czesc zagadnaien kolo I.doc

4.

Elektrolit - to termin który posiada dwa nieco różne znaczenia:

Elektrolitem nazywa się substancję, która stopiona lub rozpuszczona w rozpuszczalniku, rozpada się na swobodne jony (dysocjuje), na skutek czego może ona przewodzić prąd elektryczny.

Elektrolitem - z technicznego punktu widzenia - nazywa się też każde medium, zdolne do jonowego przewodzenia prądu elektrycznego - czyli innymi słowami, zdolne do przekazywania jonowo ładunku między elektrodami.
 

Elektrolity w pierwszym znaczeniu są zawsze również elektrolitami w drugim znaczeniu, natomiast elektrolity w drugim znaczeniu nie zawsze są nimi w pierwszym.
Elektrolity w drugim znaczeniu dzieli się często na ciekłe (płynne) i suche (stałe).
Przykładami elektrolitów w pierwszym znaczeniu są np. wodne roztwory soli, kwasów i zasad, oraz stopy tych związków. Elektrolity te dzieli się na mocne i słabe, w zależności od ich stopnia dysocjacji:

elektrolity mocne, całkowicie zdysocjowane na jony: wodorotlenki litowców i berylowców; wyłączając wodorotlenek berylu oraz magnezu, kwasy, np. HCl, HI, Hbr, H2SO4, HNO3, HClO4, oraz większość nieorganicznych soli rozpuszczalnych w wodzie (do wyjątków należą np. sole rtęci - Hg(CN)2, Hg2Cl2 - w których wiązanie metalu z anionem" jest w dużym stopniu kowalencyjne) - takie sole tworzą kryształy jonowe.

elektrolity słabe: tylko częściowo zdysocjowane na jony - H2S, H2SO3, HNO2, CH3COOH.

elektrolity binarne - dysocjują na kationy i aniony w takiej samej ilości

Przykładami elektrolitów w drugim znaczeniu, które nie są elektrolitami w pierwszym znaczeniu są np.:

porowate gąbki lub materiały ceramiczne nasączone roztworami soli, kwasów i zasad.

usieciowane polimery posiadające kanały jonowe, czyli puste obszary, przez które mogą wędrować swobodne jony.

substancje krystaliczne, w których istnieją kanały jonowe, lub które są zdolne do absorbowania i uwalniania jonów okludowanych w sieci krystalicznej.

Nieelektrolity – substancje, których roztwory wodne nie przewodzą prądu elektrycznego. Są to niektóre tlenki, alkohole, węglowodany.

7.

Prawo rozcieńczeń Ostwalda to przybliżona zależność stopnia dysocjacji słabego elektrolitu od jego stężenia:

gdzie:

α – stopień dysocjacji,

C – stężenie elektrolitu,

K – stała dysocjacji.

Prawo rozcieńczeń Ostwalda stosuje się do dysocjacji słabych kwasów i zasad a także do hydrolizy ich soli.

Równanie to spełnione jest jedynie w rozcieńczonych roztworach słabych elektrolitów, gdyż:

pomija wpływ siły jonowej roztworu na współczynniki aktywności – powinno się używać aktywności zamiast stężeń

pomija jony będące wynikiem autodysocjacji rozpuszczalnika (wody) – niedopuszczalne dla bardzo małych stężeń elektrolitu porównywalnych ze stężeniem jonów w czystym rozpuszczalniku

Zależność ta została wyprowadzona przez W. Ostwalda w 1888 r. na podstawie teorii dysocjacji elektrolitycznej.

Zobacz też: reguła przekory

Obliczanie stopnia dysocjacji [edytuj]

Należy przekształcić równanie:

Jeżeli wyrażenie (K/C) ma małą wartość poniżej 1/400, wówczas równanie rozwiązuje się w sposób przybliżony (jeżeli nie, to należy rozwiązać równanie kwadratowe):

skąd otrzymujemy stopień dysocjacji α oraz stężenie formy zdysocjowanej αC:

 oraz  :

K>1 to jest mocny elektrolit K<1 to jest słaby elektrolit

Przy obliczeniach trzeba zamieniać procenty na liczby! Uproszczenie prawa rozcieńczeń:

Gdy α < 5% lub gdy C/K > 400 to

K = α2 * C [edytuj]

8.

