podst_chemii_13_11_12.pdf

(188 KB) Pobierz
2012-01-19
Przykłady zastosowań prawa równowagi do
elektrolitów
•
Dysocjacja
mocnego kwasu
o stężeniu c
m
:
Równowagi w roztworach
elektrolitów
ciąg dalszy
HR
m
+ H
2
O
 →
H
3
O
+
+
R
−
m
c
m
→0
c
m
c
m
ponieważ
α ≈
1, zatem stężenie jonów
wodorowych i jonów reszty kwasowej jest równe
początkowemu stężeniu kwasu; obliczenie pH
roztworów jest bardzo łatwe ...
Dysocjacja elektrolitu mocnego (kwasu)
• Dysocjacja mocnego kwasu w jego roztworach:
2
O
HCl
+
H
2
O
H
→
H
3
O
+
+
Cl
−
Dysocjacja elektrolitu słabego (1)
•
Dysocjacja
słabego kwasu
o stężeniu c
s
:
−
HR
s
+ H
2
O
← →
H
3
O
+
+
R
s
stężenie kwasu
0,1 (10
-1
)
0,01 (10
-2
)
0,001 (10
-3
)
10
-4
α
1
1
1
1
[H
3
O
+
]=[Cl
-
]
0,1 (10
-1
)
0,01 (10
-2
)
0,001 (10
-3
)
10
-4
pH
1
2
3
4
c
s
-α·c
s
α·c
s
α·c
s
Ustala się
równowaga dysocjacji –
można zastosować
prawo rozcieńczeń Ostwalda, a znając stałą dysocjacji,
obliczyć również jej stopień:
−
α
2
⋅
c
[H
3
O
+
]
⋅
[R
s
]
K
=
; K
=
; [H
3
O
+
] =
α
⋅
c
[HR
s
]
1-
α
Podobne obliczenia można przeprowadzić dla
dysocjacji mocnej zasady ...
Dysocjacja elektrolitu słabego (2)
• Dysocjacja słabego kwasu w jego roztworach:
Dysocjacja elektrolitu słabego (3)
pH roztworów kwasu octowego
stężenie
kwasu
1
0,1 (10
-1
)
0,01 (10
-2
)
0,001 (10
-3
)
10
-4
CH
3
COOH
+
H
2
O
←
→
H
3
O
+
+
CH
3
COO
−
K
d
[ H
3
O
+
]
⋅
[CH
3
COO
−
]
α
2
⋅
c
=
=
=
1,8
⋅
10
−
5
[CH
3
COOH]
1
−
α
+
−
[H
3
O ]
=
[CH
3
COO ]
=
α
⋅
c
dla
α
<< 1
K
d
≈
α
2
c
α
[H
+
]=c·α
[CH
3
COO
-
] =c·α
pH
2,37
2,87
3,38
3,90
4,46
0,0042
4,23· 10
-3
0,0133
1,33· 10
-3
0,0415
4,15· 10
-4
0,125
0,344
1,25 · 10
-4
3,44 · 10
-5
α
2
⋅
c
+
K
d
⋅
α
−
K
d
=
0
α
2
+
K
d
K
⋅
α
−
d
=
0
c
c
α
≈
K
d
c
1
2012-01-19
Równowaga dysocjacji
• pH w funkcji stężenia
pH
5
4
kwas octowy
kwas solny
Równowagi w roztworach elektrolitów (II)
Efekt wspólnego jonu
•
Jeżeli w roztworze znajdują się dwa elektrolity o
wspólnym jonie, to następuje cofnięcie dysocjacji
słabego elektrolitu:
HR
m
+ H
2
O
 →
H
3
O
+
+
R
−
m
−
HR
s
+ H
2
O
← →
H
3
O
+
+
R
s
3
2
1
0
Stężenie jonów H
3
O
+
jest praktycznie równe stężeniu
mocnego elektrolitu (c
m
), a ponieważ występuje we wzorze na
stałą równowagi dysocjacji elektrolitu słabego, wpływa na
jego stopien dysocjacji, który mierzymy stężeniem jonów R
s-
.
