Substancje - Notatki - Chemia - Część 2, Notatki'z Chemia. University of Podlasie in Siedlce
hannibal00
hannibal008 March 2013

Substancje - Notatki - Chemia - Część 2, Notatki'z Chemia. University of Podlasie in Siedlce

PDF (600.2 KB)
13 strona
506Liczba odwiedzin
Opis
Notatki dotyczące tematów z dziedziny chemii: substancje; ciała stałe, substancje bezpostaciowe, kryształy, sublimacja.
20punkty
Punkty pobierania niezbędne do pobrania
tego dokumentu
Pobierz dokument
Podgląd3 strony / 13
To jest jedynie podgląd.
Zobacz i pobierz cały dokument.
To jest jedynie podgląd.
Zobacz i pobierz cały dokument.
To jest jedynie podgląd.
Zobacz i pobierz cały dokument.
To jest jedynie podgląd.
Zobacz i pobierz cały dokument.

rozpuszczalność rośnie w miarę obniżania temperatury i osiąga stan mieszania bez ograniczeń

poniżej temperatury To.

Trzeci diagram opisuje ciekawy przypadek, kiedy w temperaturze poniżej To mamy

rozpuszczalność dla każdego stosunku ilościowego A do B (tak jak na diagramie drugim),

następnie powyżej tej temperatury mamy zakres, gdzie ciecze te mieszają się w sposób bardzo

ograniczony, aby powyżej temperatury To ' znów mieszać się nieograniczenie (jak w diagramie

pierwszym).

SUBSTANCJE - ciała stałe

W życiu codziennym jesteśmy skłonni uważać za ciało stałe te substancje, które maja własny

kształt i na dokonanie jego zmiany potrzebna jest siła, czasem dość duża. Zauważamy

jednocześnie, że istnieją ciała, które w pierwszej chwili zaliczylibyśmy do stałych (bo nie

odpowiadają ogólnie przyjętym kryteriom dla gazów czy cieczy) ale po zastanowieniu się nad

ich właściwościami mielibyśmy już pewne wątpliwości (plastelina, ciepły wosk, guma, itp.).

Fizykochemicy za ciała stałe przyjmują struktury krystaliczne, wszelkie inne uważając za

ciecze o ogromnej lepkości lub wyjątki z pogranicza cieczy i ciała stałego. Te niekrystaliczne

układy nie wykazują ostrych przejść międzyfazowych (temperatury topnienia i krzepnięcia)

lecz zmieniają postać "będąc coraz mniej stałe a coraz bardziej ciekłe". Ponadto, co

istotniejsze, nie mają charakterystycznej dla stanów krystalicznych uporządkowanej struktury

i związanej z tym anizotropii, są izotropowe (w każdym kierunku przestrzeni wykazują takie

same właściwości) przypominając strukturę cieczy.

Substancje bezpostaciowe

Substancje bezpostaciowe, choć zewnętrznym wyglądem i właściwościami często

przypominają ciała stałe krystaliczne, różnią się od nich zasadniczo strukturą wewnętrzną. O

ile krystaliczne ciała stałe, a więc te, które fizykochemicy uznają za jedynych przedstawicieli

ciał stałych, zachowują w swej strukturze rytm, porządek, symetrię i niezmienność zasad

rozmieszczenia cząsteczek, atomów czy jonów, o tyle ciała bezpostaciowe są zbiorem dość

przypadkowo i bezładnie ułożonych elementów. W tym swoim bezładzie bardziej

przypominają ciecze niż ciała stałe, dlatego często traktuje się je z punktu widzenia chemii

fizycznej jako ciecze, które w niskiej temperaturze uzyskały lepkość tak dużą, że zatraciły

płynność. Jest to o tyle usprawiedliwiony pogląd, że w miarę wzrostu temperatury

"odzyskują" tę płynność w sposób ciągły, a nie gwałtownie, w stałej temperaturze, jak to się

dzieje z substancjami krystalicznymi, które topią się w charakterystycznej dla siebie

temperaturze topnienia (identycznej z resztą z temperaturą krzepnięcia). Właściwości ciał

bezpostaciowych opisujemy zakresem temperatur mięknięcia i płynięcia - nie są to jednak z

punktu widzenia fizykochemii jakieś charakterystyczne przemiany, a jedynie wyznaczone w

docsity.com

standaryzowany (umowny) sposób temperatury uzyskania pewnych właściwości,

zewnętrznych odznak zmiany lepkości.

