elementarz chemiczny

dr Beata Just-Brochocka dr inż. Witold Bekas Katedra Chemii WNoŻ SGGW

ELMENTARZ

CHEMICZNY (dla studentów, dla których

chemia to czarna magia…)

wersja beta, 2016

2

I. PODSTAWOWE POJĘCIA I PRAWA CHEMICZNE

Materia: wszystko co nas otacza, co możemy

wyczuć za pomocą zmysłów, a istnieje

niezależnie od naszej woli i zdolności odczuwania.

Poszczególne próbki materii nazywamy

substancjami. Substancje dzielą się na proste,

czyli pierwiastki chemiczne i złożone,

czyli związki chemiczne.

Reakcja chemiczna: przemiana, w wyniku której, z atomów bądź cząsteczek związków

chemicznych powstają inne cząsteczki lub atomy o innych właściwościach fizycznych (gęstość,

temperatura topnienia, barwa, zapach, przewodnictwo elektryczne, kowalność …) i chemicznych

(toksyczność, palność, reaktywność…), np. :

Mg + ½O2 → MgO

metal kowalny substancja krystaliczna („proszek”) srebrzysta barwa biała barwa przewodzi prąd nie przewodzi prądu

SUBSTANCJE

PROSTE ZŁOŻONE

(pierwiastki chemiczne) (związki chemiczne)

Pierwiastek chemiczny: zbiór atomów o

tej samej liczbie atomowej czyli

identycznej sumie protonów w jądrze

atomowym. Symbole poszczególnych

pierwiastków znajdujemy w układzie

okresowym (S, Na, Ba …).

Związek chemiczny: zbiór cząsteczek

będących połączeniem 2 lub większej

liczby atomów różnych pierwiastków

chemicznych, np.:

a/ 2atomy sodu (Na) z 1 atomem siarki (S)

tworzą związek o wzorze Na2S

b/ 3 atomy tlenu (O) z 2 atomami glinu (Al)

tworzą związek o wzorze Al2O3 c/ …

3

Woda ma wzór H2O, czyli w jej cząsteczce 2 atomy wodoru o sumarycznej masie 2u (2·1u)

łączą się z 1 atomem tlenu o masie 16u czyli stosunek masy wodoru do tlenu w cząsteczce wody

wynosi 2:16 czyli 1:8.

m(wodór) : m(tlen) = 2 : 16 = 1 : 8

bez względu na sposób jej otrzymania, np.:

a/ w reakcji bezpośredniej syntezy: H2 + ½O2 → H2O

b/ w reakcji zobojętniania: KOH + HCl → H2O + KCl

c/ ……

Symbol u oznacza jednostkę masy atomowej (1/12 masy izotopu C!" ; 1,66 · 10-27 kg)

Cząsteczka H2SO3 składa się z 2 atomów wodoru o sumarycznej masie 2u (2·1u),

1 atomu siarki o masie 32u i 3 atomów tlenu o masie 48u (3·16u) czyli stosunek masy wodoru

do siarki do tlenu w cząsteczce H2SO3 wynosi 2:32:48, a po skróceniu: 1:16:24.

m(wodór) : m(siarka) : m(tlen) = 2 : 32 : 48 = 1 : 16 : 24

bez względu na sposób otrzymania kwasu, np.:

a/ w reakcji otrzymywania z bezwodnika: H2O + SO2 → H2SO3

b/ w reakcji wypierania z soli: Na2SO3 + 2HCl → H2SO3 + 2NaCl

c/ ……

Przemiana fizyczna: przemiana, w wyniku

której z atomów bądź cząsteczek związków

chemicznych nie powstają inne cząsteczki

lub atomy o innych właściwościach

fizycznych i chemicznych, np. żarzący się

drucik w żarówce po wyłączeniu prądu

elektrycznego pozostaje w formie pierwotnej,

czyli nie zmienia swych właściwości ani

fizycznych ani chemicznych.

Prawo stałości składu: stosunek mas składników w

związkach chemicznych jest

wielkością stałą, niezależnie

od warunków w jakich ten

związek otrzymano.

4

Masy molowe atomów poszczególnych

pierwiastków odczytujemy z układu okresowego,

np. M(Na) = 23 g/mol; M(S)=32 g/mol itp.

