CHEMIA KOLOKWIUM NR 1.
I. TYPY ROZTWORÓW I ICH WŁAŚCIWOŚCI.
Roztwór to jednorodna mieszanina substancji stanowiących jedną fazę, które ze sobą nie reagują. Jest to układ ośrodka dyspersyjnego i zdyspergowanego.
Różne fazy skupienia roztworów:
-gazowa (mieszanina gazów)
-ciekła (gaz, cialo stałe, ciesz rozpuszczona w cieszy)
-stała (gaz okludowany w metalu, stopy metali.
ROZTWORY:
-heterogeniczny
-nie dializuje przez błony półprzepuszczalne
-wykazuje sedymentację
-stężenie koloidu można oznaczyć instrumentalnie (absorpcjometria, nefelometria, turbidymetria)
-zole-płyny ustrojowe (ciało stałe rozproszone w cieczy)
-emulsje – cieszcze w cieczach (olej w wodzie)
-zol poprzez koagulację (łączenie) przechodzi w żel – jest to proces odwracalny, procesem do niego odwrotnym jest peptyzacja (rozdrabnianie)
II. SPOSOBY WYRAŻANIA STĘŻEŃ.
Stężenie roztworu – zawartość substancji rozpuszczonej w określonej ilości roztworu.
Stężenia procentowe:
-masowe [gramy substancji rozpuszczonej w 100g roztworu]
-objętościowe [cm sześcienne substancji rozpuszczonej w 100cm sześciennych roztworu]
-masowo objętościowe [gramy substancji rozpuszczonej w 100cm sześciennych roztworu]
Stężenie molowe
-liczba moli rozpuszczonych w 1dm sześciennym roztworu
Stężenie molalne
-liczba moli rozpuszczonych w 1kg roztworu
Ppm (parts per milion)
- liczba gramów substancji w 1mln gramów roztworu
Ppb (parts per miliard)
-liczba gramów substancji w 1mld części wagowych
III. PRZELICZANIE STĘŻEŃ
Cp=ms x 100%ms+mrozp Cp=Cm xMx100%d
Cm=nv n=mM Cm=Cp xdM x 100%
IV. TEORIA DYSOCJACJI ELEKTROLITYCZNEJ (PODSTAWOWE ZAŁOŻENIA, ELEKTROLITY, NIEELEKTROLITY)
Dysocjaja elektrolityczna – rozpad związków na jony w wyniku oddziaływan między substancją rozpuszczoną a rozpuszczalnikiem.
Teoria Arrheniusa
Niektóre związki elementarne podczas rozpuszczania ulegają rozpadowi na kationy i aniony.
Protonowa teoria kwasów i zasad (Brónsted-Lowry)
Kwas jest donorem protonu, a zasada akceptorem protonu. Występują sprzężone pary kwas-zasada.
Reakcja proteolityczna – przeniesienie protonu od kwasu do zasady
HA +B à BH+ + A-
Sprzężony kwas i zasada wymieniają się protonami.
Kwasami mogą być:
-cząsteczki obojętne: HCl, HBR, HJ, HClO4, H2SO4, CH3COOH, H2O
-kwasy kationowe: CH3NH3+, H3O+, NH4+
-kwasy anionowe: HSO4-, HS-, H2PO4-
Zasadami mogą być:
-cząsteczki obojętne: NH3, H2O, NH2OH, CH3NH3
-zasady anionowe: HS-, CH3COO-, Cl-, OH-, HCO3-, CO32-
-zasady kationowe: Al.(H2O)4OH2+
Wodorotlenki metali nie są zasadmi, ale zasadą jest OH- i ma silne powinowactwo do protonów – jest odpowiedzialny za silnie zasadowy charakter roztworu.
Elektronowa teoria Lewisa
Kwasy: H+, Al3+, Fe2+, Fe3+, FeCl3
Zasady: H2O, NH3, Cl-, CN-
ELEKTROLITY – związki rozpadające się na jony pod wpływem wody, ich roztwory wodne przewodzą prąd. Są to: kwasy tlenowe, wodorki kwasowe – fluorowców i tlenowców, wodorotlenki, sole).
