniu dla uproszczenia pominięto stężenie wody, które w rozcieńczonych roztworach wodnych jest praktycznie stałe i równe ok. 55,5 mol/dm³.

W przybliżonej formie (pomija autodysocjację wody) takie zachowanie słabych elektrolitów opisuje prawo rozcieńczeń Ostwalda:

gdzie K_dys jest stałą dysocjacji, α jest stopniem dysocjacji a c stężeniem słabego elektrolitu (łącznie forma jonowa i cząsteczkowa).

Roztwór słabego elektrolitu, np. kwasu octowego: po dodaniu mocnego kwasu (np. HCl), który jest zdysocjowany w niemal 100% zwiększa się stężenie jonów hydroniowych, ale jednocześnie spada stopień dysocjacji kwasu octowego. W ten sposób zmiana stężenia jonów hydroniowych jest w sumie mniejsza niż bodziec który ją spowodował (dodanie HCl).

Równowaga reakcji egzoenergetycznych (energia oddawana do otoczenia reakcji) cofa się w kierunku substratów przy ogrzewaniu, dla reakcji endoenergetycznych (energia pobierana od otoczenia reakcji) jest odwrotnie.

11.

Iloczyn jonowy - rodzaj uproszczonej stałej równowagi reakcji autodysocjacji związków chemicznych, które są na tyle słabymi elektrolitami, że można pominąć w tej stałej stężenie niezdysocjowanej formy związku.

Wielkość tę nazywa się iloczynem jonowym, gdyż po pominięciu stężenia niezdysocjowanej formy związku pozostaje się tylko licznik wyrażenia na stałą równowagi, który jest iloczynem stężeń powstających jonów, podniesionych do potęgi odpowiadającej współczynnikom stechiometrycznym w równaniu reakcji autodysocjacji np. dla autodysocjacji związku typu AB, rozpadającego się na jony A⁺ i B^-:

iloczyn jonowy wyraża się wzorem:

gdzie [A⁺] i [B^-] - to stężenia odpowiednich jonów w stanie równowagi reakcji autodysocjacji.

Iloczyn jonowy ma szczególne znaczenie w przypadku rozpuszczalników, gdyż ma on duży wpływ na przebieg wielu reakcji zachodzących w tych rozpuszczalnikach i ułatwia dokonywanie rozmaitych obliczeń stechiometrycznych. Iloczyny te są ustalane i tablicowane zwykle dla warunkach normalnych. Tak zdefiniowana wielkość jest rodzajem stałej, gdyż jej wartość jest niezależna od warunków chemicznych (np. składu roztworu, w którym zachodzi autodysocjacja), choć jej wartość jest silnie zależna od temperatury i ciśnienia.

Iloczyn jonowy wody [edytuj]

Szczególnie duże, praktyczne znaczenie ma iloczyn jonowy wody:

Tak zdefiniowany iloczyn jonowy jest stały tylko w przybliżeniu, podobnie jak każda stała równowagi reakcji. Po uwzględnieniu współczynników aktywności zależnych m.in. od siły jonowej roztworu i zastąpieniu stężeń [X] aktywnościami a_x jonów otrzymamy stałą o charakterze termodynamicznym:

- iloczyn jonowy wody (termodynamiczny):

Iloczyn jonowy wody jest uproszczonym wyrażeniem opisującym równowagę dynamiczną określoną przez prawo działania mas Guldberga i Waagego, w którym formalnie rzecz biorąc należałoby jeszcze uwzględnić aktywność cząsteczek niezdysocjowanych. W przypadku bardzo słabych elektrolitów takich jak woda, ze względu na słabą dysocjację stężenie cząsteczek niezdysocjowanych pozostaje praktycznie stałe i dlatego można je pominąć. Dla wody w 20°C stężenie jonów hydroniowych i wodorotlenowych jest rzędu 10^-7 mol/dm³, co odpowiada stopniowi dysocjacji ok. 2·10^-7% zdysocjowanych cząsteczek wody - autodysocjacja wody nie ma zatem praktycznie żadnego wpływu na stężenie molowe niezdysocjowanej wody w wodzie destylowanej, które wynosi ok. 55 mol/dm³

