Reakcje w roztworach wodnych elektrolitów. Dysocjacja elektrolityczna, hydroliza oraz pH roztworów, Skrypty z Chimica

Pobierz Reakcje w roztworach wodnych elektrolitów. Dysocjacja elektrolityczna, hydroliza oraz pH roztworów i więcej Skrypty w PDF z Chimica tylko na Docsity!

Materiały dodatkowe do zajęć z chemii dla studentów

Reakcje w roztworach wodnych elektrolitów - dysocjacja

elektrolityczna, hydroliza oraz pH roztworów

Opracowała dr Anna Wisła-Świder

Reakcje w roztworach wodnych elektrolitów - dysocjacja elektrolityczna oraz hydroliza

Dysocjacja elektrolityczna - rozpad substancji, pod wpływem rozpuszczalnika którym

najczęściej jest woda, na swobodnie poruszające się jony.

Twórcą teorii dysocjacji elektrolitycznej jest Svante Arhennius, który wskazał, że w wyniku dysocjacji elektrolitycznej powstają swobodnie poruszające się jony, które powodują, że taki roztwór przewodzi prąd elektryczny.

Elektrolity - substancje, których roztwory wodne przewodzą prąd elektryczny. Przewodnictwo ich roztworów polega na przenoszeniu ładunków przez poruszające się jony, są to tak zwane elektrolity drugiego rodzaju w odróżnieniu od elektrolitów pierwszego rodzaju czyli metalicznych.

Proces dysocjacji elektrolitycznej można opisywać jakościowo, za pomocą równań reakcji oraz ilościowo za pomocą stopnia dysocjacji α oraz stałej dysocjacji K.

Te dwie wielkości wiąże tzw. prawo rozcieńczeń Oswalda, zgodnie z którym

c

K

 

Z tym wiąże się również zagadnienie iloczynu jonowego wody oraz skali pH.

Kwasy - substancje, które w roztworze wodnym dysocjują z utworzeniem jonów wodorowych. O roztworze, w którym takie jony występują mówimy, że ma charakter, lub inaczej, odczyn kwaśny

W cząsteczkach kwasów występują wiązania spolaryzowane, które w wyniku oddziaływania z cząsteczkami wody (hydratacji) ulegają polaryzacji i ostatecznie następuje proces dysocjacji. Zatem proces dysocjacji kwasów należy zapisać stopniowo uwzględniając kolejno „oderwanie” pojedynczych jonów wodorowych.

Dla kwasów jednoprotonowych, czyli takich, które zawierają w cząsteczce jeden atom wodoru, sprawa jest prosta: HCl → H+^ + Cl- HNO 2 ⇆ H+^ + NO 2 - Kwasy wieloprotonowe dysocjują etapowo i tak kwas węglowy ulega dysocjacji dwustopniowej, gdyż zawiera w cząsteczce dwa atomy wodoru (jest więc dwuprotonowy): H 2 CO 3 ⇆ H+^ + HCO 3 -^ jon wodorowęglanowy

HCO 3 -^ ⇆ H+^ + CO 3 2-^ jon węglanowy

Kwas ortofosforowy(V) jest trójprotonowy a więc jego dysocjację zapisujemy w trzech etapach: H 3 PO 4 ⇆ H+^ + H 2 PO 4 -^ jon diwodoroortofosforanowy(V)

H 2 PO 4 -^ ⇆ H+^ + HPO 4 2-^ jon wodoroortofosforanowy(V)

HPO 4 2-^ ⇆ H+^ + PO 4 3-^ jon ortofosforanowy(V)

W roztworach tych połączeń występują wszystkie podane jony przy czym w miarę kolejnego

etapu ich ilość znacząco maleje.

Odpowiedni wzór stosuje się w zależności od tego, czy chcemy go wyrazić w formie ułamka

procentowego lub procentu cząsteczek zdysocjowanych.

W zależności od wartości stopnia dysocjacji elektrolity dzieli się na słabe, gdy stopień dysocjacji

zamyka się w przedziale do 5% (lub 0,05) oraz mocne, gdy wartość ta zostaje przekroczona.

Czasami wyróżnia się również grupę elektrolitów średniej mocy, dla których stopień dysocjacji

zamyka się w granicach od 5 do 50%. Do grupy elektrolitów słabych należą najczęściej związki

organiczne.

Stopień dysocjacji danego związku zależy od takich czynników zewnętrznych jak:

 temperatura – rośnie z temperaturą

 rodzaj rozpuszczalnika - jego polarność

 stężenie – wartość stopnia dysocjacji jest odwrotnie proporcjonalna do stężenia,

czyli, im większe stężenie tym mniejsza wartość stopnia dysocjacji.

Wartość stopnia dysocjacji nie umożliwia jednoznacznej charakterystyki danego związku, gdyż

zależy od wielu czynników zewnętrznych.

Natomiast stała dysocjacji, która nie zależy od stężenia jednoznacznie opisuje daną substancję.