NIEELEKTROLITY – substancje nie przewodzące prądu elektrycznego, nie rozpadające się na jony całkowicie. Są to: związki organiczne, z wyjątkiem kwasów karboksylowych i ich soli, obojętne tlenki, obojętne wodorki)
V. MECHANIZM DYSOCJACJI
Czasteczki rozpuszczalnika w procesie dysocjacji są ważne. Cząsteczki wody zachowują się obojnaczo, mogą być i kwasem i zasadą w zależności od substancji rozproszonej.
Właściwości kwasowo – zasadowe zależą m.in. od rozpuszczalnika. Rozpuszczalnik ma wpływ na moc kwasu lub zasady. Miara mocy kwasu to zdolność do oddawania protonów.
Kwas mocny – następuje całkowite przeniesienie protonu od kwasu do cząsteczki rozpuszczalnika.
Kwas słaby –przeniesienie protonu jest niecałkowite.
Zasada mocna – nastepuje całkowite przeniesienie protonu od cząsteczki rozpuszczalnika do czasteczki zasady.
Zasada słaba to woda.
Najsilniejsza zasada, trwała w roztworze wodnym to jon OH-.
W roztworze reakcje biegną w takim kierunku, który prowadzi do powstania najsłabszego kwasu i najsłabszej zasady.
Elektrolity ze względu na stopień dysocjacji.
· Mocne α>30%
· Średniej mocy 5%<α<30%
· Słabe α<55
· Nieelektrolity α=0
VI. STAŁA I STOPIEŃ DYSOCJACJI ELEKTROLITYCZNEJ
Stała i stopień dysocjacji to miara mocy elektrolitu.
Stopień dysocjacji [α]
-określa jaka część ogólnej liczby rozpuszczonych cząsteczek elektrolitu uległa rozpadowi na jony.
Gdy C=C0 wszystkie cząstki elektrolitu wprowadzane do roztworu ulegają rozpadowi na jony.
α zależy od:
-rodzaju rozpuszczonej substancji
-rodzaju rozpuszczalnika ( w wodzie dysocjacja całkowita, w alkoholach alifatycznych dysocjacja częściowa w czterochlorku węgla nie nastepuje dysocjacja.
-stężenia, im mniejsze stężenie roztworu (duże rozcieńczenie) tym większa wartość α.
-temperatury
-obecności innych elektrolitów w roztworze
Stała dysocjacji elektrolitycznej
K zależy od:
-rodzaju elektrolitu
K nie zależy od:
-stężenia roztworu
VII. PRAWO ROZCIEŃCZEŃ OSTWALDA
Określa związek pomiędzy stężeniem, stopniem dysocjacji i stałą dysocjacji dla elektrolitów słabych i średniej mocy.
Jeżeli α wzrasta, to maleje stężenie elektrolitu w roztworze.
VIII. DEFINICJA KWASU I ZASADY WG ARRHENIUSA, BRÓNSTEDA, LEWISA.
· ARRHENIUS
-Kwas to substancja odszczepiająca w roztworze wodnym jony H+
-Zasada to substancja odszczepiająca w roztworze wodnym jony OH-
· BRÓNSTED/LOWRY
-Kwas to substancja zdolna do oddania protonu (donor protonu)
-Zasada to substancja zdolna do pobrania protonu (akceptor protonu)
· LEWIS
-Kwas to substancja o niecałkowicie zapełnionej zewnętrznej powłoce elektronowej, jest ona akceptorem par elektronowych (H+, Al3+, Fe3+, FeCl3) jest atomem centralnym
-Zasada to substancja zdolna do oddania wolnych par elektronowych (H2O, NH3, Cl-, CN-) tworzy ligandy wokół jonu centralnego.
IX. RÓWNOWAGA CHEMICZNA, PRAWO DZIAŁNIA MAS GULDBERGA WAAGEGO
Wszystkie reakcje chemiczne są odwracalne, chyba że w reakcji następuje całkowite wyczerpanie substratów.