Ponieważ, jak wynika z powyższego, "definicją" ciał bezpostaciowych może być

stwierdzenie, że są to wszystkie ciała przypominające cechami ciała stałe a nie będące ciałami

krystalicznymi, czyli opis nie mający żadnych cech definicji (ścisłości i jednoznaczności

opisu). Skoro nie ma definicji tej grupy, czyli nie wiadomo co do tej grupy zaliczyć, nie

można jednocześnie omawiać grupowych właściwości. Możemy bez ryzyka popełnienia

poważnego błędu powiedzieć, że ciała bezpostaciowe, jako grupa scharakteryzowana

termodynamicznie, nie istnieją.

Kryształy

Ciała krystaliczne charakteryzują się regularną strukturą przestrzenną. To uporządkowanie

powoduje, że właściwości kryształów obserwowane w różnych kierunkach przestrzeni są

różne - zjawisko to nazywamy anizotropią. Przestrzenne rozmieszczenie atomów lub

cząsteczek w krysztale powoduje występowanie charakterystycznych kształtów oraz

łupliwość wzdłuż jednych kierunków, inną niż wzdłuż innych. Także właściwości optyczne

mogą być różne, w zależności od kierunku badania. Płaszczyzna kryształu ze swoim

regularnym rozmieszczeniem cząsteczek lub atomów może w stosunku do promieniowania o

bardzo krótkiej fali pełnić rolę siatki dyfrakcyjnej i uginać padające nań promienie

rentgenowskie. Ugięte promienie tworzą obraz zależny od struktury sieci krystalicznej i na ich

podstawie można wnioskować o jej budowie (rentgenografia).

Jeżeli struktura sieci krystalicznej dwóch różnych substancji jest identyczna (lub co częstsze -

bardzo podobna) mówimy o ciałach izomorficznych. Ze względu na podobieństwo struktur

tworzonych przez nie kryształów (kierunki i wymiary wiązań sieci krystalicznej) mogą one

tworzyć kryształy mieszane, swego rodzaju stałe roztwory, w których cząsteczki jednej

substancji mogą zastępować w budowie kryształu cząsteczki drugiej. Takimi mieszanymi

kryształami są np. ałuny. Przykładami mogą być także liczne minerały o złożonej budowie

chemicznej.

Przez polimorfizm rozumiemy występowanie tej samej substancji chemicznej w kilku

odmianach krystalicznych, różniących się najczęściej właściwościami fizycznymi, a czasem

nawet chemicznymi. Także odmiany alotropowe pierwiastków często można zaliczyć do

polimorfizmu (np. grafit i diament). Należy pamiętać jednak, że pojęcie alotropii jest

szerszym ujęciem wielopostaciowości pierwiastków i dotyczy także innych stanów skupienia

(np. gazowe O2 i O3).

docsity.com

Omawiając stan krystaliczny nie unikniemy naszych ulubionych podziałów - pamiętając

jednak, jak zwykle, że maja nam one pomóc w zapanowaniu nad mnogością informacji, a nie

być same jeszcze jedną mało użyteczną informacją, oraz że przyroda jest na tyle bogata w

formy, że od każdej reguły znajdzie się jakiś wyjątek, zatem granice podziałów zawsze są

nieostre i dość umowne.

Kryształy możemy najogólniej podzielić na:

molekularne, zbudowane z cząsteczek, dość nietrwałe mechanicznie, topiące się w

stosunkowo niskich temperaturach (najczęściej <300°C) ze względu na słabe siły

tworzące wiązania krystaliczne (typu sił Van der Vaalsa), należy tu większość

związków organicznych;

jonowe, kryształy wielu związków nieorganicznych, elektrolitów. Są to swoiste

makrocząsteczki, gdzie kation otoczony jest odpowiednia ilością anionów, które

wokół siebie maja odpowiednie ilości kationów. Przykładami mogą być kryształy

NaCl czy KBr . Siły wiążące jony w postać krystaliczną należą do oddziaływań

elektrostatycznych. Poszczególne jony kryształów jonowych najczęściej mają

konfigurację elektronową najbliższego gazu szlachetnego. Ponieważ siły wiążące są

dość silne temperatury topnienia kryształów jonowych są stosunkowo wysokie.