Dysocjacja jest procesem odwracalnym i można do jej opisu zastosować prawo działania mas i w

ten sposób zdefiniować stałą dysocjacji. Dla ogólnego równania:

KA ⇆ K+^ + A-

Stała równowagi, zwana stałą dysocjacji ma postać:

[ ]

[ ][ ]

KA

K A

K

Stała dysocjacji (K) jest wprost proporcjonalna do iloczynu stężeń jonów powstałych w wyniku dysocjacji i odwrotnie proporcjonalna do stężenia cząsteczek, które nie uległy dysocjacji.

Z matematycznego punktu widzenia, tak zdefiniowana stała traci sens matematyczny [KA]=0 dla elektrolitów mocnych.

Im większa wartość stałej tym mocniejszy elektrolit (!)

Stałą i stopień dysocjacji wiąże tzw. prawo rozcieńczeń Oswalda.

AB ⇆ A+^ + B

[ ]

[ ][ ]

AB

A B

K

załóżmy, że stopień dysocjacji substancji AB równa się α zaś jego stężenie molowe c 0

W wyniku dysocjacji substancji AB powstają równe ilości jonów A+^ oraz B^ i można je wyrazić iloczynem

c 0 

Ilość cząsteczek, które nie uległy dysocjacji [AB] = ( 1 ) c 0 a wielkości te wstawione do wzoru na stałą

dysocjacji dają:

2 0 0

0 0 

 

 

c

K

c

c c

K

Jeżeli założymy, że AB jest słabym elektrolitem wówczas (1-α) zmierza do 1 a wzór przyjmuje postać

K= c 0 ·α^2

Zależność ta jest bardziej znana w postaci

c 0

K

  i zwana jest prawem rozcieńczeń Oswalda.

Wzór ten jest prawdziwy dla elektrolitów słabych zaś stopień dysocjacji nie może być wyrażony w procentach a jedynie jako ułamek procentowy (!).

Gdy stopień dysocjacji przekracza 5%, wówczas należy stosować wzór pełny:

2 0 



c

K

Iloczyn jonowy wody powiązany jest z procesem dysocjacji wody oraz wartością pH – wykładnika stężenia jonów wodorowych. Woda jest słabym elektrolitem jej stała dysocjacji wynosi K = 1,8•10-16^ i ma postać:

H 2 O ⇆ H+^ + OH-

[ ]

[ ][ ]

H 2 O

H OH

K

jak wynika z wartości stałej tylko dwie cząsteczki na 10^16 ulegają dysocjacji, zaś wyrażenie w mianowniku [H 2 O] oznacza stężenie molowe wody, które wynosi:

dm

mol

mol

g

g

cm  

(1000g to masa 1 dm^3 roztworu czyli wody, zaś w mianowniku podano wartość masy molowej wody - 18 g/mol). Stężenie molowe wody w wodzie wynosi 55,6 mol/dm^3.

W wyrażeniu na stałą dysocjacji wody widzimy, że wartość mianownika jest bardzo duża i praktycznie w trakcie dysocjacji nie zmienia się tak więc może być wprowadzona do wartości na stałą, wówczas:

[ H ^ ][ OH ] 55 , 6  1 , 8  10 ^16  10 ^14

[ H ^ ] [ OH ] 10 ^14 Iloczyn jonowy wody

Przykład 3

Słaby kwas HA o stężeniu 0,1 mol/dm^3 jest zdysocjowany w 1,32 %. Oblicz stałą dysocjacji tego

kwasu.

Rozwiązanie:

Jeżeli jest to słaby kwas, zatem można użyć wzoru uproszczonego:

K = α^2  c = (0,0132)^2  0,1 = 1,74 · 10 -

Stała dysocjacji kwasu wynosi 1,74 · 10 -5.

Przykład 4

Bardzo słaby kwas HA o stężeniu 0,05 mol/ dm^3 i stałej dysocjacji K=7·10-10^ ulega dysocjacji.

Oblicz stopień dysocjacji α.

Rozwiązanie:

Dla bardzo słabych elektrolitów stosujemy wzór uproszczony:

K = α^2  c czyli

c

K

^2 

Po podstawieniu danych mamy:

2 7 ^10 ^10

7  10 ^10

  = 1,18 10 -

A zatem stopień dysocjacji wynosi 1,18·10-4.

Przykład 5

Oblicz pH roztworu jeżeli w 10 litrach wody rozpuścimy 3,9 g metalicznego potasu

( MK = 39 g/mol ).