Gazy nieszlachetne, czyli wodór, tlen, chlor, azot

oraz pierwiastki 17 grupy układu okresowego

w warunkach normalnych ciśnienia i temperatury

(1013,25 hPa; 273,15K) występują w

cząsteczkach dwuatomowych. Tak więc np.

masa molowa atomów tlenu wynosi 16 g/mol

[M(O) = 16 g/mol], a masa molowa cząsteczek

tlenu 32 g/mol [M(O2) = 32 g/mol].

Masy molowe związków chemicznych obliczamy sumując masy molowe atomów tworzących

je pierwiastków, np.:

a/ M(Na2S) = 2·23 g/mol + 32 g/mol = 78 g/mol

b/ M(K2CO3) = 2·39 g/mol + 12 g/mol + 3·16 g/mol = 138 g/mol

c/ …

Mg + 2HCl→ MgCl2 + H2

substraty produkty

1 mol magnezu = 24 g 24 g - 1 mol magnezu

2 mole atomów wodoru: 2·1g = 2 g 2·35,5 g = 71 g - 2 mole atomów chloru

2 mole atomów chloru: 2·35,5 g = 71g 2·1g = 2 g - 2 mole atomów wodoru

Łącznie = 97 g Łącznie = 97 g

Mol: liczność materii występująca wtedy,

gdy ilość cząstek, cząsteczek, jonów,

elektronów bądź innych „dowolnych

elementów” jest taka, jak liczba atomów

w 0,012 kg izotopu 12C, czyli 6,02·1023

(liczba Avogadro). Masa mola dowolnej

substancji, tzw. masa molowa (M)

wyrażana jest w gramach. Jednostką

masy molowej jest g/mol.

Molowa objętość gazów: 1 mol dowolnego

gazu w warunkach normalnych ciśnienia i

temperatury zajmuje objętość 22,4 dm3.

Prawo zachowania masy: łączna masa

produktów reakcji chemicznej równa jest

łącznej masie jej substratów, pod warunkiem,

że reakcja przebiega w układzie zamkniętym.

5

Zadanie 1

Oblicz masę 1 cząsteczki kwasu siarkowego (VI).

Rozwiązanie:

• Liczymy masę molową H2SO4

M(H2SO4) = 2·1 g/mol + 32 g/mol + 4·16 g/mol = 98 g/mol

• Jeden mol H2SO4 to zgodnie z liczbą Avogadro 6,02·1023 cząsteczek, czyli:

1 mol ----------- 6,02·1023 cząsteczek ---------------- 98 g

1 cząsteczka --------------- x g

x = !" !∙! !"!,!"∙!"!"!"

= 1,63 · 10-22 g

Odp.1 cząsteczka H2SO4 ma masę 1,63·10-22 g

Zadanie 2

W jakiej masie siarki znajduje się tyle samo atomów co w 56 gramach azotu w warunkach

normalnych ?

Rozwiązanie:

• Azot, w warunkach normalnych występuje w cząsteczkach dwuatomowych (N2)

1 mol N2 ------ 6,02·1023cząsteczek ------ 2·6,02·1023 atomów ------ 28 g

x atomów ------ 56 g

x = !·!,!"∙!"!"!"#$ó&∙!" !!" !

= 2,41·1024 atomów

• W jakiej masie siarki znajduje się 2,41·1024 atomów ?

1 mol S -------- 6,02·1023 atomów ------ 32 g

2,41·1024 atomów ------- x g

x = !,!·!"!"!"#$ó&∙!" !

!,!"∙!"!"!"#$ó& = 128,1g

Odp. W 128,1 g siarki znajduje się tyle samo atomów co w 56 gramach azotu w warunkach

normalnych.

6

Zadanie 3

Jaką objętość, w warunkach normalnych, zajął wodór powstały w reakcji 20 g wapnia z

nadmiarem kwasu solnego ?

Rozwiązanie:

Reakcja przebiega zgodnie z równaniem:

Ca + 2HCl → CaCl2 + H2

1 mol Ca ------------- 1 mol H2

40 g Ca ---------- 22,4 dm3

20 g Ca ---------- x dm3

x = !" !∙!!,! !"!

!" ! = 11,2 dm3

Odp. Wodór powstały w reakcji, warunkach normalnych, zajął objętość 11,2 dm3.