metaliczne, czyste metale i ich stopy, silnie odbiegają właściwościami od

pozostałych typów, przede wszystkim wykazują duże przewodnictwo cieplne i

elektryczne;

kowalencyjne (sztandarowym przykładem jest tu diament), są to kryształy

stworzone przez atomy powiązane wiązaniami kowalencyjnymi, tworząc

makrocząsteczkę np. Cn dla diamentu (podobnie jak w kryształach jonowych, tylko

natura wiązań inna). Ze względu na dużą siłę wiązań bardzo trwałe mechanicznie i

odporne chemicznie, czasem o szczególnych właściwościach optycznych (brylanty -

szlifowane diamenty).

Topnienie i krzepnięcie

Proces topnienia i krzepnięcia kryształów, sublimacji i resublimacji (a także parowania i

wrzenia cieczy i skraplania gazów) można omawiać zjawiskowo (co preferuję) ale czasem

łatwiej wyjaśnić niektóre sprawy na wykresie. Poniżej znajduje się diagram fazowy, opisujący

zjawiska przemian fazowych między wszystkimi trzema stanami skupienia. Diagram

przedstawia dwa wykresy - zależność prężności pary nad ciałem stałym (niebieski) i

prężności pary nad cieczą (zielony). Pierwszy odcinek niebieskiego wykresu stanowi krzywą

sublimacji czyli bezpośredniego przejścia ciała stałego w stan pary. Ze względu na nikłą

docsity.com

zazwyczaj prężność pary nad większością ciał stałych, proces ten jest mało wydajny w

warunkach normalnych i zazwyczaj nie zauważany. Istnieją jednak substancje, dla których

proces sublimacji jest podstawowym przejściem fazowym (np. I2, kamfora, naftalen). Od

punktu odpowiadającego temperaturze topnienia krzywa sublimacji przechodzi w krzywą

topnienia/krzepnięcia (przerywana na diagramie), wyznaczona przez punkty określone

temperaturą i prężnością pary w tej temperaturze, istniejące w przypadku topiących się ciał

stałych (lub krzepnących cieczy). W punkcie topnienia/krzepnięcia istnieją w równowadze

obok siebie zarówno faza ciekła jak i stała, stąd oczywistym, że w tym momencie prężność

pary nad krzepnącą cieczą i topiącym się ciałem stałym musi być taka sama. Przerywana

krzywa topnienia opisuje "niecodzienne" warunki topnienia pod zwiększonym ciśnieniem. W

warunkach ciśnienia atmosferycznego topnienie wyznacza punkt zetknięcia się krzywej

niebieskiej i zielonej (temperatura topnienia). Dalej zwiększając temperaturę posuwamy się

linią zieloną (linia parowania, zależność prężności pary nad cieczą w kolejnych

temperaturach) aż dochodzimy do momentu zrównania się prężności pary z ciśnieniem

zewnętrznym (atmosferycznym, patm.) kiedy to dochodzi do wrzenia w temperaturze wrzenia.

Tak więc umiejętne korzystanie z diagramu pozwala przewidywać zachowanie się materii, jej

przemiany fazowe w różnych zestawieniach zewnętrznego ciśnienia i temperatury.

Poniżej znajduje się diagram fazowy dla wody. Woda, o czym nie raz już wspominałem,

charakteryzuje się wieloma bardzo ciekawymi i odbiegającymi od "normy" właściwościami.