Nazwą Teoria Arrheniusa określa się dwa postulaty z zakresu chemii:

Popularna nazwa postulatu Arrheniusa, że niektóre związki chemiczne posiadają zdolność do rozkładania się na jony - czyli ulegają dysocjacji elektrolitycznej.

Jedna z teorii kwasów i zasad, postulująca, że kwasem jest związek który dysocjuje się z wytworzeniem jonu wodorowego (H+) a zasadą związek, który dysocjuje z wytworzeniem jonu hydroksylowego (OH-). Paradoksem tej teorii jest to, że woda, jest w jej myśl jednocześnie kwasem i zasadą.

np kw.chlorowodorowy HCl + H2O → H3O+ + Cl-

zasada sodowa NaOH + H2O → Na+ + OH-

Teoria Brønsteda (teoria kwasów i zasad Brønsteda) - sformułowana przez Johannesa Brønsteda w 1923 teoria, w myśl której kwasem jest substancja mogąca odłączać ze swojej cząsteczki jony wodoru (protony), natomiast zasadą substancja, która protony przyłącza. Stąd kwas jest donorem protonu (protonodonorem), a zasada akceptorem protonu (protonoakceptorem). Kwas po odłączeniu protonu przechodzi w sprzężoną zasadę, tak samo zasada pobierając proton przechodzi w sprzężony kwas:

kwas + zasada ⇌ sprzężona zasada + sprzężony kwas

Ogólny zapis równowagi kwasowo-zasadowej wg teorii Brønsteda można przedstawić następująco:

HA + B ⇌ A- + HB+

gdzie:

HA - kwas

B - zasada

A- - sprzężona zasada

HB+ - sprzężony kwas

Przykłady:

HF + H2O ⇌ F- + H3O+ - woda zachowuje się jak zasada.

NH3 + H2O ⇌ NH4+ + OH- - woda zachowuje się jak kwas.

HSO3- + H2O ⇌ H2SO3 + OH- - woda zachowuje się jak kwas.

CH3COOH + H2O⇌ CH3COO- + H3O+ - woda zachowuje się jak zasada.

Ponadto zgodnie z teorią Brønsteda podczas reakcji dwóch cząsteczek wody każda z nich może być zarówno donorem, jak i akceptorem protonu:

H2O + H2O ⇌ H3O+ + OH- - woda zachowuje się zarówno jak kwas, jak i zasada, czyli jest związkiem amfoterycznym (dokładniej - amfiprotycznym).

Teoria kwasów i zasad Lewisa - teoria określająca właściwości kwasowe i zasadowe substancji chemicznej na podstawie jej zdolności akceptorowo-donorowych. Kwas Lewisa to związek chemiczny (oznaczany zazwyczaj symbolem "A"), który może przyjąć parę elektronową od zasady Lewisa ("B"), będącej donorem pary elektronowej. W ten sposób powstaje tzw. addukt AB:

A + :B → A—B

Definicję powyższą zaproponował w 1923 amerykański chemik Gilbert Lewis, bazując na teorii wiązania chemicznego. W tym samym roku Brønsted i Lowry zaproponowali swoją teorię kwasów i zasad. Obie teorie się różnią, chociaż częściowo się uzupełniają. Każda zasada Lewisa jest zasadą Brønsteda-Lowry'ego, ale kwas Lewisa nie musi być kwasem wg definicji Brønsteda-Lowry'ego (i odwrotnie).

Definicja Lewisa nie obejmuje klasycznych kwasów (tj. kwasów protonowych np. HCl), które wg teorii Brønsteda-Lowry'ego są kwasami, w myśl definicji Lewisa kwasami nie są. Stanowią one zaś addukty kwasowo-zasadowe.

Wg definicji Lewisa kwasami są natomiast związki chemiczne mające silny deficyt elektronów, mimo że w ogóle nie posiadają w swojej strukturze atomu wodoru (np. chlorek glinu AlCl3, bromek cynku, ZnBr2 i in.).

