Chemia - B udownictwo WS TiP

Wielkość: px

Rozpocząć pokaz od strony:

Download "Chemia - B udownictwo WS TiP"

Danuta Wójcik
7 lat temu
Przeglądów:

1 Chemia - B udownictwo WS TiP dysocjacja elektrolityczna, reakcje w roztworach wodnych, ph wykład nr 2b

2 Teoria dys ocjacji jonowej Elektrolity i nieelektrolity Wpływ polarnej budowy cząsteczki wody na proces rozpuszczania kryształu jonowego i cząsteczkowego Definicja dysocjacji jonowej Proces dysocjacji kwasów, zasad i soli.

3 Elektrolity i nieelektrolity Elektrolity: kwasy, zasady i sole podczas rozpuszczania w wodzie rozpadają się na elementy naładowane elektrycznie, czyli ulegają tzw. dysocjacji elektrolitycznej(jonowej). Elementy te nazwano jonami. Jony naładowane dodatnio nazywa się kationami, a ujemne anionami. suma ładunków elektrycznych kationów i anionów, powstających na skutek dysocjacji elektrolitycznej elektrolitów jest zawsze równa zeru.

4 Elektrolity i nieelektrolity Nieelektrolity: substancje, które w roztworach i w stanie stopionym nie przewodzą prądu elektrycznego, nie ulegają dysocjacji elektrolitycznej. właściwości chemiczne jonów różnią się zupełnie od własności obojętnych atomów i cząsteczek

5 mechanizm dysocjacji Nie wszystkie substancje dysocjują w roztworach wodnych. Warunkiem takiego zachowania się jest odpowiednia budowa i rodzaj wiązania w cząsteczkach związku chemicznego. Cząsteczki wody mają budowę polarną, są dipolami: δ- O H δ+ H

mechanizm dysocjacji W rezultacie dipole wody powodują osłabienie, a następnie rozerwanie wiązania związku i uwolnienie jonów na : dodatni kation H + i ujemny anion B - (przykład: dysocjacja HCl) HCl

6 mechanizm dysocjacji W rezultacie dipole wody powodują osłabienie, a następnie rozerwanie wiązania związku i uwolnienie jonów na : dodatni kation H + i ujemny anion B - (przykład: dysocjacja HCl) HCl <=> H + + Cl Jeżeli równowaga dysocjacji jest przesunięta w kierunku tworzenia jonów, to w roztworze nie ma (jest bardzo mało) cząsteczek niezdysocjowanych. Takie roztwory bardzo dobrze przewodzą prąd elektryczny.

7 mechanizm dysocjacji

8 Definicja dys ocjacji elektrolitycznej Cząsteczki substancji rozpuszczonej pod wpływem cząsteczek wody ulegają w roztworze rozpadowi na jony dodatnie(kationy) i jony ujemne(aniony) jest to proces dysocjacji elektrolitycznej.

9 Proces dys ocjacji elektrolitycznej kwas ów, zasad i s oli Kwasami są związki chemiczne, które podczas rozpuszczania w wodzie dysocjują całkowicie lub częściowo na kationy wodorowe i aniony reszt kwasowych. Dysocjację tę można przedstawić następująco: HNO 3 --> H NO 3 H 2 SO 4 --> 2H HSO 4

10 Proces dys ocjacji elektrolitycznej kwas ów, zasad i s oli Kwasy takie jak HNO3, które w czasie dysocjacji odczepiają jeden kation wodorowy nazywamy jednoprotonowymi. Kwasy posiadające w cząsteczkach dwa atomy wodoru zdolne do oddysocjowania w postaci kationów - dwuprotonowymi, trzy-, trójprotonowymi

11 Proces dys ocjacji elektrolitycznej kwas ów, zasad i s oli Zasady są to związki chemiczne, które podczas rozpuszczania w wodzie dysocjują całkowicie lub częściowo na aniony wodorotlenowe OH - i kationy metali. A oto równania dysocjacji niektórych zasad. NaOH --> Na + + OH - KOH --> K + + OH - Ca(OH) 2 --> Ca OH -

12 Proces dys ocjacji elektrolitycznej kwas ów, zasad i s oli Sole są produktami reakcji kwasów z zasadami. Związki te w temperaturze pokojowej występują na ogół w stanie stałym, krystalicznym i mają budowę jonową, czyli składającą się z kationów metali lub kationu amonowego i anionów reszt kwasowych.