Obecność kwasów i zasad zmniejsza stopień dysocjacji wody - chociaż stężenie jednego z jonów będącego wynikiem jonizacji rośnie (np. pojawiają się protony pochodzące z dysocjacji cząsteczek kwasu), stężenie drugiego z jonów (tylko ten jon pochodzi wówczas w całości z dysocjacji cząsteczek wody) zmniejsza się zgodnie z w/w równaniem (zob. reguła przekory).

Wielkością o podobnym formalnie charakterze do iloczynu jonowego jest iloczyn rozpuszczalności, jednak w tym przypadku to aktywność ciała stałego (kryształy soli) nie zmienia się niezależnie od jego ilości w roztworze - po tzw. "przekroczeniu iloczynu rozpuszczalności" - jeżeli tylko dana sól jest obecna w roztworze w postaci stałej).

13.

Reguła van 't Hoffa - empiryczna reguła wyrażająca zmianę szybkości reakcji w zależności od temperatury. Według tej reguły wzrost temperatury o 10 K powoduje 2-4-krotny wzrost szybkości reakcji. Reguła van 't Hoffa jest spełniona dla reakcji homogenicznych, w temperaturze do 500°C.

Z regułą van 't Hoffa wiąże się Temperaturowy Współczynnik Szybkości Reakcji (TWSR), oznaczany symbolem γ. Stosunek szybkości reakcji chemicznej po zmianie temperatury do szybkości tej samej reakcji przed ową zmianą temperatury (zarówno wzrostem, jak i spadkiem) wyraża następujące równanie:

gdzie:

Przykład użycia wzoru:

Obliczyć zmianę szybkości reakcji chemicznej po zmianie temperatury układu z 290 K na 340 K wiedząc, że TWSR γ = 2.

Zatem w tym przypadku szybkość reakcji hipotetycznie wzrośnie 32-krotnie.

15.

Chemiczne wskaźniki pH są to związki chemiczne, których barwa zmienia się zależnie od pH środowiska, w którym się znajdują.

Mechanizm zmiany barwy bywa różny dla różnych wskaźników. Część z nich zmienia barwę na skutek przyłączania jonów hydroniowych (H₃O⁺) lub hydroksylowych (OH^-) i przechodzenia w formę jonową przy ściśle określonym ich stężeniu, inne zmieniają kolor na skutek zmian konformacyjnych wywołanych przez zmianę pH, wreszcie istnieją takie, które zmieniają barwę na skutek całego ciągu reakcji chemicznych "uruchamianych" przy określonym pH.

Wiele substancji dostępnych w warunkach domowych również posiada zdolność zmiany barwy ze zmianą pH. Np: napar herbaty czarnej przy pH > 7,5 posiada barwę ciemnobrązową, przy pH = 6 barwę jasnobrązową, zaś przy pH < 5,5 barwę jasnożółtą. Innymi "wskaźnikami" domowej roboty mogą być sok z czarnej porzeczki, czarnej jagody lub czerwonej kapusty.

Pojedyncze związki chemiczne posiadające zdolność zmiany barwy przy zmianie pH są stosowane głównie przy miareczkowaniu, natomiast większość papierków wskaźnikowych jest nasączana całym zestawem związków chemicznych, dzięki czemu zmieniają one barwę w szerokim zakresie pH, umożliwiając jej wzrokowe oszacowanie.

17.

Hydroliza - reakcja chemiczna polegająca na rozpadzie cząsteczek związku chemicznego na dwa lub więcej mniejszych fragmentów w reakcji z wodą lub parą wodną. W przypadku soli jonowych przez hydrolizę rozumie się zbiór wtórnych reakcji jonów powstałych w wyniku solwolizy tej soli, które niekiedy prowadzą do zmiany pH środowiska.