Zadanie 4

Jaką objętość, w warunkach normalnych, zajmą gazy niezbędne do syntezy 340 g amoniaku ?

Rozwiązanie:

• Liczymy masę molową NH3

M(NH3) = 14 g/mol + 3·1 g/mol = 17 g/mol

• Reakcja przebiega zgodnie z równaniem:

N2 + 3H2 → 2NH3 1 mol 3 mole 2 mole ------ 2 · 17g

4 mole -------------------- 34 g NH3

x moli -------------------- 340 g NH3

x = ! !"#$∙!"# !!" !

= 40 moli

1 mol ----------------- 22,4 dm3

40 moli ---------------- x dm3

x = !" !"#$∙!!,! !"!

! !"# = 896 dm3

Odp. Gazy niezbędne do syntezy 340 g NH3, w warunkach normalnych, zajmą objętość 896 dm3.

7

II. WZORY Wzór związku chemicznego ilustruje jego skład zarówno jakościowy, czyli określa z jakich

pierwiastków składa się dana substancja, jak i ilościowy, czyli w jakich stosunkach molowych

(a w efekcie także masowych) łączą się poszczególne pierwiastki. Skład danego związku jest

niezmienny i niezależny od sposobu jego otrzymania (prawo stałości składu – Proust).

Jak zatem tworzyć poprawne wzory związków nieorganicznych ?

Przyjmijmy pewne ustalenia:

1. Wzór związku chemicznego jest umownym zapisem cząsteczki, a cząsteczka jest obojętna,

czyli suma ładunków ujemnych musi być taka sama jak ładunków dodatnich.

2. Atomy poszczególnych pierwiastków występują na charakterystycznych dla siebie stopniach

utlenienia, które wynikają z ich konfiguracji elektronowej i dlatego:

a. Wodór w większości związków chemicznych występuje na stopniu utlenienia +I, b. Tlen w większości związków chemicznych występuje na stopniu utlenienia –II, c. Atomy pierwiastków grup 1 i 2 układu okresowego występują na stopniach utlenienia

zgodnych z numerami grup,

d. Dla atomów pierwiastków grup 13 - 17 układu okresowego maksymalny stopień utlenienia

jest równy numerowi grupy pomniejszonemu o 10,

e. Atomy pierwiastków metalicznych (blok s, d i częściowo p) występują na dodatnich

stopniach utlenienia,

f. Reszty kwasowe zawsze występują na ujemnych stopniach utlenienia a ich wartość

liczbowa jest zgodna z liczbą „atomów” wodoru w cząsteczce kwasu.

Kwasy

Kwasy, to związki o wzorze ogólnym HnR, gdzie n jest liczbą „atomów” wodoru w cząsteczce, a R – to umowny symbol reszty kwasowej.

HnR

symbol wodoru reszta kwasowa

liczba

atomów wodoru

Reszty kwasowe:

Ø kwasów beztlenowych są anionami niemetali (Cl-, Br-, S2-…)

8

Ø kwasów tlenowych są anionami składającymi się z „atomu” niemetalu i „atomu” lub „atomów” tlenu (SO3

2-, NO2-, ClO4

- …)

Zapisując wzór chemiczny kwasu, symbole poszczególnych pierwiastków zapisujemy w kolejności: wodór – niemetal- tlen

HClO

wodór niemetal tlen

HClO2


HClO3


HClO4


Powyższe kwasy, zachowując ten sam skład pierwiastkowy (wodór, chlor, tlen), różnią się składem ilościowym, czyli zawierają różne liczby atomów tlenu co wynika z różnego stopnia utlenienia chloru w ich cząsteczkach. Jak policzyć stopień utlenienia chloru? Każdy „tlen” ma stopień utlenienia –II a „wodór” +I. Zatem w HClO: -II + I = -I. Cząsteczka musi być obojętna zatem „chlor” jest na stopniu utlenienia +I. Podobne obliczenia zamieszczono w tabeli 1. Tabela 1: Ustalanie nazw kwasów

Wzór kwasu

Łączny „ładunek”

tlenu

Łączny „ładunek”

wodoru

Suma ładunków tlen

i wodoru Ładunek

niemetalu Nazwa kwasu

HClO2 -II x 2 = -IV +I -IV+ I = -III +III chlorowy (III)

HClO3 -II x 3 = -VI +I -VI+ I = -V +V chlorowy (V)

