RÓWNOWAGAW ROZTWORACH ELEKTROLITÓW WODNYCH I NIEWODNYCH.pdf

(150 KB) Pobierz
VII. RÓWNOWAGA W ROZTWORACH
RÓWNOWAGI W ROZTWORACH ELEKTROLITÓW
WODNYCH I NIEWODNYCH
Opracowanie: dr Jadwiga Zawada, dr inż. K. Moskwa
CZĘŚĆ TEORETYCZNA
1. Dysocjacja elektrolityczna
Substancje, które podczas rozpuszczania w wodzie (lub innych rozpuszczalnikach) rozpadają się na
jony nazywamy elektrolitami. Substancje te mają zdolność przewodzenia prądu elektrycznego.
Proces rozpadu substancji na jony (pod wpływem rozpuszczalnika) nosi nazwę dysocjacji elektrolitycznej.
Elektrolitami są substancje o budowie jonowej (np. sole), a także liczne substancje o wiązaniach
kowalencyjnych, które tworzą jony dopiero wskutek oddziaływania ich cząstek z rozpuszczalnikiem (np. HCl,
H 2 S, HCN). Proces dysocjacji będzie zależał od rodzaju wiązań w cząsteczce rozpuszczonej jak i od rodzaju
rozpuszczalnika. Woda, ze wględu na dipolowy charakter cząsteczki jest dobrym rozpuszczalnikiem dla
substancji posiadających wiązanie jonowe lub atomowe spolaryzowane. Wodne roztwory kwasów, zasad i
soli nieorganicznych są elektrolitami.
W rozpuszczalnikach organicznych niewodnych nie zachodzi proces rozpadu na jony, a związki
nieorganiczne w nich rozpuszczone występują w formie cząsteczkowej.
W częssci teoretycznej niniejsszego ćwiczenia omówione zostały głównie zjawiska zachodzące w
roztworach wodnych. W częsci eksperymentalnej zostaną wykazane na odpowiednich przykładach różnice w
zachowaniu się tych samych substancji w roztworach wodnych i niewodnych.
1.1. Stopień dysocjacji
Ogólnie dysocjacja substancji AB lub A n B m roztworze zachodzi według schematu:
AB ® A + + B - lub A n B m ® A m+ + mB n
na przykład: HNO 3 ® H + + NO 3 -
Ca(OH) 2 ® Ca 2+ + 2OH -
Al 2 (SO 4 ) 3 ® 2Al 3+ + 3SO 4 2-
Stosunek liczby cząsteczek (moli) rozpadających się na jony do ogólnej liczby cząsteczek (moli)
rozpuszczonych nosi nazwę stopnia dysocjacji elektrolitycznej a .
a
=
zd
n
(2)
a - stopień dysocjacji
n zd - liczba cząsteczek (moli) rozpadających się na jony
n o - ogólna liczba cząsteczek (moli) rozpuszczonych.
o
Stopień dysocjacji może przyjmować wartości 0 < a < 1. W zależności od stopnia dysocjacji elektrolity
dzielimy na mocne, średniej mocy i słabe. Im więcej cząsteczek ulega rozpadowi na jony, tym mocniejszy jest
elektrolit. Stopień dysocjacji elektrolitów wzrasta wraz z rozcieńczeniem roztworu.
Mocne elektrolity to:
- prawie wszystkie sole nieorganiczne
- część kwasów nieorganicznych (np. HCl, HNO 3 , H 2 SO 4 , HBr, HI)
- wodorotlenki litowców i berylowców z wyjątkiem Be(OH) 2 i Mg(OH) 2
Słabe elektrolity to:
- część kwasów nieorganicznych (H 2 S, HCN, H 2 CO 3 )
- część wodorotlenków nieorganicznych (NH 4 OH, większość wodorotlenków metali dwu- i trójwartościowych)
- kwasy i zasady organiczne
Średniej mocy elektrolity to np. H 3 PO 4 , H 2 SO 3 , H 3 AsO 4 .