docsity.com

Jedną z takich właściwości jest to, że objętość molowa (objętość 1 mola) wody ciekłej jest

mniejsza niż lodu. Powoduje to, że zamarzająca woda jest zdolna rozsadzić naczynie, w

którym zamarza (pękające butelki, ale także rury). Powoduje to również, że krzywa

krzepnięcia (przerywana) wykazuje odchylenie w stronę niższych temperatur w miarę

wzrostu ciśnienia. Oznacza to, że lód można topić nie tylko ogrzewając go, ale także

wywierając na niego ciśnienie. To, że na tafli lodu możemy jeździć na łyżwach a na tafli

szklanej ta sztuka by się nam nie udała, bierze się właśnie stąd, że pod ostrzem łyżwy

wytwarza się warstewka stopionego pod wpływem dość dużego ciśnienia (nasza nawet

"niewielka "masa na powierzchnię ostrza łyżwy to i tak kilkanaście atmosfer) lodu i ona

obniża na tyle tarcie, że możemy swobodnie "holendrować". Jak widzimy na wykresie

ciśnienie wyższe od atmosferycznego ciśnienie p' powoduje topnienie w temperaturze T', parę

stopni niższej niż temperatura topnienia pod normalnym ciśnieniem, czyli 0°C.

Sublimacja

Proces sublimacji, o którym wspomnieliśmy wcześniej, przebiega z dużą wydajnością w

pobliżu punktu, gdzie prężność pary nad ciałem stałym zbliża się i zrównuje z ciśnieniem

zewnętrznym (np. atmosferycznym). Jeżeli temperatura tego zdarzenia jest niższa niż

docsity.com

temperatura topnienia danej substancji patrz diagram poniżej), oznacza to, że całe ciało stałe

przejdzie w stan pary w temperaturze sublimacji. Ten proces przypomina nieco proces

wrzenia, tyle, że odbywa się tylko na powierzchni a nie w całej objętości, tzn. dostarczana na

sposób ciepła energia nie powoduje podwyższenia temperatury ciała, tylko cała zostaje zużyta

na przemianę fazową. Jeżeli chcielibyśmy stopić taką substancję należałoby zwiększyć

ciśnienie zewnętrzne (czerwona przerywana linia do góry) do wysokości powyżej punktu

wyznaczonego przez temperaturę topnienia. Proces odwrotny - obniżanie ciśnienia może

powodować, że substancje w warunkach pokojowych nie sublimujące zaczynają sublimować.

Zjawisko to wykorzystuje się w procesie tzw. liofilizacji, gdzie obniżając ciśnienie i

temperaturę doprowadza się do sublimacji ciała stałe, które ze względu na trwałość trudno

oczyścić innymi metodami - np. przez destylację.

Adsorpcja

Na powierzchni ciała stałego (jak zresztą na każdej granicy faz) występują siły związane z

różnymi oddziaływaniami od strony fazy stałej i stykającej się z nią fazy ciekłej lub gazowej.

Poza siłami wynikającymi z różnic oddziaływań typu sił Van der Waalsa na powierzchni ciała

stałego mogą występować grupy funkcyjne cząsteczek budujących kryształ, które mogą

tworzyć wiązania wodorowe, lub wręcz wchodzić w reakcje z cząsteczkami zawartymi w

fazie graniczącej. Te właściwości granicy fazy stałej z inną fazą prowadzą do występowania

zjawiska adsorpcji.

docsity.com

Adsorpcja, czyli wiązanie na powierzchni (w odróżnieniu od absorpcji, czyli pochłanianiu

całą objętością) składników przyległej fazy możemy podzielić na adsorpcję fizyczną (siłami

wiążącymi adsorbat z adsorbentem są tu siły fizyczne, łącznie z wiązaniem wodorowym) i

chemisorpcję, kiedy adsorbat wchodzi w reakcje chemiczne z adsorbentem.

Przyjmując nieco wyidealizowany model, zakładający, że na powierzchni adsorbentu

występuje określona ilość miejsc zdolnych przyłączyć cząsteczkę adsorbatu (centra

adsorpcji), proces adsorpcji fizycznej można opisać równaniem Langmuira lub Freundlicha

(izotermy adsorpcji). W warunkach stałej temperatury (stąd określenie izoterma adsorpcji)

stopień obsadzenia (względna ilość zajętych centrów adsorpcji) zależy od prężności

adsorbowanego gazu lub stężenia adsorbowanej substancji z roztworu. Zależność ta dla

niskich prężności i stężeń jest praktycznie prostoliniowa, później zagina się i asymptotycznie

zbliża się do jedności czyli całkowitego obsadzenia adsorbenta. Adsorpcja fizyczna zachodzi

tym łatwiej, im w niższej temperaturze ją prowadzimy i wysokie temperatury prowadzą do

uwolnienia adsorbatu (desorpcji). Dla tych, którzy już nieco zrozumieli z zależności między

temperaturą, energią cząsteczek i siłami międzycząsteczkowymi nie jest to zaskoczeniem.

