Upload
others
View
4
Download
0
Embed Size (px)
Citation preview
roztwory elektrolitów
KWASY i ZASADY
nieelektrolit słaby elektrolit mocny elektrolit
Przewodnictwo właściwe elektrolitów < 10-2 Ω-1m-1
dla metali 106 - 108 Ω-1m-1
Pomiar przewodnictwa elektrycznego elektrolitów
miernik
Rozpad substancji na jony pod wpływem rozpuszczalnika
nazywamy dysocjacją elektrolityczną:
NaCl(c) = Na+(aq) + Cl-(aq)
rozpuszczanie soli: NaCl(s) = Na+
(aq) + Cl-(aq)
H2O
rozpad substancji na jony w roztworach nie zachodzi całkowicie
stopień dysocjacji - jest to stosunek ilości cząsteczek, którerozpadły się na jony, do ogólnej liczby wprowadzonychcząsteczek do roztworu
oznaczamy go najczęściej literą α.
α = ilość powstałych jonów / początkowa ilość substancji
α zmienia się od 0 do 1lub 0 - 100%.
Związek stopień dysocjacji [%]
HIHBrHClHFHCNKOHNaOHNH4OHCa(OH)2NaClMgCl2ZnCl2K2SO4CuSO4ZnSO4Na(CH3COO)KNO3
9292928.5
0.0191911.37784
76.573
72.240407983
Podział na słabe i mocne elektrolity
∆∆∆∆G = - RT ln K
substancje ulegające spontanicznie reakcji dysocjacji (∆∆∆∆G < 0 )
będą silnymi elektrolitami, a więc ich stała K > 1
Substancje, które spontanicznie będą odtwarzały cząsteczkę
niezdysocjowaną
(a więc dla których ∆∆∆∆G > 0 dla procesu dysocjacji) będą
słabymi elektrolitami, K < 1
αααα = [Na+] / [NaCl]0 = [Cl-] / [NaCl]0
gdzie [NaCl]0 = stężenie NaCl które istniałoby przy braku dysocjacji
(początkowe stężenie NaCl)
[Na+] - to stężenie oznacza stężenie równowagowe, po reakcji dysocjacji
Zatem możemy zapisać:
[Na+] = [Cl-] = αααα [NaCl]0
[NaCl] = [NaCl]0 - [Na+]
K = [Na+][Cl-]/ [NaCl] = αααα ∙ αααα ∙ [NaCl]02 / { [NaCl]0 (1 - αααα) }
ostatecznie
K = [NaCl]0∙αααα2 / (1-αααα) lub K = c αααα2 / (1-αααα)
Związek stopnia dysocjacji ze stałą dysocjacji
Jeśli mamy do czynienia z bardzo słabym elektrolitem(αααα << 1) to 1 - αααα ≈ 1 i możemy uprościć wzór do:
K = c αααα2
αααα = √√√√K/c
wzór ten stanowi tzw. prawo Rozcieńczeń Oswalda
Ponieważ (przy stałych p,T) K = const., dlatego ze spadkiem stężenia αααα musi rosnąć
Autodysocjacja wody, iloczyn rozpuszczalności
H2O = H+ + OH-
K = [H+] · [OH-] / [H2O]
Ponieważ dla większości roztworów możemy zapisać, że [H2O] jest bardzo
duże (np. stężenie wody we wodzie wynosi 55.5(5) mol /dm3), to możemy
założyć, że z dużym przybliżeniem jest ono stałe:
[H2O] = const.
L = K [H2O] = [H+] · [OH-] = 1 · 10-14 (mol/dm3)2
Iloczyn L nazywamy iloczynem jonowym wody.
Dla czystej wody, w temperaturze pokojowej L = 10-14 (mol / dm3)2.
[H+] · [OH-] = 1 · 10-14 (mol/dm3)2
[H+] = [OH-] = 1 · 10-7 mol/dm3
wraz ze zmianą temperatury zmienia się też wartość L,
np. dla t = 40 oC, L = 3.61 ∙ 10-14 (mol/dm3)2.