13 Proces dys ocjacji elektrolitycznej kwas ów, zasad i s oli Proces rozpuszczania soli w wodzie polega zatem na przechodzeniu do roztworu istniejących już w krysztale kationów i anionów. Jonowa budowa soli tłumaczy również zdolności przewodzenia prądu przez stopione sole. NaCl <=> Na + + Cl -

14 Moc elektrolitów stopień dysocjacji Definicja stopnia dysocjacji. Zależność stopnia dysocjacji od rodzaju elektrolitu i stężenia elektrolitu. Elektrolity słabe i mocne.

15 Definicja stopnia dys ocjacji Do porównania mocy elektrolitów Arrhenius wprowadził pojęcie stopnia i stałej dysocjacji elektrolitycznej. Stopień dysocjacji elektrolitu określa się stosunkiem liczby moli cząsteczek zdysocjowanych na jony do liczby moli cząsteczek substancji rozpuszczonej. x α = n gdzie: (alfa) - stopień dysocjacji, x - liczba moli cząsteczek zdysocjowanych na jony, n - liczba moli cząsteczek substancji rozpuszczonej

16 Zależnoś ć s topnia dysocjacji od rodzaju elektrolitu i s tężenia roztworu Stopień dysocjacji wzrasta z rozcieńczeniem elektrolitu i w roztworach bardzo rozcieńczonych wszystkie elektrolity wykazują stopień dysocjacji zbliżony do jedności, tzn. niemal wszystkie cząsteczki lub zgrupowania jonów substancji rozpuszczonej ulegają zdysocjowaniu na jony.

17 Elektrolity mocne i słabe Elektrolitami mocnymi nazywamy takie związki, które w niezbyt stężonym roztworze wodnym są całkowicie zdysocjowane na jony. Ich stopień dysocjacji jest równy jedności. Do elektrolitów mocnych należą prawie wszystkie sole oraz niektóre kwasy i zasady (H 2 SO 4, HNO 3, HCl, NaOH, KOH).

18 Elektrolity mocne i słabe Elektrolitami słabymi nazywamy takie związki, które w roztworze wodnym tylko częściowo dysocjują na jony, a więc roztwór oprócz jonów zawiera zawsze cząsteczki niezdysocjowane. Stopień dysocjacji słabych elektrolitów jest mniejszy od jedności ponieważ rośnie wraz z rozcieńczeniem roztworu więc przy określaniu jego wartości należy zawsze uwzględniać stężenie elektrolitu. Należą do nich wszystkie kwasy organiczne oraz pozostałe kwasy i zasady nie wymienione w mocnych elektrolitach.

19 Reakcja zobojętniania zapis cząsteczkowy i jonowy 1. Przykład reakcji zobojętniania. 2. Cząsteczkowy, jonowy i jonowy skrócony zapis równań reakcji zobojętniania. 3. Stosunki stechiometryczne w reakcjach zobojętniania.

20 Przykład reakcji zobojętniania Jedną z ważniejszych reakcji chemicznych jest reakcja zobojętniania. Przedstawia ona połączenie jonu hydroniowego z jonem wodorotlenowym H 3 O + + OH - --> 2H 2 O Jest to reakcja odwrotna do reakcji dysocjacji wody. Wyjaśnia to fakt, że o ile zmieszamy kwas i zasadę, to w wyniku reakcji tworzy się woda jako produkt końcowy, czemu towarzyszy efekt cieplny 13,8 kcal/mol. Całkowitą reakcję zobojętniania można ująć następująco: H 3 O + + A - + B + + OH - --> 2H 2 O + B + + A - Drugi obok wody produkt tej reakcji (B + + A - ) nazywany jest solą.

21 Cząs teczkowy zapis reakcji zobojętniania NaOH + HCl --> NaCl + H 2 O Ca(OH) HNO 3 --> Ca(NO 3 ) 2 + 2H 2 O

22 Jonowy zapis reakcji zobojętniania Na + +OH - + H + + Cl - Na + + H 2 O + Cl - Ca OH H Cl - Ca H 2 O + 2 Cl - Podkreślone jony biorą udział w tworzeniu cząsteczki wody, pozostałe występują w tej samej postaci przed i po reakcji (nie biorą więc udziału w reakcji).

23 S krócony jonowy zapis reakcji zobojętniania 2 OH H + 2 H 2 O / :2 OH - + H + H 2 O

24 S tosunki stechiometryczne, a rodzaj powstałej s oli Ilość użytych substancji powoduje całkowite zobojętnienie jonów H + powstanie soli obojętnej, natomiast w przypadku innej proporcji możemy otrzymać wodorosól (metal + wodororeszta)- aby z niej otrzymać sól obojętną należy wodór zastąpić metalem. Możemy także otrzymać hydroksosól (metal z resztą OH + reszta kwasowa)- aby z niej otrzymać sól obojętną należy grupy OH zastąpić resztą kwasową (resztami).