1.2. Stała dysocjacji
W słabych elektrolitach cząsteczki niezdysocjowane znajdują się w stanie równowagi z produktami
dysocjacji (jonami). Reakcję dysocjacji dla słabego elektrolitu można zapisać jako reakcję odwracalną stosując
równania ( 1 ).
Na przykład:
CH 3 COOH ® CH 3 COO - + H +
Mg(OH) 2 ® Mg 2+ + 2OH -
1
n
114677524.012.png 114677524.013.png 114677524.014.png
W stanie równowagi, tzn.gdy szybkości reakcji w obu kierunkach są jednakowe, możemy określić
stałą równowagi reakcji zgodnie z równaniami:
[A
+
]
[B
-
]
[A
+m
]
n
[
+n
]
m
K
=
K
=
( 3 )
AB
[
AB]
A
n
m
[A
B
]
n
m
Na przykład:
[CH
COO
-
]
[H
+
]
[Mg
2
+
]
[OH
-
]
2
K
=
3
K
=
CH
COOH
Mg(OH)
3
[
CH
COOH]
2
[
Mg(OH)
]
3
2
Nawiasy kwadratowe oznaczają stężenie wyrażone w mol/dm 3 .
Stałą K równowagi reakcji dysocjacji nazywamy stałą dysocjacji.
Stała dysocjacji jest to stosunek iloczynu stężeń jonów do stężenia cząsteczek nie zdysocjowanych.
Stałą dysocjacji wyznacza się tylko dla słabych lub średniej mocy elektrolitów. Dla elektrolitów mocnych stężenie
[AB] lub [AnBm] jest bliskie zeru. Stałych dysocjacji dla mocnych elektrolitów na ogół nie definiuje się, gdyż
wartości ich są bardzo duże i zwykle wyraźnie zmieniają się ze stężeniem.
Kwasy wieloprotonowe, zawierające w swojej cząsteczce kilka atomów wodoru, dysocjują stopniowo.
Dla każdego etapu dysocjacji możemy wyznaczyć stałą równowagi reakcji. Wartość stałej dysocjacji pierwszego
stadium jest zawsze większa od kolejnych stadiów stałych dysocjacji, np:
K 1 = 7,51 . 10 -3
H 2 PO 4 - ® H + + HPO 4 2- K 2 = 6,23 . 10 -8
HPO 4 2-
® H + + PO 4 3-
K 3 = 2,2 . 10 -13
Również wodorotlenki posiadające kilka grup wodorotlenkowych dysocjują stopniowo. Dla każdego
etapu dysocjacji ustala się odpowiednia równowaga reakcji, którą można określić za pomocą stałej dysocjacji.
Stała dysocjacji, w odróżnieniu od stopnia dysocjacji, nie zależy od stężenia elektrolitu, lecz wyłącznie
od temperatury - ze wzrostem temperatury wartość stałej dysocjacji wzrasta.
1.3. Prawo rozcieńczeń Ostwalda
Zależność pomiędzy stopniem dysocjacji a stałą dysocjacji dla słabych elektrolitów określa prawo
rozcieńczeń Ostwalda wyrażone wzorem:
a
2
C
a - stopień dysocjacji
K - stała dysocjacji
C m - stężenie molowe elektrolitu
K
=
m
(4)
1
-
a
Dla bardzo słabych elektrolitów stopień dysocjacji a jest tak mały, że 1- a
» 1. Wówczas prawo
rozcień czeń Ostwalda można prze dstawić wzorem przybliżonym:
K = a
2 C (5) lub po przekształceniu: C
a
=
K
(6)
Ze wzoru tego wynika, że stopień dysocjacji słabego elektrolitu jest odwrotnie proporcjonalny do
pierwiastka kwadratowego z jego stężenia. W miarę rozcieńczania dowolnego słabego elektrolitu wzrasta
jego stopień dysocjacji.