Hydroliza soli

Hydroliza soli - reakcja chemiczna zachodząca zaraz po dysocjacji elektrolitycznej soli w trakcie rozpuszczania ich w wodzie. Reakcja ta powoduje, że roztwory wielu soli nie mają obojętnego pH lecz są bardziej lub mniej kwaśne lub zasadowe.

Powstające w wyniku dysocjacji soli jony są z punktu widzenia teorii Lewisa kwasami (kationy) lub zasadami (aniony), mogą więc one reagować z wodą tak, jakby były kwasami i zasadami w tradycyjnym rozumieniu (wg teorii Arrheniusa). To właśnie ta reakcja jest zwana hydrolizą elektrolityczną soli. Przebiega podobnie do reakcji innych słabych elektrolitów, a więc w przybliżeniu zgodnie z prawem rozcieńczeń Ostwalda.

Warto pamiętać, iż w przypadku mocnej soli i mocnej zasady hydroliza nie zachodzi. Nie zachodzi także w przypadku soli, które są nierozpuszczalne w wodzie.

W przypadku soli mocnego kwasu i słabej zasady, jak np. chlorku amonowowego, (NH₄Cl), kation NH₄⁺ wchodząc w reakcję z wodą pełni rolę kwasu odtwarzając w roztworze słabą zasadę, amoniak, NH₃ (czyli NH₃*H₂O) oraz wytwarzając jony hydroniowe H₃O⁺:

Stała równowagi tej reakcji jest w praktyce równa stałej dysocjacji kwasowej jonu amonowego:

gdyż udział produktów autodysocjacji wody jest w tym przypadku pomijalny. W związku z tym zgodnie z prawem Ostwalda można zapisać:

gdzie:

α_h - stopień hydrolizy

K_w - iloczyn jonowy wody

K_a, K_b - stałe dysocjacji kwasowej i zasadowej

K_h - stała równowagi hydrolizy i pK_h = − log₁₀K_h

dla sprzężonej pary kwas-zasada

pK_a + pK_b = pK_w, gdzie p jest operatorem: pX = -log₁₀(X)

Sól słabego kwasu i mocnej zasady [edytuj]

Dla soli słabego kwasu i mocnej zasady (np. octanu sodu, CH₃COONa), anion octanowy CH₃COO^- wchodzi w reakcję z cząsteczką wody z wytworzeniem cząsteczki kwasu octowego CH₃COOH i anionu wodorotlenowego:

Stała równowagi hydrolizy jest w praktyce równa stałej dysocjacji zasadowej jonu octanowego:

Co po pominięciu produktów autodysocjacji wody i zostosowaniu prawa Ostwalda daje:

gdzie:

[OH ⁻ ] = [CH₃COOH] = α_hC_soli

Sól słabej zasady i słabego kwasu [edytuj]

Jeżeli dana sól jest solą jednocześnie słabej zasady i słabego kwasu, wówczas podane poniżej równania komplikują się, gdyż powstające kationy i aniony są jednocześnie silnymi kwasami i zasadami Lewisa i prawo rozcieńczeń Ostwalda przestaje być dla nich spełnione.

19.

Solwatacja - proces otaczania cząsteczek rozpuszczanego związku chemicznego przez cząsteczki rozpuszczalnika.
Solwatacja występuje zwykle w rozpuszczalnikach silnie polarnych zwłaszcza, gdy rozpuszczany związek też ma silne własności polarne lub posiada wiązania jonowe. Rozpuszczalnik ma tendencję w takich przypadkach tworzyć dość trwałą otoczkę o grubości dochodzącej do 4-5 cząsteczek wokół cząsteczki rozpuszczonego związku. Otoczka ta - zwana otoczką solwatacyjną powstaje na skutek słabych oddziaływań elektrostatycznych. W niektórych reakcjach chemicznych otoczka solwatacyjna stanowi dużą przeszkodę spowalniającą reakcję. Z drugiej strony zjawisko solwatacji jest często wstępem do procesu dysocjacji elektrolitycznej w roztworach.