25 Reakcja s trącania osadów Definicja reakcji strąceniowych Przykłady reakcji Zapisy reakcji Tablice rozpuszczalności

26 Definicja reakcji s trąceniowej Jest to reakcja między jonami, które łącząc się,dają trudnorozpuszczalny związek.

27 Przykład reakcji strącania Cu OH - Cu(OH) 2 (Skrócony) Cu 2+ +SO K OH - Cu(OH) K + +SO 4 2- (Jonowy) CuSO KOH Cu(OH) 2 + K 2 SO 4 (Cząsteczkowy) Ag + + Cl - AgCl

28 Tablice rozpuszczalności Znajomość rozpuszczalności różnych związków trudnorozpuszczalnych pozwala więc przewidzieć przebieg reakcji i sposób wydzielania produktów. Istnieją odpowiednie tablice rozpuszczalności związków, z których można w razie potrzeby skorzystać. W tablicach przy pomocy symboli i kolorów przedstawia się barwę powstałego roztworu lub osadu

29 ph roztworów wodnych Cechą charakteryzującą kwasowe lub zasadowe właściwości roztworów jest ich odczyn. Nadmiar jonów wodoru H + powoduje odczyn kwasowy roztworu, nadmiar jonów wodorotlenkowych OH - odczyn zasadowy roztworu, natomiast gdy jest równowaga między tymi jonami uzyskujemy odczyn obojętny roztworu.

30 Miara odczynu roztworu - ph ph definiujemy jako ujemny logarytm dziesiętny z wartości liczbowej stężenia jonów hydroniowych ph = - lg[h 3 O + ] analogicznie poh = - lg[oh- ]

31 S kala ph Ponieważ stężenie czystej wody w wodzie jest wielkością stałą to iloczyn K * [H 2 O] 2 jest również wielkością stałą i nazywany jest iloczynem jonowym wody K w. K w = K * [H 2 O] 2 = [H 3 O + ] * [OH - ] = (mol/dm 3 ) W temperaturze 298,15o K stężenie jonów hydroniowych w czystej wodzie jest równe stężeniu jonów wodorotlenowych i wynosi: [H 3 O + ] = [OH - ] = 1,00 * 10-7 mol/dm 3

32 S kala ph Podobnie jak w czystej wodzie, również we wszystkich roztworach obojętnych [H 3 O + ] = 10-7 mol/dm 3. W roztworach kwaśnych [H 3 O + ] > 10-7 mol/dm 3 a w roztworach zasadowych [H 3 O + ] < 10-7 mol/dm 3. Posługiwanie się tak małymi stężeniami jest niewygodne w zapisach i obliczeniach. Dlatego przyjęto wyrażać aktywność jonów wodorowych w roztworze w tzw. skali ph

33 Kolory s kali ph ph [H 3 O + ] mol/dm

34 Hydroliza soli Sole pochodzące od mocnych kwasów i słabych zasad ulegają hydrolizie kationowe roztwór wodny wykazuje odczyn kwasowy. Sole pochodzące od słabych kwasów i mocnych zasad ulegają hydrolizie anionowej roztwór wodny wykazuje odczyn zasadowy. Sole pochodzące od słabych kwasów i słabych zasad ulegają hydrolizie kationowo-anionowej roztwór wodny wykazuje odczyn obojętny lub słabo zasadowy, lub słabokwasowy. Sole mocnych zasad i mocnych kwasów nie ulegają hydrolizie roztwór obojętny.

35 Przyczyna określonego odczynu wodnych roztworów soli Odczyn kwasowy roztworu powoduje nadmiar powstałych jonów H + (hydroliza kationowa). Odczyn zasadowy roztworu powoduje nadmiar powstałych jonów OH - (hydroliza anionowa) Odczyn obojętny powstaje gdy moc słabego kwasu i słabej zasady jest zbliżona (hydroliza kationowo-anionowa)

Podobne dokumenty

Temat 7. Równowagi jonowe w roztworach słabych elektrolitów, stała dysocjacji, ph

Temat 7. Równowagi jonowe w roztworach słabych elektrolitów, stała dysocjacji, ph Dysocjacja elektrolitów W drugiej połowie XIX wieku szwedzki chemik S.A. Arrhenius doświadczalnie udowodnił, że substancje