0.0001
0.001
0.01
0.00001
C[M/dm
-3
]
0.1
1
Efekt wspólnego jonu (2)
• Efekt wspólnego jonu
– Jeśli w roztworze znajduje się równocześnie mocny kwas
(HCl) o stężeniu c
m
=0,1 M oraz słaby kwas (CH
3
COOH)
o stężeniu c
s
=0,1 M, to:
Efekt wspólnego jonu (3)
• Stopień dysocjacji kwasu octowego w roztworze z
kwasem solnym i bez niego:
c
m
0,1
0,01
0,001
0,0001
c
s
0,1
0,1
0,1
0,1
≅
α,
stopień
dysocjacji
0,00002
0,00018
0,00156
0,00376
HCl
+
H
2
O
  →
H
3
O
+
Cl
H
2
O
CH
3
COOH
+
H
2
O
←  →
H
3
O
+
+
CH
3
COO
−
H
2
O
+
−
α
dla
czystego
CH
3
COOH
0,0133
0,0133
0,0133
0,0133
K
CH
3
COOH
≈
c
H O
+
⋅
c
CH COO
−
3
3
c
CH
3
COOH
≈
c
m
⋅
c
CH COO
−
3
c
CH
3
COOH
UWAGA! W rzeczywistości stężenie jonów wodorowych jest
sumą c
m
i stężenia jonów octanowych (ich pojawieniu się w
roztworze towarzyszy równoważna ilość jonów H
3
O
+
)
Wspólny jon - roztwory buforowe
Roztwory buforowe
mają zdolność utrzymywania pH
roztworu na stałym poziomie (w
przybliżeniu).
Składają się one z jednej lub kilku substancji.
Istniejąca(e) w nich istniejąca równowaga(i) dysocjacji
niweluje dodatek silnego kwasu lub zasady.
Przykłady:
-
mieszanina słabego kwasu i jego soli z mocną zasadą
(np.
CH
3
COOH i CH
3
COONa);
- mieszanina słabej zasady i jej soli z mocnym kwasem
(np.
NH
4
OH i NH
4
Cl);
- niektóre sole (np.
CH
3
COONH
4
);
- mieszanina dwóch soli (np.
KH
2
PO
4
i K
2
HPO
4
).
Roztwory buforowe
2
2012-01-19
Mechanizm działania roztworu buforowego
Bufor octanowy składa się z
kwasu octowego
i jego soli z
mocną zasadą:
Mechanizm działania roztworu buforowego
(2)
c
H O
+
≈
3
CH
3
COOH
+
H
2
O
←
CH
3
COO
+
H
3
O
→
CH
3
COONa
CH
3
COO
+
Na
→
−
+
−
+
c
pH
≈
pK
CH COOH
+
log
SÓL
3
c
KWAS
Jeśli dodamy
mocnego kwasu
(przybywa jonów H
3
O
+
), to
dysocjacja kwasu ulegnie dalszemu cofnięciu, jeśli
mocnej
zasady
(przybywa jonów OH- ), jego dysocjacja wzrośnie
(równocześnie ustala się równowaga dysocjacji wody!).
pH zmieni się nieznacznie, gdyż oba stężenia są
„pod logarytmem” ...
c
KWAS
⋅
K
CH
3
COOH
c
SÓL
Kwas octowy jest elektrolitem słabym – jest zdysocjowany
częściowo, a sól – elektrolitem mocnym i zdysocjowanym
całkowicie. Zatem biorąc pod uwagę efekt wspólnego jonu
można napisać w przybliżeniu:
c
CH COO
−
≈
c
SÓL
;
3
c
CH
3
COOH
≈
c
KWAS
3
K
CH
3
COOH
=
c
H O
+
⋅
c
CH COO
−
3
c
CH
3
COOH
≈
c
H O
+
⋅
c
SÓL
3
c
KWAS
Działanie roztworu buforowego - przykład
Bufor octanowy zawiera 1 m CH
3
COOH i 1 m CH3COONa, jego
pH wynosi zatem:
Działanie roztworu buforowego (4)
c
pH
≈
pK
CH
3
COOH
+
log
SÓL
=
pK
CH
3
COOH
+
0
=
4,74
c
KWAS
pH
8
6
Jeżeli dodamy
0,1 mola mocnego kwasu
(HCl), to efekt
będzie taki, jakby stężenie soli zmalało, a kwasu wzrosło:
c
−
0,1
pH
≈
4,74
+
log
SÓL
=
4,74
−
0,08
=
4,66
c
KWAS
+
0,1
1
pojemność
roztworu
buforowego
4
2
0
0.00
0.50
1.00
ilość mocnego kwasu [mol]
bez buforu
z buforem
Gdyby taką samą ilość kwasu dodać do czystej wody, pH
zmieniłoby się z 7 na 1 ...