Zjawisko adsorpcji pełni bardzo ważną rolę w analizie chemicznej (chromatografia), w

katalizie (choć tam większą rolę pełni chemisorpcja) oraz w medycynie (węgiel leczniczy) i

życiu codziennym (filtry zapachowe do lodówek, pochłaniacze wilgoci w opakowaniach

żywności). Adsorbent, dla zapewnienia skuteczności działania, musi mieć bardzo rozwinięta

powierzchnię styku z fazą zawierająca adsorbat. W celu uzyskania silnego rozdrobnienia,

opisywanego niekiedy powierzchnią styku z fazą adsorbowaną rzędu 100 m 2 dla 1 g

adsorbentu, adsorbenty otrzymuje się specjalnymi technologiami - przez suchą destylacje

drewna (węgiel aktywny), suszenie żeli (żel krzemionkowy, aktywny tlenek glinu)

SUBSTANCJE - elektrolity

Przez elektrolity rozumiemy substancje, których cząsteczki pod wpływem polarnego

rozpuszczalnika (najczęściej wody) rozpadają się na elementy elektrycznie naładowane czyli

jony. Jony o ładunku dodatnim nazywamy kationami (dążą one bowiem pod wpływem pola

elektrycznego do elektrody ujemnej, zwanej katodą) a jony o ładunku ujemnym anionami

(dążą do dodatniej elektrody - anody). Ta zdolność dzielenia się cząsteczek elektrolitu na

jony, zwana dysocjacją elektrolityczną, bierze się z obecności w cząsteczce elektrolitu wiązań

jonowych. Dipole rozpuszczalnika wnikając między atomy połączone elektrostatycznym

wiązaniem jonowym (elektryczne bieguny dipolowej cząsteczki rozpuszczalnika bardzo to

ułatwiają) powodują jego rozerwanie i stabilizację powstałych jonów, poprzez solwatację

utrudniającą ponowne zbliżenie różnoimiennych jonów i ewentualne odtworzenie

niezdysocjowanej cząsteczki elektrolitu. Elektrolity, które w roztworze są całkowicie

docsity.com

zdysocjowane, nawet przy dużych stężeniach, nazywamy elektrolitami silnymi. Są to silne

kwasy (H2SO4, HCl, ...) i silne zasady (KOH, NaOH, ...) oraz sole powstałe przez

zobojętnienie silnych kwasów silnymi zasadami (KCl, NaCl, NaBr, ...). Jeżeli wiązanie

jonowe w cząsteczkach elektrolitu zawiera sporą domieszkę wiązania kowalencyjnego to

mamy do czynienia z elektrolitem słabym, tzn. takim, którego dysocjacja nie jest całkowita -

w roztworze występują obok siebie zarówno jony jak i cząsteczki niezdysocjowane

elektrolitu. Stosunek ilości cząsteczek elektrolitu, które uległy dysocjacji do wszystkich

cząsteczek, które zostały rozpuszczone nazywamy stopniem dysocjacji i oznaczamy

symbolem . Stopień dysocjacji zależy od stężenia elektrolitu, od temperatury roztworu, no i

oczywiście od samego elektrolitu. Podajemy go w postaci ułamka dziesiętnego lub jako

procent (np. 0,15 lub 15%). Bardziej charakterystycznym parametrem słabych elektrolitów

jest stała dysocjacji K, która jest stałą równowagi odwracalnej reakcji dysocjacji w danej

temperaturze.

Stała dysocjacji nie zależy od stężenia a jedynie (jako stała równowagi odwracalnej reakcji)

od temperatury. Stopień dysocjacji i stała dysocjacji połączone są ze sobą tzw. prawem

rozcieńczeń Ostwalda. Do elektrolitów słabych zaliczamy np. kwas octowy, kwas

siarkowodorowy, wodorotlenek amonu, ...). Z podziałem elektrolitów na mocne i słabe, jak z

każdym sztucznym podziałem zaproponowanym przez człowieka, bywają kłopoty, bowiem

trafiają się elektrolity, które "nie pasują" do żadnej grupy. Stąd czasem można spotkać także

określenie elektrolit średni. Dobrym przykładem jest tu kwas fosforowy(V), który, nie dość,

że nie jest tak "do końca" elektrolitem mocnym, to jeszcze dysocjuje w trzech etapach, każdy

o innej "sile" czyli innej stałej dysocjacji:.