HClO4 -II x 4 = -VIII +I -VIII+ I = -VII +VII chlorowy (VII)

HNO2 -II x 2 = -IV +I -IV+ I = -III +III azotowy (III)

HNO3 -II x 3 = -VI +I -VI+ I = -V +V azotowy (V)

H2SO3 -II x 3 = -VI +I x 2 = +II -VI+ II = -IV +IV siarkowy (IV)

H2SO4 -II x 4 = -VIII +I x 2 = +II -VIII+ II = -VI +VI siarkowy (VI)

H3PO3 -II x 3 = -VI +I x 3 = +III -VI+ III = -III +III ortofosforowy (III)

H3PO4 -II x 4 = -VIII +I x 3 = +III -VIII+ III = -V +V ortofosforowy (V)

HCl 0 +I 0 + I = +I -I solny

HBr 0 +I 0 + I = +I -I bromowodorowy

HI 0 +I 0 + I = +I -I jodowodorowy

H2S 0 +I x 2 = +II 0 + I = +II -II siarkowodorowy

9

Wodorotlenki Wodorotlenki, to związki o wzorze ogólnym M(OH)n, gdzie n jest liczbą grup wodorotlenowych, a jednocześnie bezwzględną wartością stopnia utlenienia metalu o umownym symbolu M. Stopień utlenienia grupy wodorotlenowej wynosi –I.

M(OH)n

symbol metalu liczba grup wodorotlenowych

grupa wodorotlenowa (hydroksylowa)

NaOH Mg(OH)2 symbol metalu n=1 symbol metalu n=2 (1 grupa wodorotlenowa) (2 grupy wodorotlenowe)

Al(OH)3

symbol metalu n=3 (3 grupy wodorotlenowe)

Nazwy wodorotlenków tworzymy dodając do słowa „wodorotlenek” nazwę metalu. Jeśli metal występuje na kilku stopniach utlenienia zaznaczamy to w nazwie. Przykładowe wzory i nazwy kilku wodorotlenków przedstawiono w tabeli 2. Tabela 2: Ustalanie nazw wodorotlenków

Wzór wodorotlenku Stopień utlenienia metalu Nazwa NaOH +I wodorotlenek sodu

Mg(OH)2 +II wodorotlenek magnezu Fe(OH)2 +II wodorotlenek żelaza(II) Fe(OH)3 +III wodorotlenek żelaza(III) Cr(OH)2 +II wodorotlenek chromu(II) Cr(OH)3 +III wodorotlenek chromu(III)

10

Sole Sole, to związki o wzorze ogólnym MnRm, gdzie: M – symbol metalu n – bezwzględna wartość stopnia utlenienia reszty kwasowej, R – symbol reszty kwasowej m – bezwzględna wartość stopnia utlenienia metalu.

bezwzględna wartość stopnia utlenienia metalu

MnRm

symbol metalu reszta kwasowa

bezwzględna wartość stopnia utlenienia reszty kwasowej

=

lub inaczej:

stopień utlenienia metalu × n – m × stopień utlenienia reszty kwasowej=0

NaCl n=m=1, ponieważ stopień utlenienia sodu wynosi +I a chloru –I,

czyli: +I-I=0 BaCl2

n=1, a m=2, ponieważ stopień utlenienia baru wynosi +II, a chloru 2x(-I), czyli: +II –[2x(-I)] = 0

Tabela 3: Ustalanie nazw soli

Metal Stopień utlenienia metalu

Reszta kwasowa

Stopień utlenienia

reszty kwasowej

Równanie Wzór soli Nazwa soli

Zn 2+ NO3- 1- 2 x n = m x 1

jeśli n=1to m=2 Zn(NO3)2 azotan(V) cynku

Al 3+ SO42- 2-

3 x n = m x 2 jeśli n=2 to m=3 Al2(SO4)3 siarczan(VI) glinu

Ca 2+ PO43- 3- 2 x n = m x 3

jeśli n=3 to m=2 Ca3(PO4)2 ortofosforan(V)

wapnia

K 1+ PO43- 3- 1 x n = m x 3

jeśli n=3 to m=1 K3PO4 ortofosforan(V)

potasu

Cu 1+ S2- 2- 1 x n = m x 2

jeśli n=2 to m=1 Cu2S siarczek miedzi(I)

stopień utlenienia metalu × n m × bezwzględna wartość stopnia utlenienia reszty kwasowej

11

III. RÓWNANIA REAKCJI CHEMICZNYCH (z wyłączeniem procesów utleniania i redukcji)

Równania reakcji są umownym zapisem przemian chemicznych, w których z substratów o określonych właściwościach zarówno chemicznych jak i fizycznych powstają produkty o innych właściwościach.