2. Iloczyn jonowy wody, pH roztworów wodnych
Czysta woda jest bardzo słabym elektrolitem, którego część cząsteczek ulega rozpadowi na jony wg
równania:
2H 2 O ® H 3 O+ + OH-
W uproszczony sposób dysocjację elektrolityczną wody można zapisać:
H 2 O ® H + + OH -
W stanie równowagi, zgodnie z równaniem 4. Stała dysocjacji wody określona jest wzorem:
[H
+
]
[OH
-
]
K
=
H
O
[
O]
2
Stężenie cząsteczek nie zdysocjowanych jest stałe i wynosi [ H 2 O ] = 55,55 mol/dm 3
2
H 3 PO 4 ® H + + H 2 PO 4 -
114677524.015.png 114677524.001.png 114677524.002.png 114677524.003.png 114677524.004.png 114677524.005.png 114677524.006.png
 
Stała dysocjacji wody w temperaturze 25 o C wynosi 1,8 × 10-16
A więc:
K · [H 2 O] = [H + ] [OH - ] = 1,8 × 10 -16 · 55,55 = 10 -14
Iloczyn K·[H 2 O] oznaczamy jako L i nazywamy iloczynem jonowym wody.
L = [H + ] · [OH - ] = 10 -14 (7)
W czystej wodzie stężenia jonów wodorowych i wodorotlenkowych są sobie równe: [H + ] = [OH - ] = 10 -7
Jeśli w roztworze : [H+] = 10 -7 to roztwór jest obojętny
[H+] > 10 -7 to roztwór jest kwaśny
[H+] < 10 -7 to roztwór jest zasadowy.
W celu wyrażenia kwasowości lub zasadowości roztworu (czyli tzw. odczynu roztworu) używa się
pojęcia pH (tzw. współczynnik Sorensena), który został zdefiniowany jako ujemny logarytm ze stężenia
molowego jonów wodorowych.
pH = -log [H + ] (8)
Zatem, gdy pH = 7 roztwór jest obojętny
pH < 7 roztwór jest kwaśny
pH > 7 roztwór jest zasadowy
Znając kwasowość lub zasadowość roztworu określoną stężeniem jonów wodorowych bądź
wodorotlenkowych łatwo obliczyć pH roztworu. Niewielkie zmiany pH wpływają na przebieg wielu procesów
chemicznych, zarówno biologicznych jak i przemysłowych.
Pomiary pH można wykonać przy pomocy wskaźników lub papierków wskaźnikowych, a dokładnie przy
pomocy pH - metru. Wskaźniki są to słabo zdysocjowane kwasy lub zasady organiczne, które zmieniają swoją
barwę w zależności od pH roztworu. Zmiana zabarwienia jest wynikiem zmiany stopnia dysocjacji własnej
wskaźnika. Każdy wskaźnik ma charakterystyczny dla siebie zakres pH, w którym następuje stopniowa zmiana
barwy. Zakres ten często nazywamy zakresem czułości danego wskaźnika.
2.1. Przykłady obliczeń pH
Przykład 1.
Obliczyć pH 0,001 m roztworu HCl, przyjmując, że jest on całkowicie zdysocjowany na jony ( a = 1).
Rozwiązanie: Rzeczywiste stężenie jakiegokolwiek z jonów elektrolitu wynosi:
C = C · a ·n ( 9 )
C - stężenia molowe elektrolitu
a - stopień dysocjacji
n - liczba jonów danego rodzaju, która powstaje z 1 cząsteczki elektrolitu
HCl ® H + + Cl -
zatem [H + ] = 0,001· 1· 1 = 10 -3 mol/dm 3
czyli pH = -log 10 -3 = 3
Odpowiedź: pH roztworu wynosi 3.
Przykład 2.
Obliczyć pH 0,001 m roztworu Mg(OH) 2 , przyjmując, że jest on zdysocjowany w 50% ( a = 0,5).