Zwracam też uwagę, że w mianowniku ułamka przy obliczaniu stopnia dysocjacjimamy stężenie substancji

rozpuszczonej, a więc stężenie formalne, zaś w mianowniku stałej dysocjacji Kstężenie jedynie tych

cząsteczek, które nie uległy dysocjacji. Wspominam tu o tym, bo byłem świadkiem wielu błędów wynikłych z

tego, że w tym drugim przypadku też podstawiano stężenie substancji rozpuszczonej a nie cząsteczek

niezdysocjowanych..

docsity.com

Woda jako elektrolit

Woda jest elektrolitem bardzo słabym, jej stała dysocjacji jest rzędu 10 -16

. Jest też

elektrolitem, który można zaliczyć zarówno do kwasów (odłącza w czasie dysocjacji jon H + )

jak i do zasad (odłącza jon OH - , przyłącza proton dając jon hydroniowy H3O

+ ).

1 dm 3 wody to około 55,5 mola. Ponieważ dysocjacji ulega zaledwie około 10

-7 mola

cząsteczek wody (stopień dysocjacji =0,00001%), można w praktyce uznać, że stężenie

części niezdysocjowanej jest stałe i ze wzoru na stałą dysocjacji wyprowadzić nową stałą

zwana iloczynem jonowym wody.

Z iloczynu jonowego wody wyprowadzamy ważne wnioski: w roztworach wodnych iloczyn

stężeń jonów hydroniowych i wodorotlenowych jest wartością stałą (trochę zależną od

temperatury, ale w codziennej praktyce nie ma to wielkiego znaczenia). Jeżeli stężenie

jednego z nich wzrośnie np. po dodaniu kwasu, to stężenie drugiego odpowiednio musi

zmaleć (i zmaleje) tak, by wartość iloczynu tych dwu nowych stężeń nadal pozostała bez

zmiany. Znając zatem wartość stężenia jednego jonu możemy określić stężenie drugiego.

Warto w tym miejscu przypomnieć, że roztwór obojętny to taki, w którym stężenie jonów

hydroniowych jest równe stężeniu jonów wodorotlenowych. Ponieważ w warunkach

standardowych odpowiada to wartości pH=7 przyjęło się zastępczo uważać za obojętny

roztwór o takim właśnie pH. Należy jednak zawsze pamiętać, że w innych warunkach (inna

temperatura bądź rozpuszczalnik - tzw. środowiska bezwodne) stan obojętności może

wykazywać inne pH!

Hydroliza

W wyniku rozpuszczenia soli w wodzie i jej dysocjacji w roztworze znajdują się jony A - , K

+

(z dysocjacji soli) oraz H + i OH

- (z dysocjacji wody). Jeżeli anion reszty kwasowej A

-

pochodzi od słabego kwasu lub kation K + od słabej zasady, to zgodnie ze stałą dysocjacji tego

kwasu lub zasady (lub obu jednocześnie) musi być spełniony warunek:

docsity.com

oraz drugi warunek, wynikający z iloczynu jonowego wody:

oraz trzeci, że sumy ładunków jonów dodatnich i oraz ujemnych ujemnych muszą być sobie

równe.

Ponieważ anion reszty kwasowej jest w ujęciu Brønsteda zasadą (może przyłączyć proton) a

woda ma charakter amfoteryczny (może zachowywać się jak kwas wobec silniejszych od

siebie zasad, lub jako zasada wobec silniejszych od siebie kwasów) w roztworze nastąpi

reakcja:

Stała równowagi tej reakcji wynosi:

zakładając (tak jak przy wyznaczaniu iloczynu jonowego wody) praktyczną niezmienność

stężenia wody otrzymujemy:

Po uwzględnieniu wszystkich wyżej podanych warunków i po odpowiednim ich podstawieniu

do wzoru otrzymujemy wzór na stałą hydrolizy dla soli zawierającej anion słabego kwasu:

W analogiczny sposób dla soli zawierającej kation słabej zasady otrzymamy:

docsity.com

a dla soli zawierającej anion słabego kwasu i kation słabej zasady:

Z analizy powyższych wzorów wynika, że stała hydrolizy może osiągnąć wartość zero tylko

w przypadku gdy stałe dysocjacji kwasu lub zasady są bardzo duże (teoretycznie

nieskończenie wielkie) - czyli dla silnych elektrolitów. Oznacza to, że dla silnych elektrolitów

zjawisko hydrolizy nie występuje. W innych przypadkach stała hydrolizy jest różna od zera,

co oznacza jednocześnie, że w roztworze muszą istnieć niezdysocjowane cząsteczki słabego

kwasu (lub słabej zasady). Istnienie tych niezdysocjowanych cząsteczek świadczy o tym, że w

roztworze część jonów H + zostało związanych w niezdysocjowany kwas, co powoduje, że w

roztworze tym występuje nadmiar jonów OH - (wniosek z iloczynu jonowego wody), zatem

roztwór ma odczyn zasadowy. Analogicznie w przypadku hydrolizy kationu słabej zasady

roztwór wykaże odczyn kwaśny.

W przypadku, gdy hydrolizie ulega sól słabego kwasu i słabej zasady odczyn roztworu jest

kwaśny, gdy wyższą wartość ma stała dysocjacji danego kwasu, a zasadowy gdy jest

odwrotnie. Może się także zdarzyć, a przykładem wartym zapamiętania jest octan amonu

CH3COONH4, że stałe dysocjacji zarówno kwasu jak i zasady są praktycznie równe i

wówczas roztwór mimo hydrolizy soli zachowuje odczyn praktycznie obojętny.

Stężenia elektrolitów - formalne i "rzeczywiste"

W wielu procesach fizykochemicznych, w których stężenie odgrywa pierwszoplanową role,

stwierdzano dość duże odstępstwa od wcześniej zauważonych reguł, wtedy gdy substancją

rozpuszczoną był elektrolit. Niekiedy te odstępstwa spowodowane są istnieniem silnego

ładunku jonów, częściej jednak chodzi po prostu o inne pojęcie stężenia.

Znane nam określenia stężeń odnoszą się bądź do masy, bądź do ilości cząsteczek

(przeliczonych na mole) w danej objętości roztworu. Przebieg większości procesów

fizykochemicznych zależy jednak nie od formalnej ilości (masa, ilość moli itp.) substancji

rozpuszczonej, ale od rzeczywiście istniejących w danych warunkach, w roztworze

samodzielnych, niezależnie poruszających się tworów. Jeżeli rozpuścimy w 1 dm 3 roztworu

0,1 mol kwasu benzoesowego, to w roztworze znajdzie się nie jedna dziesiąta liczby

Avogadro cząsteczek rozpuszczonych, tylko dwa razy mniej dwucząsteczkowych agregatów,

docsity.com

powstałych z połączenia dwóch cząsteczek kwasu wiązaniami wodorowymi. Roztwór w

wielu przypadkach będzie się zachowywał tak, jakby jego stężenie było 0,05M. Jeżeli

analogicznie rozpuścimy sól kuchenną (chlorek sodu NaCl), to ze względu na dysocjację

roztwór będzie się zachowywał jak roztwór o stężeniu 0,2M. Jeśli substancją rozpuszczoną

będzie np. chlorek wapnia CaCl2, to z tych samych powodów roztwór będzie w swoim

zachowaniu trzykrotnie bardziej stężony niżby to wynikało z formalizmu obliczeń stężenia.

Zatem przy badaniu czy wykorzystywaniu niektórych procesów fizykochemicznych musimy

brać pod uwagę nie formalne stężenie ale rzeczywiste warunki panujące w roztworze. Do

takich zjawisk w pierwszym rzędzie należy ciśnienie osmotyczne, podział substancji między

nie mieszające się ciecze (prawo podziału) oraz zmiana temperatury krzepnięcia bądź wrzenia

roztworów (prawo Raoulta). Dwa pierwsze mają bardzo duże znaczenie w procesach

życiowych.