Hydroliza soli
• Hydroliza soli jest zjawiskiem związanym z reakcją jonów
powstałych z dysocjacji soli z wodą:
CH
3
COONa+H
2
O
 →
CH
3
COOH+NaOH
???
Hydroliza soli
CH
3
COONa
 →
CH
3
COO
-
+ Na
+
(sól jest elektrolitem mocnym i dysocjuje całkowicie,
woda jest elektrolitem słabym i dysocjuje częściowo)
CH
3
COO
-
+ H
2
O + Na
+
← →
CH
3
COOH + OH
-
+ Na
+
zasada I
kwas II
kwas I
zasada II
zasada sodowa
jest elektrolitem mocnym i jest całkowicie
zdysocjowana, kwas octowy - elektrolit słaby - tylko
częściowo, zatem roztwór będzie miał odczyn
zasadowy ...
3
2012-01-19
Hydroliza soli (2)
Stała równowagi reakcji hydrolizy:
'
K
h
=
Hydroliza soli (3)
+
NH
4
Cl
 →
NH
4
+
Cl
−
+
NH
4
+
H
2
O
+
Cl
−
← →
NH
3
+
H
3
O
+
+
Cl
−
c
OH
−
⋅
c
CH
3
COOH
c
CH COO
−
⋅
c
H
2
O
3
kwas I
zasada II
zasada I
kwas II
jeśli stężenie wody uznać za stałe oraz pomnożyć licznik i
mianownik przez stężenie jonów hydroniowych, to:
'
K
h
⋅
c
H
2
O
=
K
h
=
c
OH
−
⋅
c
CH
3
COOH
⋅
c
H O
+
3
c
CH COO
−
⋅
c
H O
+
3
3
=
k
w
K
CH
3
COOH
K
⋅
c
H
2
O
=
'
h
c
H O
+
⋅
c
NH
⋅
c
OH
−
3
3
c
NH
+
⋅
c
OH
−
4
=
k
w
K
NH
4
OH
Skoro można zdefiniować stałą hydrolizy, to można
również określić
stopień hydrolizy
β
kwas solny jest elektrolitem mocnym i jest całkowicie
zdysocjowany, zasada amonowa - elektrolit słaby - tylko
częściowo, zatem roztwór będzie miał odczyn
kwaśny ...
Hydroliza soli (4)
Czy można obliczyć
pH
lub
pOH
roztworu soli po jej
hydrolizie ?
'
K
h
=
Hydroliza soli (5)
Jaki jest odczyn 0,1 M roztworu CH
3
COONa ?
Przyjmijmy wartość stałej dysocjacji 1·10
-5
; wówczas
wartość stałej hydrolizy wynosi 1·10
-9
Jeśli stopień hydrolizy
β
jest niewielki (w porównaniu
z 1), możemy skorzystać z uproszczonego wzoru:
c
OH
−
⋅
c
CH
3
COOH
c
CH COO
−
⋅
c
H
2
O
3
c
OH
−
=
c
CH COO
−
⋅
K
h
3
c
OH
−
=
c
CH
3
COOH
c
CH COO
−
=
c
s
−
c
CH
3
COOH
3
c
CH
3
COOH
β
≈
K
h
=
c
s
10
−
9
=
10
−
4
0,1
β
2
⋅
c
s
K
h
=
1
−
β
c
OH
−
=
β
⋅
c
s
wówczas c
OH-
= 10
-4
·0,1=10
-5
; pOH wynosi 5, czyli pH=9
Hydroliza soli (6)
Hydroliza soli (7)
−
NaCl
 →
Na
+
Cl
+
Przypadki
trochę bardziej
skomplikowane
Jaki odczyn mają wodorosole, sole słabych kwasów i
mocnych zasad?
Zasadowy ???