9.

Równowaga reakcji chemicznych – stan, gdy reakcja w jedną i drugą stronę zachodzi z taką samą szybkością, więc stężenia reagentów nie zmieniają się w czasie.

Stan równowagi reakcji chemicznej nie oznacza, że nie zachodzi ona wcale. W reakcjach chemicznych, równowaga ma prawie zawsze charakter równowagi dynamicznej. Reakcja zachodzi, tyle że jej szybkość w obu kierunkach jest jednakowa, czyli w każdej chwili z substratów tworzy się tyle samo produktów ile z produktów tworzy się z powrotem substratów. System jako makroskopowa całość wydaje się w spoczynku; obecność reakcji jest jednakże ewidentna w skali molekularnej.

Teoretycznie wszystkie reakcje chemiczne osiągają stan równowagi o ile pozostawi się je "w spokoju" na odpowiednio długi czas. Oznacza to, że dla każdej reakcji istnieją takie warunki, w których jest ona odwracalna. Praktycznie jednak w wielu przypadkach nie dochodzi do ustalenia się stanu równowagi z różnych względów:

Produkty (lub jeden z produktów) reakcji mogą być usuwane z układu reakcji szybciej niż równowagę jest osiągana. Reakcja przebiegnie do końca w jednym kierunku.

Substraty i produkty mogą występować w dwóch fazach, nie mieszając się z sobą, a reakcja zachodzi na granicy faz bardzo powoli (szybkość limitowana przepływem masy), lub nie zachodzi w ogóle ze względu na efektywną separację reagentów.

W danych warunkach, reakcja jest ze swojej natury powolna z skali czasowej obserwacji. System wydaje się w makroskopowym spoczynku, jednakże reakcja netto postępuje.

Jeden z substratów reakcji jest stale dodawany do systemu z zewnątrz. System możne osiągnąć stan ustalony bez równowagi.

Stężenia reagentów w stanie równowagi nie zależą od mechanizmu jej przebiegu, lecz tylko od termodynamicznych warunków jej prowadzenia, takich jak temperatura i ciśnienie. Stąd rodzaj użytego katalizatora nie ma wpływu na stężenia reagentów w stanie równowagi, ma jednak duży wpływ na czas ustalenia się tego stanu.

W stanie równowagi, zgodnie z prawem działania mas stosunek iloczynów stężeń substratów i produktów jest w danych warunkach termodynamicznych stały. Stosunek ten jest nazywany stałą równowagi, oznaczaną tradycyjnie dużą literą K.

Przykład reakcji równowagowej – hydroliza/synteza estru (octanu metylu):

CH3COOCH3 + H2O ⇌ CH3COOH + CH3OH

Prawo działania mas (ang. mass-action law), zwane także prawem Guldberga i Waagego - wyprowadzone w 1864 r.[1] przez norweskich chemików Guldberga i Waagego wyrażone w terminach współczesnej chemii brzmi:

Szybkość reakcji chemicznej jest proporcjonalna do efektywnego stężenia wszystkich uczestniczących w niej reagentów.

Jest to fundamentalne prawo, stanowiące podstawę współczesnej kinetyki chemicznej i wszelkich obliczeń uwzględniających fakt występowania równowagi reakcji chemicznych.

Prawo to na poziomie molekularnym wynika z faktu, że szybkość reakcji zależy od liczby efektywnych zderzeń reagujących ze sobą indywiduów chemicznych w jednostce czasu. Fundamentem prawa działania mas jest przyjęcie założenia, że prawdopodobieństwo efektywnego zderzenia się reagujących indywiduów chemicznych nie zależy od tego co działo się z nimi wcześniej, lecz wyłącznie od ich liczby w jednostce objętości i średniej energii kinetycznej ich ruchu.

Efektywne stężenie nie zawsze odpowiada prostemu stężeniu molowemu danej substancji, ze względu na to, że różne czynniki środowiskowe powodują obniżenie ruchliwości reagujących cząsteczek. Stąd czasami, gdy w równaniach równowagi chemicznej stosuje się zwykłe stężenia molowe można obserwować pozorne od...