Pisząc równania reakcji chemicznych nie wolno zmieniać wzorów poszczególnych związków chemicznych, lecz dobierając odpowiednio współczynniki stechiometryczne uzgadniać je w taki sposób, aby liczba atomów poszczególnych pierwiastków po obu stronach równania była identyczna.

Przykład 1.

Jak poprawnie zapisać równanie reakcji chemicznej wodorotlenku potasu z kwasem ortofosforowym(V)?

1. Zapisz schemat równania reakcji podając tylko wzory poszczególnych związków chemicznych:

KOH + H3PO4 → K3PO4 + H2O

2. Zauważ, że w K3PO4 są 3 jony K+. Przed reakcją jony K+ były w KOH, czyli potrzebne są 3 cząsteczki KOH – wpisujemy 3 przed KOH.

3KOH + H3PO4 → K3PO4 + H2O 3. Policz „atomy” tlenu przed reakcją: 3 w KOH i 4 w H3PO4 , czyli razem 7 Po reakcji, w K3PO4 są 4 „atomy” tlenu, więc żeby było 7, przed wodę należy wstawić współczynnik 3, zatem:

3KOH + H3PO4 → K3PO4 + 3H2O 4. Dla sprawdzenia policz „atomy” poszczególnych pierwiastków po obu stronach równania – powinny być takie same.

12

Przykład 2.

Jak poprawnie zapisać równanie reakcji chemicznej wodorotlenku glinu z kwasem siarkowym(VI)?


Al(OH)3 + H2SO4 → Al2(SO4)3 + H2O

2. Zauważ, że w Al2(SO4)3 są 2 jony Al3+. Przed reakcją jony Al3+ „były” w Al(OH)3, czyli potrzebne są 2 cząsteczki Al(OH)3 – wpisujemy 2 przed Al(OH)3.

2Al(OH)3 + H2SO4 → Al2(SO4)3 + H2O

3. Zauważ, że w Al2(SO4)3są 3 jony SO42-. Przed reakcją jony SO4

2- „były” w H2SO4, czyli potrzebne są 3 cząsteczki H2SO4– wpisujemy 3 przed H2SO4.

2Al(OH)3 + 3H2SO4 → Al2(SO4)3 + H2O

4. Policz „atomy” tlenu przed reakcją: 6 w 2 cząsteczkach Al(OH)3 i 12 w 3 cząsteczkach H2SO4 , czyli razem 18. Po reakcji, w Al2(SO4)3 jest 12 „atomów” tlenu, więc żeby było 18, przed wodę należy wstawić współczynnik 6, zatem:

2Al(OH)3 + 3H2SO4 → Al2(SO4)3 + 6H2O

5. Dla sprawdzenia policz „atomy” poszczególnych pierwiastków po obu stronach równania – powinny być takie same.

Przykład 3.

Jak poprawnie zapisać równanie reakcji chemicznej wodorotlenku baru z kwasem azotowym (V)?


Ba(OH)2 + HNO3 → Ba(NO3)2 + H2O

2. Zauważ, że w Ba(NO3)2 są 2 jony NO3-. Przed reakcją jony NO3

- „były” w HNO3, czyli potrzebne są 2 cząsteczki HNO3– wpisujemy 2 przed HNO3.

Ba(OH)2 + 2HNO3 → Ba(NO3)2 + H2O

3. Policz „atomy” tlenu przed reakcją: 2 w cząsteczce Ba(OH)2 i 6 w 2 cząsteczkach HNO3, czyli razem 8. Po reakcji, w Ba(NO3)2 jest 6 „atomów” tlenu, więc żeby było 8, przed wodę należy wstawić współczynnik 2, zatem:

Ba(OH)2 + 2HNO3 → Ba(NO3)2 + 2H2O

4. Dla sprawdzenia policz „atomy” poszczególnych pierwiastków po obu stronach równania – powinny być takie same.

13

IV. ZARYS SYSTEMATYKI ZWIĄZKÓW NIEORGANICZNYCH

Tlenki kwasowe to takie tlenki, które reagując z

zasadami tworzą odpowiednie sole, np.:

CO2 + 2KOH →K2CO3 + 2H2O

SO3 + 2NaOH → Na2SO4 + H2O

N2O5 + Ca(OH)2→ Ca(NO3)2 + H2O

Pośród tlenków kwasowych wyróżnia się grupa

bezwodników kwasowych, czyli związków, które

w reakcji z wodą tworzą odpowiednie kwasy.