Na tym przykładzie raz jeszcze dobitnie widać, jak ważne jest zrozumienie zagadnienia a nie

tylko tępe wyuczenie się regułek i definicji (nawet w tak prostym przypadku jak określanie

stężenia!).

SUBSTANCJE – koloidy

Przez roztwór koloidalny rozumiemy taki układ dyspersyjny, w którym wielkość

zdyspergowanych cząstek mieści się w granicach od 1 nm do 1m. Jak w przypadku

wszelkich podziałów, i ten podział nie ma ostrych granic a podane wartości określają tylko z

grubsza rząd wielkości zdyspergowanych cząstek. Roztwory koloidalne mogą być zarówno

roztworami rzeczywistymi, tzn. ich cząstki są jednocześnie cząsteczkami w rozumieniu

chemicznym (dyspersja molekularna związków wielkocząsteczkowych, np. białek lub

polimerów) lub częściej są zawiesinami cząstek zwanych micelami, będących agregatami

cząsteczek bądź jonów. Ze względu na wielkość zdyspergowanych cząstek roztwory

wykazują zjawisko Tyndalla. Zjawisko to polega na powstawania smugi światła w roztworze

koloidalnym (lub innym zolu o dyspersji koloidalnej, np. w mgle) w przypadku obserwacji z

kierunku prostopadłego do kierunku przebiegu promienia. Szczególnie wyraźnie zjawisko to

można obserwować, gdy za naczyniem umieścimy ciemne tło. Przy obserwacji na wprost

roztwór koloidalny sprawia wrażenie zupełnej przezroczystości.

docsity.com

Jeżeli cząstki fazy rozproszonej są większe od 1 mikrometra mówimy o zawiesinach, takie

cząstki są widoczne pod mikroskopem a czasem nawet gołym okiem. Możemy zatem również

uznać, że roztworami są układy dyspersyjne nie dające zjawiska Tyndalla, koloidy nie dają się

obserwować pod mikroskopem ale występuje w nich zjawisko rozproszenia światła na

cząstkach (efekt Tyndalla) a zawiesiny charakteryzuje wielkość cząstek fazy rozproszonej

dająca się obserwować pod mikroskopem. Do dyspersji koloidalnych zaliczamy też mgły

(ciecz rozproszona w gazie) i dymy (ciało stałe rozproszone w gazie). Także emulsje tzw.

submikronowe (o średnicy kulek fazy rozproszonej poniżej 1 mikrometra) należy zaliczyć do

układów koloidalnych. Wielkość cząstek koloidalnych powoduje, że nie można ich odsączyć

od fazy ciągłej przepuszczając przez zwykłą bibułę do sączenia. Do tego celu należy używać

ultra sączków o szczególnie małych otworach, co z kolei wymaga najczęściej sączenia pod

ciśnieniem.

Budowa miceli

Roztwory koloidalne można otrzymywać bądź przez dyspersje większych cząstek (zawiesin)

bądź, co znacznie częstsze, przez kondensację, agregacje mniejszych cząsteczek.

Odpowiednie rozdrobnienie trzymuje się przez mielenie w tzw. młynach koloidalnych lub

przez działanie ultradźwięków. Agregacyjny sposób otrzymywania roztworów koloidalnych

polega na przeprowadzeniu odpowiedniej reakcji chemicznej w roztworze, powodującej

powstanie nierozpuszczalnych cząsteczek, w danych warunkach łatwo tworzących cząstki

koloidalne. Na przykład wytrącając z roztworu soli żelaza (III) wodorotlenek Fe(OH)3 przez

zalkalizowanie środowiska często otrzymujemy roztwór koloidalny wodorotlenku żelaza.

Ze względu na swe właściwości chemiczne i fizyczne (adsorpcja i chemisorpcja) na

powierzchni cząstek koloidalnych gromadzą się inne składniki fazy ciągłej - często są to jony

- tworząc ochronną warstewkę zapobiegającą dalszej agregacji i stabilizującą układ

docsity.com

komentarze (0)
Brak komentarzy
Bądź autorem pierwszego komentarza!
To jest jedynie podgląd.
Zobacz i pobierz cały dokument.
Docsity is not optimized for the browser you're using. In order to have a better experience we suggest you to use Internet Explorer 9+, Chrome, Firefox or Safari! Download Google Chrome