Układ znajduje się w stanie równowagi, jeżeli jego parametry nie zależą od czasu. Zmiana parametrów w czasie – przejście układu z jednego w inny stan równowagi trwa tak długo jak długo nie ulegną zmianie zewnętrzne czynniki oddziałujące na układ.
Proces odwracalny nie pozostawia zmian w otoczeniu.
PRAWO DZIAŁANIA MAS:
Iloraz stężeń substancji biorących udział w reakcji ma wartość stałą.
Równowaga chemiczna jest dynamiczna – tyle ile w jednostce czasu powstaje produktów, tyle samo produktów przekształca się w substraty.
Każda reakcja chemiczna ma określoną szybkość.
V reakcji= v reakcji w prawo – v reakcji w lewo
k-stała szybkości reakcji
v1=k[A][B]
v2=k[C][D]
A+BàC+D
Równowaga chemiczna – v1=v2 przy T=const.
K=
Równanie gazu doskonałego
Pv=nRT
X. REGUŁA LE CHATELIERA – PRZEKORY
Określa kierunek przesunięcia stanu równowagi.
Jeżeli na układ w stanie równowagi działa jakiś czynnik zewnętrzny, to w układzie zachodzą zmiany dążące do zniesienia wpływu tego czynnika. Zmiany te doprowadzają w efekcie do ponownego ustalenia się stanu równowagi.
Stała równowagi nie zależy od stężeń początkowych. Wpływ ciśnienia jest istotny tylko dla reagentów gazowych.
n substratu=n produktu to cisnienie nie ma wpływu
n substratu≠n produktu to ciśnienie ma wpływ
dodanie substratów à
obniżenie ciśnienia à do większej liczby jednostek
podwyższenie p à do mniejszej liczby cząstek
obniżenie temperatury àprzebieg egzotermiczny
podwyższenie temperatury à przebieg endotermiczny
XI. REGUŁA VANT HOFFA
Podwyższenie temperatury zwiększa wartość stałej równowagi w procesie endotermicznym.
Temperatura wpływa na wartość stałej równowagi i na szybkość reakcji, a jej wpływ na te dwa czynniki może być przeciwstawny.
Możliwe przesunięcia stałej równowagi:
· Nadmiar substratu à
· Usuwanie substratu ß
· Nadmiar produktuß
· Usuwanie produktu à
· Ogrzewanie w egzotermicznej ß
· Ogrzewanie w endotermicznej à
· Wzrost p à reakcje ze zmniejszeniem
· Spadek p ß v reagentów
· Wzrost p ß rekacje ze zmniejszeniem
· Spadek pà v reagentów
XII. ILOCZYN JONOWY WODY
Woda jest słabym elektrolitem.
H2O à H+ + OH-
1l H2O o d=1g/cm3 à 1000g/18g/mol =55,5 mola wody
Iloczyn jonowy wody:
[H+][OH-]=10-14
Roztwór wody ma odczyn obojętny
[H+][OH-]=10-7
Środowisko kwaśne
[H+]>[OH-] [H+]>10-7 [OH]<10-7
Środowisko zasadowe
[H+]<[OH-] [H+]<10-7 [OH-]>10-7
XIII. WYKŁADNIK STĘŻENIA JONÓW WODOROWYCH
Wykładnik ze stężenia jonów wodorowych to ujemny logarytm dziesiętny z Cm jonów wodorowych czyli pH.
pH=-log[H+]
pH+pOH=14
XIV. METODY POMIARU PH W ROZTWORACH
Wskaźniki:
-oranż metylowy
-fenoloftaleina
-zieleń bromokrezolowa
-błękit bromotylowy
-czerwień metylowa
-lakmus
-wywar z kapusty czerwonej
-papierek uniwersalny – nasączony mieszaniną wskaźników
Wskaźniki to najczęściej słabe zasady lub słabe kwasy organiczne, zmieniające barwę pod wpływem pH.
Pehametr – woltomierz elektroniczny, wyznacza pH na podstawie SEM. Wyposażony jest w elektrodę szklaną lub kombinowaną. Elektroda wskaźnikowa zanurzona w badanym roztworze i elektroda wzrocowa zanurzona w roztworze o znanym pH (0,1M Hcl).
...
anetushek