Cl
Kwas – substancja która po rozpuszczeniu w wodzie zwiększa stężenie jonów H+
H+
Cl-Kwas solny (roztwór)
HCl(gazowy) H
OHNa
Zasada – substancja zwiększająca stężenie jonów OH- po rozpuszczeniu w wodzie
Na+
OH-
KWASY i ZASADY
Arrhenius (1887)
Brönsted (1923)
−+ + 33 NOHHNO →←
−+ +OHKKOH →←
ClNH 4
→←++ HZK
protonodawcakwas
zasada
?
Dla przebiegu reakcji protolitycznych (przekazanie protonu) konieczna jest obecność dwóch par (kwas - zasada)
sprzężone parykwas - zasada
K1 + Z2 ↔↔↔↔ K2 + Z1
sprzężone parykwas - zasada
K1 + Z2 ↔↔↔↔ K2 + Z1
HCl + H2O ↔↔↔↔ H3O+ + Cl-
NH4+ + H2O ↔↔↔↔ H3O+ + NH3
H2O + CH3COO- ↔↔↔↔ CH3COOH + OH-
H2SO4 + HS- ↔↔↔↔ H2S + HSO4-
HSO4- + H2O ↔↔↔↔ H3O+ + SO4
2-
WZGLĘDNA MOC KWASÓW i ZASAD
Miarą mocy jest stała dysocjacji
HClO4
HIHBrHClH2SO4
HNO3
H3O+
HClO3
H2SO3
HSO4-
H3PO4
HFH2CO3
H2SH2PO4
-
NH4+
HCO3-
H2ONH3
ClO4-
I-
Br-
Cl-
HSO4-
NO3-
H3O+
ClO3-
HSO3-
SO42-
H2PO4-
F-
HCO3-
HS-
HPO42-
NH3
CO32-
OH-
NH2-
+− ++ OHCOOCHOHCOOHCH 3323→←
SŁABE KWASY i ZASADY
Rozpuszczamy kwas octowy w wodzie
2121 KZZK ++ →←
][
][][
3
33
COOHCH
OHCOOCHKa
+− ⋅=
Stała dysocjacji kwasu Ka jest to stała równowagi reakcji kwasu z wodą
Rozpuszczamy octan sodu w wodzie
−− ++ OHCOOHCHOHCOOCH 323→←
2121 ZKKZ ++ →←
][
][][
3
3
−
−⋅=
COOCH
OHCOOHCHKb
Stała Kb jest stałą równowagi reakcji zasady CH3COO- z wodą.Nazywamy ją też stałą hydrolizy.
][
][][
3
3
−
−⋅=
COOCH
OHCOOHCHKb
][
][][
3
33
COOHCH
OHCOOCHKa
+− ⋅=
][
][][
][
][][
3
3
3
33
−
−+− ⋅⋅
⋅=
COOCH
OHCOOHCH
COOHCH
OHCOOCHKK ba
Stałe Ka i Kb są stałymi równowagi reakcji sprzężonej pary
kwas-zasada (CH3COOH, CH3COO-) z rozpuszczalnikiem (wodą).
wba KOHOHKK =⋅=⋅ +− ][][ 3
),,(),(),,( pTfKpTfKpTfK wba =⇒==
1410)1,298( −=atmKKw
Przyjęto stężenie jonów wodorowych, (odpowiedzialnych za
kwaśny smak) wyrażać w skali logarytmicznej.Dodatkowo, ze względu na fakt, że stężenie jonówwodorowych najczęściej jest <1, aby pozbyć się ujemnejwartości logarytmu, operujemy logarytmem ze stężeniajonów wodorowych pomnożonym przez -1.Uzyskaną wartość nazywamy pH.