Hydratacja, uwodnienie - ogół procesów chemicznych lub fizycznych, w których związkiem chemicznym przyłączanym do innej substancji jest woda, przy czym woda ta jest przyłączana w całości (nie powstają dodatkowo produkty uboczne). Procesy hydratacji są szczególną postacią procesów solwatacji.
Przykładem uwodnienia jest przemiana hematytu w limonit, skrobi w dekstrynę oraz anhydrytu w gips. Proces zachodzi bardzo często łącznie z uwęglanowieniem i hydrolizą.
Woda w trakcie hydratacji może być w postaci ciekłej lub gazowej. Różne formy procesu hydratacji polegają na wiązaniu na różne sposoby cząsteczek wody z cząsteczkami innych substancji lub ich jonami. W produktach hydratacji woda może pozostawać nadal w postaci cząsteczkowej lub stanowić udział w nowo powstałym związku chemicznym w postaci mieszaniny wodoru i tlenu w proporcji równoważnej stechiometrycznie cząsteczce wody, czyli w stosunku 2:1.

Postacie hydratacji:

• reakcja chemiczna syntezy (zarówno w chemii nieorganicznej jak i organicznej), np. reakcja wody z tlenkiem, która daje wodorotlenek

• powstanie wiązania koordynacyjnego w sieci krystalicznej niektórych związków, w wyniku czego z soli bezwodnej powstaje sól uwodniona

• związanie w roztworze wodnym z niektórymi kationami o dużej wartościowości, czego efektem jest powstanie kationów kompleksowych

• związanie cząsteczek wody z powierzchnią cząstki koloidalnej, czego efektem jest powstanie zolu

Związki chemiczne będące produktami hydratacji nazywane są hydratami.

25.

Ciśnienie osmotyczne - różnica ciśnień wywieranych na półprzepuszczalną membranę przez dwie ciecze, które ta membrana rozdziela. Przyczyną pojawienia się ciśnienia osmotycznego jest różnica stężeń związków chemicznych lub jonów w roztworach po obu stronach membrany i dążenie układu do ich wyrównania.

Kontaktujące się roztwory mają termodynamiczną tendencję do wyrównywania stężeń (np. przez dyfuzję cząsteczek rozpuszczonych związków). W przypadku membrany, która przepuszcza małe cząsteczki rozpuszczalnika a nie przepuszcza jonów ani większych cząsteczek, jedynym sposobem wyrównania stężenia roztworów jest przepływ przez membranę rozpuszczalnika. W najprostszym przypadku, dla roztworów silnie rozcieńczonych, ciśnienie osmotyczne na granicy roztworów "1" i "2" można wyrazić wzorem:

gdzie:

• π₁₂ - ciśnienie osmotyczne,

• R - stała gazowa,

• T - temperatura (w skali Kelwina),

• [X]₁, [X]₂ - stężenie molowe związku chemicznego lub jonów, które mogą przepływać przez membranę.

Warto zwrócić uwagę, że:

• wzór ten ma sens fizyczny tylko wtedy gdy [X]₁ > [X]₂ - gdyż ciśnienie osmotyczne jest różnicą rzeczywistych ciśnień wywieranych przez oba roztwory, stąd "działa" ono od strony bardziej stężonego roztworu. W przypadku gdy przez membranę może przepływać tylko rozpuszczalnik, wzór ten trzeba "odwrócić" lub ewentualnie wpisać do niego stężenie rozpuszczalnika, a nie stężenie rozpuszczonej substancji.

• gdy przez membranę przepływa kilka różnych związków chemicznych, każdy z nich generuje niezależnie od siebie cząstkowe ciśnienie osmotyczne, sumaryczne ciśnienie wywierane na membranę jest wypadkową ciśnień cząstkowych.