Rozwiązanie:

Zadanie sprowadza się do obliczenia stężenia molowego powstałej zasady:

39g 56 g

K + H 2 O → KOH

3,9 g 5 , 6 g

która jako mocny elektrolit dysocjuje całkowicie i wtedy:

KOH → K+^ + OH

cKOH  cOH 

pH=14 – pOH

Rozpuszczając 3,9 g potasu uzyskujemy 5,6 g KOH

56 g KOH  1 mol

5,6 g  n mol

n= 0,1 mola KOH

V= 10 dm^3

10 0 ,^013

dm

mol

V

n

c   

Stężenie molowe zasady wynosi 0,01 mol/dm^3 , a zatem stężenie jonów hydroksylowych też wynosi

0,01 mol/dm^3 czyli:

pOH =  log 10-2^ = 2

pH=14 - 2= 12

pH=

Hydroliza soli

Hydroliza - reakcja wody z substancjami chemicznymi, która prowadzi do ich rozkładu. Liczne przykłady tego typu przemian pochodzą z zakresu chemii organicznej przykładowo, hydroliza estrów, węglowodanów lub białek. Szczególne znaczenie ma proces hydrolizy soli, który może prowadzić do otrzymania roztworów o różnych wartościach pH.

Hydroliza soli to reakcja soli z wodą, która prowadzi do utworzenia produktu słabo zdysocjowanego. Hydroliza prowadzi do odtworzenia substratu słabo zdysocjowanego, dlatego sole dzieli się na cztery grupy, ze względu na moc kwasu i zasady z której dana sól powstała.

Mocne kwasy i zasady

Mocne kwasy to kwas siarkowy(VI), azotowy(V), chlorowy(V), chlorowy(VII) oraz kwasy beztlenowe fluorowców chlorowodorowy, bromowodorowy i jodowodorowy.

Mocne zasady tworzą wyłącznie litowce i berylowce (z wyjątkiem Be(OH) 2 oraz Mg(OH) 2 )

W zależności od mocy kwasu i zasady z jakich powstała sól rozróżniamy trzy rodzaje reakcji

hydrolizy:

a) hydroliza soli słabego kwasu i mocnej zasady - np. węglan sodu Na 2 CO 3

Przykładowe zadania - sprawdź się !!!

Zadanie 1

Zapisując równania reakcji hydrolizy podaj, które z wymienionych soli hydrolizują i jaki odczyn

będą miały ich wodne roztwory: (NH 4 ) 2 SO 4 , K 2 SO 4 , K 2 CO 3 , K 2 S, NaNO 3 , CuCl 2 , (NH 4 ) 2 CO 3

Zadanie 2

Na podstawie wartości stałych dysocjacji określ odczyn roztworów wodnych soli.: NH 4 NO 2 , NH 4 HCO 3 ,

CH 3 COONH 4. Zapisz równania reakcji hydrolizy.

210 [ ]

1 , 810 [ ]

4 , 510 [ ]

1 , 810 [ ]

3

4

3

5

3

7

3

2

3

2 3

5 3 2

dm

mol

K

dm

mol

K

dm

mol

K

dm

mol

K

HNO

CHCOOH

HCO

NHHO











Zadanie 3

Oblicz stężenie jonów wodorowych w roztworze słabego kwasu jednoprotonowego

o stężeniu 0,15 mol/dm^3 , jeśli stopień dysocjacji wynosi 4,5%.

Zadanie 4

Oblicz stężenie jonów wodorotlenkowych w roztworze słabej jednowodorotlenkowej zasady o stężeniu

0,25 mol/dm^3 , jeśli stopień dysocjacji wynosi 12%.

Zadanie 5

Oblicz stopień dysocjacji kwasu chlorowego(III) w roztworze o stężeniu 2,5 mol/dm^3.

Stała dysocjacji wynosi 5,0∙10-3.

Zadanie 6

Oblicz stopień dysocjacji kwasu azotowego(III) w roztworze o pOH = 12, jeśli stężenie kwasu wynosi 0,

mol/dm^3.

Zadanie 7

Oblicz stężenie roztworu kwasu jodowego(VII), jeżeli pH tego roztworu wynosi 1 a stała dysocjacji

K = 2,3∙10-

Zadanie 8

Do 100 cm^3 roztworu kwasu azotowego(V) o stężeniu 0,1 mol/dm^3 dodano 200 cm^3 wody. Oblicz pH

roztworu kwasu azotowego(V) po rozcieńczeniu roztworu.

Zadanie 9

Do 100 cm^3 roztworu wodorotlenku sodu o stężeniu 0,1 mol/dm^3 dodano 200 cm^3 roztworu tej zasady o

pH=11. Oblicz pH powstałego roztworu zasady.

Zadanie 10

Zapisz równania reakcji w formie cząsteczkowej i jonowej i nazwij produkty.

a) kwas azotowy(V) + metakrzemian potasu →

b) kwas siarkowy(VI) + wodorotlenek magnezu →

c) azotan(III) sodu + kwas solny →

d) wodorotlenek cynku + kwas bromowodorowy →

e) octan glinu + kwas chlorowy(VII) →

f) siarczek amonu + azotan(V) miedzi(II) →

g) siarczan(VI) żelaza(II) + wodorotlenek litu →

g) węglan potasu + bromek żelaza(III) →