pH = - log [H3O+]
pH = - log [H+]
Dla czystej wody [H+] = 10-7 M, a więc pH = 7
Przykład:
Dysocjacja CH3COOH, mamy 1 dm3 0,01 M roztworu
+− ++ OHCOOCHOHCOOHCH 3323→←
c0-x x x
xc
xKa
−=
0
2
425 102,410108,1 −−− ⋅=⋅⋅≅x
4,3102,4][ 4
3 =⋅= −+ pHOH
%2,4%10001,0
=⋅=x
α
5108,1 −⋅=aK
Rozpuszczamy gazowy amoniak w wodzie
−+++ OHNHOHNH 423
→←
2121 ZKKZ ++ →←
aqg NHNH )( 3)(3 →
][
][][
3
4
aq
bNH
OHNHK
−+⋅
=
Kb jest stałą dysocjacji zasadowej zasady (NH3)aq.Jest to stała równowagi reakcji zasady z rozpuszczalnikiem (wodą)
Rozpuszczamy chlorek amonu w wodzie
++++ OHNHOHNH
aq 3324→←
2121 KZZK ++ →←
][
][][
4
33
+
+⋅=
NH
OHNHK
aq
a
Stała Ka jest stałą równowagi reakcji kwasu NH4+ z wodą.
Nazywamy ją też stałą hydrolizy.
Przykład:
Dysocjacja roztworu NH3, mamy 1 dm3 0,01 M roztworu
−+++ OHNHOHNH 423
→←
c0-x x x
xc
xKb
−=
0
2
425 102,410108,1 −−− ⋅=⋅⋅≅x
6,104,3102,4][ 4 ==⋅= −− pHpOHOH
5108,1 −⋅=bK
ROZTWORY BUFOROWE
Przykład: CH3COONa – praktycznie całkowicie zdysocjowanyCH3COOH – praktycznie niezdysocjowany
][
][][
3
33
COOHCH
OHCOOCHKa
+− ⋅=
][
][][
3
33 −
+ =COOCH
COOHCHKOH a
s
aa
c
cpKpH log−≅
+− ++ OHCOOCHOHCOOHCH 3323→←
COOHCHCOOCHOH 333
−+ + →←
dodatek cofnięcie dysocjacji
obniżenie stężenia H3O+
Do buforu dodajemy kwas
OHCOOCHCOOHCHOH 233 ++ −− →←
dodatek zwiększenie dysocjacji kwasu
obniżenie stężenia OH-
Do buforu dodajemy zasadę
Przykład:
Do 1 dm3 wody wprowadzamy 1ml HCl o stężeniu 1 M
+− ++ OHCOOCHOHCOOHCH 3323→←
1+10-3 1-10-3
pH z 7 (czysta H2O) zmienia się do 3 –log(H3O+) = -log(10-3)
s
aa
c
cpKpH log−≅
A teraz wprowadźmy do 1 dm3 roztworu 1M CH3COOH i 1M CH3COONa
Stosunek ca/cs zmienia się z 1 do 1,001/0,999 = 0,9991
7,4
1log1075,1log 5
=
−×−≅ −
pH
pH
+10-3
Przykład:
Do 1 dm3 0,01 M roztworu CH3COOH dodajemy 0,005 M NaOH
OHCOONaCHNaOHCOOHCH 233 ++ →←
0,005 0,005
ZACHODZIREAKCJA
0,005
mamy więc roztwór: 0,005 M CH3COOH0,005 M CH3COONa
aKx
xx=
−
+⋅
005,0
)005,0(
5108,1 −⋅≅x
7,4108,1][ 5
3 =⋅= −+ pHOH
%36,010105
108,1%100
005,0
2
3
5
=⋅⋅
⋅=⋅=
−
−xα
+− ++ OHCOOCHOHCOOHCH 3323→←
0,005-x 0,005+x x
5108,1 −⋅= 005,0<<x
BUFOR: NH3 + NH4Cl
−+++ OHNHOHNH 423
→←
−++→ ClNHClNH 44
][
][][
3
4
NH
OHNHKb
−+⋅
=
constOH ≅][ 2
][][ 4 sólNH ≅+
][][ 3 zasadaNH ≅
bo roztwór rozcieńczony
bo sól silnym elektrolitema zasada słabym
sól
bb
c
cpKpOH log−=
sól
bb
c
cpKpOH log−=
wpKpOHpH =+
sól
bbw
c
cpKpHpK log−=−
sól
bbw