SO2 + H2O → H2SO3

P2O5 + 3H2O → 2H3PO4

N2O3 + H2O → HNO2

Nie każdy tlenek kwasowy jest jednocześnie bezwodnikiem kwasowym, np. SiO2 nie reaguje z wodą, więc nie jest bezwodnikiem kwasowym, ale jest tlenkiem kwasowym, ponieważ w reakcji z zasadą tworzy sól.

SiO2 + 2NaOH → Na2SiO3 + H2O

Tlenki zasadowe to takie tlenki, które reagując z kwasami tworzą odpowiednie sole, np.

Na2O + 2HCl → 2NaCl + H2O

MgO + 2HNO3 → Mg(NO3)2 + H2O

3K2O + 2H3PO4 → 2K3PO4 + 3H2O

Pośród tlenków zasadowych wyróżnia się grupa bezwodników zasadowych, czyli związków, które w reakcji z wodą tworzą odpowiednie zasady.

CaO + H2O → Ca(OH)2

Li2O + H2O → 2LiOH

BaO + H2O → Ba(OH)2

Nie każdy tlenek zasadowy jest jednocześnie bezwodnikiem zasadowym, np. CuO nie reaguje z wodą, więc nie jest bezwodnikiem zasadowym, ale jest tlenkiem zasadowym, ponieważ w reakcji z kwasem tworzy sól.

CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O

Tlenki - związki tlenu z atomami

innych pierwiastków. Biorąc pod

uwagę właściwości chemiczne tej

grupy związków podzielono je na

tlenki: kwasowe, zasadowe, amfoteryczne i obojętne.

14

Tlenki amfoteryczne to takie tlenki, które reagują zarówno z mocnymi kwasami (HCl, HNO3,

H2SO4, HClO4…) jak i mocnymi zasadami (NaOH, KOH, Ca(OH)2,…) np.

Al2O3 + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2O

Al2O3 + 2NaOH + 3H2O → 2Na[Al(OH)4] tetrahydroksoglinian sodu

PbO + 2HNO3 → Pb(NO3)2 + H2O

PbO + 2KOH + H2O → K2[Pb(OH)4] tetrahydroksoołowian(II) potasu

ZnO + 2HClO4 → Pb(ClO4)2 + H2O

ZnO + 2KOH + H2O → K2[Zn(OH)4] tetrahydroksocynkan potasu

Tlenki obojętne to takie tlenki, które nie reagują ani z kwasami, ani z zasadami, np.: CO, NO….

Stopień utlenienia wodoru zależy od elektroujemności pierwiastka, z którym tworzy odpowiedni

wodorek. Wodorki metali aktywnych reagują z wodą, np.:

CaH2 + 2H2O → Ca(OH)2 + 2H2

NaH + H2O → NaOH + H2

Wodorki - związki wodoru z atomami

innych pierwiastków. np.: NaH, CaH2,

BH3…, w których wodór jest na stopniu

utlenienia –I, oraz CH4, NH3, H2S, HF…,

w których wodór jest na stopniu

utlenienia +I.

15

Kwasy można podzielić na:

Podziały te wzajemnie się nakładają. H2SO4 jest kwasem tlenowym, wielowodorowym,

mocnym. H2S jest kwasem beztlenowym, wielowodorowym, słabym.