Pomiar ciśnienia osmotycznego możliwy jest np. poprzez pomiar ciśnienia wymaganego do zatrzymania przepływu rozpuszczalnika przez membranę. Dalsze zwiększanie przyłożonego ciśnienia prowadzi do zaistnienia procesu odwróconej osmozy, czyli przepływu cząsteczek rozpuszczalnika od roztworu o wysokim stężeniu do roztworu o niższym stężeniu.

Ciśnienie onkotyczne - rodzaj ciśnienia osmotycznego powodowanego przez białka obecne w osoczu krwi. Ciśnienie onkotyczne równoważy ciśnienie krwi w naczyniach krwionośnych, dzięki czemu nie dochodzi do utraty wody z naczyń. W stanach chorobowych, w których następuje obniżenie poziomu białek w osoczu (np. przy białkomoczu lub niedożywieniu), zmniejszone ciśnienie onkotyczne prowadzić może do powstania obrzęku.

Ciśnienie onkotyczne oznacza się symbolem π.

Równowaga Donnana (równowaga membranowa) - równowaga ustalająca się między 2 roztworami przedzielonymi membraną półprzepuszczalną. Zjawisko to jest na przykład wykorzystywane przy oczyszczaniu koloidów z soli mineralnych. Odgrywa również istotną rolę w procesach zachodzących w organizmach żywych.

Adsorpcja — to proces wiązania się cząsteczek, atomów lub jonów na powierzchni lub granicy faz fizycznych, powodujący lokalne zmiany stężenia. Adsorpcji nie należy mylić z absorpcją, która jest procesem wnikania do wnętrza fazy. Adsorpcję, absorpcję i wymianę jonową przyjęło się wspólnie nazywać procesami sorpcji.

Absorpcja (fizyka, chemia) (łac. absorbere - wchłaniać) - proces polegający na wnikaniu cząsteczek, atomów lub jonów do wnętrza innej substancji tworzącej dowolną fazę ciągłą (gazu, cieczy, ciała stałego itp.) Absorpcji nie należy mylić z adsorpcją, która jest zjawiskiem powierzchniowym. Absorpcja, adsorpcja i wymiana jonowa są wspólnie nazywane procesami sorpcji.

Dializa - jest to metoda oczyszczania roztworów koloidalnych z elektrolitów przy użyciu błony półprzepuszczalnej.

Osmoza - dyfuzja rozpuszczalnika przez błonę półprzepuszczalną rozdzielającą dwa roztwory o różnym stężeniu. Osmoza spontanicznie zachodzi od roztworu o niższym stężeniu substancji rozpuszczonej do roztworu o wyższym, czyli prowadzi do wyrównania stężeń obu roztworów.

Dyfuzja - proces samorzutnego rozprzestrzeniania się cząsteczek lub energii w danym ośrodku (np. w gazie, cieczy lub ciele stałym), będący konsekwencją chaotycznych zderzeń cząsteczek dyfundującej substancji między sobą i/lub z cząsteczkami otaczającego ją ośrodka.

Liofobowość - cecha niektórych cząstek koloidalnych, oraz wielkich cząsteczek polimerów polegająca na braku skłonności do adsorpcji na ich powierzchni cząsteczek rozpuszczalnika (czyli substancji rozpraszającej). Cecha ta oznacza, że układy koloidalne zawierające tego typu cząstki lub cząsteczki łatwo koagulują, gdyż jedynymi siłami separującymi ich fazy są siły odpychające jednoimiennych powierzchniowych ładunków elektrycznych.

Liofilowość - cecha niektórych cząstek koloidalnych, oraz wielkich cząsteczek polimerów polegająca na zdolności do adsorpcji na ich powierzchni cząsteczek rozpuszczalnika (czyli substancji rozpraszającej). Zdolność ta zapobiega sklejaniu się cząstek oraz nadaje trwałość układom koloidalnym.

---