Dysocjacja wodorowęglanu sodowego
NaHCO
3
:
−
NaHCO
3
 →
Na
+
+
HCO
3
Na
+
+
H
2
O
+
Cl
−
← →
Na
+
+
H
2
O
+
Cl
−
chlorek sodowy jest solą
mocnej zasady NaOH
i
mocnego
kwasu HCl,
które są całkowicie zdysocjowane. Sól nie
ulega hydrolizie, a odczyn jej roztworu jest
obojętny
...
kwas
mocny
mocny
słaby
słaba
zasada
hydroliza
mocna
brak
słaba
zachodzi
mocna
zachodzi
słaby
odczyn
obojetny
kwaśny
zasadowy
zależy od K
d
zachodzi
kwasu i zasady
UWAGA !
dotyczy
kwasów i
zasad dyso-
cjujących
jednostop-
niowo
Dysocjacja kwasu węglowego:
−
H
2
CO
3
←
H
3
O
+
+
HCO
3
→
K
1
=
K
2
=
a
H O
+
⋅
a
HCO
−
3
3
a
H
2
CO
3
a
H O
+
⋅
a
CO
2
−
3
3
−
2
HCO
3
←
H
3
O
+
+
CO
3
−
→
a
HCO
−
3
K
1
=4,3·10
-7
K
2
=5,6·10
-11
4
2012-01-19
Hydroliza soli (8)
Przypadki
trochę bardziej
skomplikowane
Hydroliza soli (9)
Przypadki skomplikowane
+
2
−
3
H
2
CO
3
+
OH
←  →
HCO
+
H
2
O
←  →
H
3
O
+
CO
hydroliza
dysocjacja
−
−
3
Dysocjacja wodorosiarczanu (IV) sodowego
NaHSO
3
:
−
NaHSO
3
 →
Na
+
+
HSO
3
możliwe są dwie reakcje “konkurencyjne”
k
w
10
−
14
K
h
=
=
=
2,3
⋅
10
−
8
K
1
4,3
⋅
10
−
7
K
dys
=
K
2
=
5,6
⋅
10
−
11
Dysocjacja kwasu siarkowego (IV):
−
H
2
SO
3
←
H
3
O
+
+
HSO
3
→
K
1
=
K
2
=
a
H O
+
⋅
a
HSO
−
3
3
c
H
2
SO
3
a
H O
+
⋅
a
SO
2
−
3
3
Ponieważ K
dys
<< K
h
(3
rzędy!),
a obie stałe mają taki
sam mianownik, przeważa hydroliza i roztwór ma
odczyn zasadowy
...
−
2
HSO
3
←
H
3
O
+
+
SO
3
−
→
a
HSO
−
3
K
1
=1,7·10
-2
K
2
=6,2·10
-6
Hydroliza soli (10)
Przypadki skomplikowane
dysocjacja
−
H
2
SO
3
+
OH
←  →
HSO
3
+
H
2
O
←  →
H
3
O
+
+
SO
2
−
3
hydroliza
−
możliwe są dwie reakcje “konkurencyjne”
k
w
10
−
14
K
h
=
=
=
5,9
⋅
10
−
13
−
2
K
1
1,7
⋅
10
K
dys
=
K
2
=
6,2
⋅
10
−
6
Równowagi w roztworach związków
trudno rozpuszczalnych
Ponieważ K
dys
>> K
h
(7
rzędów!),
a obie stałe mają taki
sam mianownik, przeważa dysocjacja i roztwór ma
odczyn kwaśny ...
Jak z tego widać, nawet sól
mocnej zasady
i
słabego
kwasu
może mieć
odczyn kwaśny
...
Związki trudno rozpuszczalne w wodzie
Wodorotlenki
Dobrze rozpuszczalne w wodzie
większość wodorotlenków 1 i 2
gr. układu okresowego oraz NH
4+
Większość dobrze rozpuszczalna, z
wyjątkiem kwasów krzemu i
niektórych kwasów organicznych
Większość soli Na
+
, K
+
, NH
4+
,
wszystkie azotany (V), chlorki z
wyjątkiem AgCl, PbCl
2
, Hg
2
Cl
2
siarczany (VI) z wyjątkiem BaSO
4
,
SrSO
4
, CaSO
4
,
Siarczki, węglany, fosforany (V) –
rozpuszczalne tylko sole Na
+
, K
+
,
NH
4+
; wodorosole rozpuszczają
się w wodzie
Rozpuszczalność
Roztwór nasycony – osiągający najwyższe
mozliwe stężenie (w danej temperaturze)
Rozpuszczalnością związku nazywamy
stężenie roztworu nasyconego
Roztwór nasycony pozostaje zazwyczaj w
stanie równowagi ze swoim osadem (dotyczy
związków trudno rozpuszczalnych w wodzie)
Kwasy
Sole dobrze
rozpuszczalne
Sole trudno
rozpuszczalne
5

Plik z chomika:

Inne pliki z tego folderu:

Inne foldery tego chomika:

Zgłoś jeśli naruszono regulamin