c
cpKpKpH log+−=
Równowagi w roztworach elektrolitów ustalają się bardzo szybko
Autodysocjacja wody
−+ ++ OHOHOHOH 322→←
14
2
0
3 10][][ −
−+
=⋅
=c
OHOHKw 25°C, 1 atm
w roztworze obojętnym
w roztworze kwaśnym
w roztworze zasadowym
][][ 3
+− = OHOH
][][ 3
+− < OHOH
][][ 3
+− > OHOH
wraz ze zmianą temperatury zmienia się też wartość Kw, np. dla t = 40 oC, Kw = 3,61 ∙ 10-14 (mol/dm3)2
14]log[]log[log 3 −=+= +− OHOHKw
]log[]log[14 3
+− −−= OHOH
]log[ 3
+−= OHpH
]log[ −−= OHpOH
14=+ pOHpH
w temperaturze pokojowej:
- w roztworze kwaśnym pH<7
- w roztworze zasadowym pH>7
WSKAŹNIKI pH
−+ ++ IndOHOHIndH 32→←
barwa 1 barwa 2
][
][][ 3
IndH
IndOHK
−+ ⋅=
][
][log
IndH
IndpHpK
−
−=
1,0][
][<
−
IndH
Ind
10][
][>
−
IndH
Indjeżeli
roztwór ma barwę 1
roztwór ma barwę 2
Ważniejsze wskaźniki kwasowo-zasadowe
Wskaźnik
Barwa wskaźnika w roztworze Zakres
pH, w którym następu
je zmiana barwy
o pH niższym
od zakresu zmiany
o pH wyższym od
zakresu zmiany
Błękit tymolowy czerwona fioletowa
1,2 -2,8
Oranż metylowy czerwona żółta 3,1 –4,4
Czerwień metylowa czerwona żółta 4,2 –6,0
Błękit bromotymolowy
żółta niebieska
6,0 –7,6
Lakmus czerwona niebieska
5,0 –8,0
Fenoloftaleina bezbarwna
czerwona
8,3 –10,0
Oranż metylowy pH 3.1 →→→→ 4.4 (czerwony →→→→ żółty)
Czerwień fenolowa pH 6.8 →→→→ 8.4 (żółty →→→→ czerwony)
Fenoloftaleina pH 8.0 →→→→ 9.6
fioletowy
zielonyniebieski
ŻÓŁCIEŃ ALIZARYNOWA
malinowybezbarwny
FENOLOFTALEINA
niebieskiżółty
BŁĘKIT BROMOTYMOLOWY
żółtyburaczkowy
CZERWIEŃ METYLOWA
żółtyczerwony
ORANŻ METYLOWY
niebieski
FIOLET METYLOWY
121110987654321
mieszanina wskaźników na bibule wskaźnika uniwersalnego
zmiany barw wskaźników w zależności od pH roztworu
Pełna zmiana barwy zachodzi zwykle w zakresie 2 jednostek pH
Stosując wskaźniki można określić pH z dokładnością do kilkudziesiątych pH
chemia.waw.pl
Miareczkowanie 25ml HCl roztworem NaOH
Miareczkowanie 25ml NaOHroztworem HCl
Alkacymetria (metoda analizy miareczkowej)
alkalimetrię oznaczanie w roztworze kwasów za pomocą
miareczkowania mianowanym roztworem zasady;
acydymetrię oznaczanie w roztworze zasad za pomocą
miareczkowania mianowanym roztworem kwasu.
SUBSTANCJA pH
kwas solny 0,0
kwasy żołądkowe 1,0
sok z cytryny 2,3
ocet 2,9
wino 3,5
sok pomidorowy 4,1
kawa 5,0
deszcz 5,6 – 6,5
mleko 6,6
krew 7,4
pasta do zębów 9,9
woda amoniakalna 11,9
wodorotlenek sodu 14,0