Rozwiązanie:
Mg(OH) 2 ® Mg +2 + 2OH -
Stężenie jonów wodorotlenowych [OH - ] = 0,001· 0,5· 2 = 10 -3
Korzystając ze wzoru (7) na iloczyn jonowy wody obliczamy stężenie jonów wodorowych [H + ]
+
10
-14
10
-14
11
[H
]
=
=
=
10
-
-
3
[OH
]
10
stąd pH = -log 10 -11 = 11
Odpowiedź: pH roztworu roztworu wodorotlenku magnezu wynosi 11.
3
-
114677524.007.png 114677524.008.png 114677524.009.png
3. Reakcje jonowe
Elektrolity, jak już wcześniej wspomniano, w roztworach wodnych występują w postaci jonów. Jony w
roztworze wodnym bardzo łatwo ze sobą reagują, przy czym szybkość reakcji, w porównaniu z szybkością
reakcji między nieelektrolitami jest duża. Reakcje jonowe przebiegają niemal natychmiast. Jeżeli kwasy, zasady i
sole reagują ze sobą, to reakcja zachodzi pomiędzy jonami a nie cząsteczkami.
Reakcje między jonami zachodzą wówczas, gdy w wyniku reakcji powstanie:
- substancja trudno rozpuszczalna
- substancja słabo zdysocjowana
Rozpatrzmy pierwszy przypadek, tj. powstawania trudno rozpuszczalnej substancji, na przykład AgCl.
Charakterystyczne jest, że bez względu na rodzaj soli, kation daje z właściwym anionem ten sam produkt
reakcji:
AgNO 3 + NaCl = AgCl ¯ + NaNO 3
Ag 2 SO 4 + 2KCl = 2AgCl ¯ + K 2 SO 4
lub jonowo:
Ag + + NO 3 - + Na + + Cl - = AgCl ¯ + Na + + NO 3 -
2Ag + + SO 4 2- + 2K + + 2Cl - = 2AgCl ¯ + 2K + + SO 4 2-
Skreślając po obu stronach równania jony, które nie biorą udziału w reakcji, powyższe reakcje można zapisać w
formie skondensowanej:
Ag + + Cl - = AgCl ¯
Przykładem drugiego typu reakcji jest powstawanie słabo zdysocjowanej substancji, na przykład:
CH 3 COONa + HCl = CH 3 COOH + NaCl
lub jonowo:
CH 3 COO - + Na + + H + + Cl - = CH 3 COOH + Na + + Cl -
Jak widać z powyższych reakcji, jony Na + i Cl- nie biorą udziału w reakcji, a więc równanie tej reakcji można
zapisać w skróconej formie:
CH 3 COO - + H + = CH 3 COOH
Pisząc reakcje jonowe, wzory mocnych elektrolitów przedstawiamy w formie jonowej, natomiast wzory
substancji trudno rozpuszczalnych i słabo zdysocjowanych w postaci cząsteczkowej. Jony, które nie wchodzą w
reakcję pomijamy.
4. Hydroliza soli
Hydroliza jest to reakcja jonów soli z wodą.
Po dodaniu niewielkiej ilości soli do wody otrzymamy roztwór, który zależnie od rodzaju rozpuszczonej
soli może mieć odczyn obojętny, kwaśny lub zasadowy. Przyczyną tego zjawiska są reakcje jonów soli z wodą,
czyli hydroliza.
Hydroliza jest reakcją odwrotną do reakcji zobojętniania:
zobojętnienie
kwas + zasada ÜÞ sól + woda
hydroliza
Hydrolizie ulegają tylko sole, których jony mają zdolność przyjmowania lub oddawania protonów w
środowisku wodnym. Do soli tego typu należą z reguły:
- sole słabych kwasów i mocnych zasad,
- sole mocnych kwasów i słabych zasad
- sole słabych kwasów i słabych zasad.
Sole mocnych kwasów i mocnych zasad nie hydrolizują, ich jony w środowisku wodnym nie przyjmują i nie
oddają protonów.
4.1. Hydroliza soli słabych kwasów i mocnych zasad
Tego rodzaju sole hydrolizują w roztworach wodnych powodując odczyn zasadowy. Na przykład cyjanek
potasu KCN jest solą pochodzącą od bardzo słabego kwasu cyjanowodorowego HCN i mocnej zasady
potasowej KOH. Po rozpuszczeniu tej soli w wodzie zachodzi reakcja :
K + + CN - + H 2 O ® HCN + K + + OH -
lub: CN - + H 2 O ® HCN + OH -
W wyniku łączenia się jonów soli z wodą tworzy się słaby kwas HCN (w małym stopniu zdysocjowany) i
mocna zasada KOH (całkowicie zdysocjowana na jony). Znajdujące się w roztworze jony OH - nadają roztworowi
odczyn zasadowy. (pH > 7).
4
114677524.010.png
4.2. Hydroliza soli słabych zasad i mocnych kwasów
W wyniku hydrolizy tego typu soli odczyn roztworu staje się kwaśny (pH < 7). Jako przykład podano się
hydrolizę chlorku amonu NH 4 Cl.
NH 4 + + Cl - + H 2 O ® NH 4 OH + H + + Cl -
lub:
NH 4 + + H 2 O ® NH 4 OH + H +
Tworzący się w wyniku hydrolizy wodorotlenek amonu jest słabą zasadą, a więc słabo zdysocjowaną na
jony. Natomiast HCl jest silnie zdysocjowanym na jony kwasem i znajdujące się w roztworze jony H + nadają mu
odczyn kwaśny.
4.3. Hydroliza soli słabych kwasów i słabych zasad
Sole słabych kwasów i słabych zasad w roztworze wodnym ulegają hydrolizie, a odczyn wodnych
roztworów tych soli będzie słabo kwaśny lu słabo zasadowy zależnie od tego, który z utworzonych elektrolitów,
kwas czy zasada, jest mocniejszy (w większym stopniu zdysocjowany). Jako przykład omówiona zastanie
reakcja hydrolizy węglanu amonu.
2NH 4 + + CO 3 2- + H 2 O ® 2NH 4 OH + H 2 CO 3
Małe wartości stałych dysocjacji tworzącego się wodorotlenku amonu i kwasu węglowego powodują powstanie
znacznej ilości obu tych związków w roztworze ( są one w małym stopniu zdysocjowane na jony).
[NH
+
]
[OH
-
]
K
=
4
=
1,79
10
-
5
NH
OH
4
[
NH
OH]
4
[H
+
]
[HCO
-
]
K
=
3
=
4,47
10
7
H
CO
3
[
CO
]
2
3
Wartość stałej dysocjacji wodorotlenku amonu jest większa od stałej dysocjacji kwasu węglowego, a
więc reakcja hydrolizy węglanu amonu ma charakter słabo alkaliczny.
4.4. Sole mocnych kwasów i mocnych zasad
Sole tej grupy nie ulegają hydrolizie, a ich roztwory wykazują odczyn obojętny (pH = 7). Spróbujmy wg
poprzednich reguł podać równanie reakcji chlorku sodu z wodą:
Na + + Cl - + H 2 O ® Na + + Cl - + H 2 O
Po prawej i po lewej stronie równania mamy takie same reagenty, stąd wniosek, że sole mocnych
kwasów i mocnych zasad nie hydrolizują.
Literatura:
1. Praca zbiorowa pod redakcją K. Moskwy : „Ćwiczenia laboratoryjne z chemii z elementami teorii i
obliczeń dla mechaników„ skrypt AHG , str. 100 – 111, Kraków 2000 r.
5
-
114677524.011.png

Plik z chomika:

Inne pliki z tego folderu:

Inne foldery tego chomika:

Zgłoś jeśli naruszono regulamin