Słabe kwasy wielowodorowe dysocjują stopniowo:

H3PO4 ⇌ H+ + H2PO4−

anion diwodoroortofosforanowy(V)

H2PO4− ⇌ H+ + HPO4

2− anion wodoroortofosforanowy(V)

HPO4

2− ⇌ H+ + PO43−

anion ortofosforanowy(V)

Kwasy reagują m.in. z:

Kwasy - zgodnie z teorią Arrheniusa to

związki, które w roztworach wodnych

dysocjują, czyli rozpadają się na kationy

wodorowe i aniony reszt kwasowych, np.:

HCl → H+ + Cl−

HNO3 → H+ + NO3−

H2SO4 → 2H+ + SO42−

tlenowe, czyli zawierające atomy tlenu w resztach kwasowych jak np. HNO2, H2SO4, … beztlenowe jak HCl, H2S, …

Jednowodorowe jak HCl, HNO2, wielowodorowe, jak np. H3PO4, H2SO3, …

mocne jak np. HCl, HNO3, … słabe jak np. H2S, HNO2, …

zasadami

H2SO4 + 2NaOH → Na2SO4 + 2H2O

tlenkami zasadowymi

H2SO4 + Na2O → Na2SO4 +

H2O

aktywnymi metalami

H2SO4 + 2Na → Na2SO4 + H2

niektórymi solami

H2SO4 + 2NaNO2 → Na2SO4 + 2HNO2

16

Wodorotlenki można podzielić na:

Zasady reagują m. in. z :

Wodorotlenki amfoteryczne to takie wodorotlenki, które reagują zarówno z mocnymi kwasami

(HCl, HNO3, H2SO4, HClO4…) jak i mocnymi zasadami (NaOH, KOH, Ca(OH)2,…) np.

Al(OH)3 + 3HCl → AlCl3 + 3H2O chlorek glinu

Al(OH)3 + NaOH → Na[Al(OH)4]

tetrahydroksoglinian sodu

Pb(OH)2 + 2HNO3 → Pb(NO3)2 + 2H2O azotan(V) ołowiu(II)

Pb(OH)2 + 2KOH → K2[Pb(OH)4]

tetrahydroksoołowian(II) potasu

Zn(OH)2 + 2HClO4 → Pb(ClO4)2 + 2H2O chloran(VII) ołowiu(II)

Zn(OH)2 + 2KOH → K2[Zn(OH)4]

tetrahydroksocynkan potasu

Wodorotlenki - zgodnie z teorią Arrheniusa

to związki, które w roztworach wodnych dysocjują,

czyli rozpadają się na kationy metali (lub NH4+) i

aniony wodorotlenowe (hydroksylowe), np.: NaOH → Na+ + OH−

KOH → K+ + OH−

Ca(OH)2 → Ca2+ + 2OH−

Wodne roztwory wodorotlenków to zasady.

jednohydroksy-lowe jak NaOH, LiOH

wielohydroksy-lowe, jak np.

Ca(OH)2, Al(OH)3

mocne jak np. NaOH, Ca(OH)2

słabe jak np. NH4OH

tlenkami kwasowymi Ca(OH)2 + SO2 → CaSO3 + H2O

kwasami Ca(OH)2 + H2SO4 →

CaSO4 + 2H2O

niektórymi solami Ca(OH)2 + K2SO4 →

CaSO4 + 2KOH

17

• Sole obojętne - „zbudowane” z kationów metali (lub NH4+) i anionów reszt kwasowych

• Wodorosole – poza z kationami metali (lub NH4+) i anionami reszt kwasowych zawierają w

swej strukturze jony wodorowe (H+), • Hydroksosole – poza z kationami metali (lub NH4

+) i anionami reszt kwasowych zawierają w swej strukturze jony wodorotlenowe (OH−).

Sole obojętne powstają m.in. w reakcjach:

• kwasów z metalami 2HClO4 + Ca → Ca(ClO4)2 + H2

• kwasów z bezwodnikami zasadowymi 2HClO4 + CaO → Ca(ClO4)2 + H2O

• kwasów z zasadami 2HClO4 + Ca(OH)2 → Ca(ClO4)2 + 2H2O

• bezwodników kwasowych z bezwodnikami zasadowymi Cl2O7 + CaO → Ca(ClO4)2

• kwasów z niektórymi solami 6HClO4 + Ca3(PO4)2 → 3Ca(ClO4)2 + 2H3PO4

Ze względu na zawarte w nich jony,

sole można podzielić na:

Sole obojętne

Sole reagują m.in. z:

• niektórymi kwasami NH4NO2 + HCl → NH4Cl + HNO2

• niektórymi zasadami NH4NO2 + NaOH → NaNO2 + NH3 + H2O

• niektórymi solami NH4NO2 + AgNO3 → AgNO2 + NH4NO3

Sole - to związki, zbudowane z kationów metali

(lub NH4+) i anionów reszt kwasowych, np.:

NaCl → Na+ + Cl−

Ca(NO3)2 → Ca2+ + 2NO3−

Na3PO4 → 3Na+ + PO43−

Sole mogą w swej strukturze zawierać także jony

H+ lub OH−.

obojętne

hydroksosole

wodorosole

18

Sole obojętne dysocjują jednostopniowo na kationy metali (lub NH4+) i aniony reszt

kwasowych, np.:

KCl → K+ + Cl−

Ba(NO3)2 → Ba2+ + 2NO3−

Al2(SO4)3 → 2Al3+ + 3SO42−

Wodorosole powstają m.in. w reakcjach kwasów wielowodorwych ze stechiometrycznym

niedomiarem zasad, np.:

H2SO3 + NaOH → NaHSO3 + H2O wodorosiarczan(IV) sodu

Powstały wodorosiarczan(IV) sodu, jest wodorosolą, bo „nie było” następnego jonu Na+, który

mógłby zastąpić drugi jon H+ w cząsteczce H2SO3. Działając kolejnym molem NaOH na NaHSO3

otrzymuje się sól obojętną :

NaHSO3+ NaOH → Na2SO3 + H2O siarczan(IV) sodu

Inny przykład:

H3PO4 + KOH → KH2PO4 + H2O diwodoroortofosforan(V) potasu

KH2PO4 + KOH → K2HPO4 + H2O wodoroortofosforan(V) potasu

K2HPO4 + KOH → K3PO4 + H2O ortofosforan(V) potasu

Hydroksosole powstają m.in. w reakcjach wodorotlenków wielohydroksylowych ze

stechiometrycznym niedomiarem kwasów, np.:

Mg(OH)2 + HCl → Mg(OH)Cl + H2O chlorek hydroksomagnezu

Powstały chlorek hydroksomagnezu, jest hydroksosolą, bo „nie było” następnego jonu Cl−,

który mógłby zastąpić drugą grupę OH- w cząsteczce Mg(OH)2. Działając kolejnym molem HCl na

Mg(OH)Cl otrzymuje się sól obojętną.

Mg(OH)Cl+ HCl → MgCl2 + H2O chlorek magnezu

Wodorosole

Hydroksosole

19

Inny przykład:

Al(OH)3 + HNO3 → Al(OH)2NO3 + H2O azotan(V) dihydroksoglinu

Al(OH)2NO3 + HNO3 → Al(OH)(NO3)2 + H2O azotan(V) hydroksoglinu

Al(OH)(NO3)2 + HNO3 → Al(NO3)3 + H2O azotan(V) glinu

V. REAKCJE W ROZTWORACH ELEKTROLITÓW

Stopień dysocjacji α można policzyć z zależności:

∝ = 𝒄𝒄𝒐

∙ 100%

Elektrolity to związki, które w

wyniku rozpuszczenia lub stopienia

dysocjują, czyli rozpadają się na

jony i w tej postaci przewodzą prąd

elektryczny. Elektrolitami są kwasy,

zasady i sole. Słabym elektrolitem

jest także woda.

Dysocjacja elektrolityczna to rozpad

cząsteczki na jony pod wpływem

rozpuszczalnika. Dysocjacja może być

całkowita lub częściowa, co określa stopień

dysocjacji (α) i jest podstawą podziału

elektrolitów na mocne i słabe. Dla mocnych

elektrolitów α jest zbliżony do 100%, a dla

słabych poniżej 5%.

stężenie molowe wszystkich cząsteczek wprowadzonych do roztworu

stężenie molowe cząsteczek zdysocjowanych

20

W równaniach reakcji dysocjacji mocnych elektrolitów stosuje się strzałkę skierowaną grotem z

lewej strony w prawą (→), a w równaniach reakcji dysocjacji słabych elektrolitów – dwie strzałki

skierowane przeciwnie (⇌)

Dysocjacja elektrolityczna kwasów Kwasy dysocjują na kationy wodorowe (H+) i aniony reszt kwasowych.

HCl → H+ + Cl−

H2SO4 → 2H+ + SO42−

HNO2 ⇌ H+ + NO2−

H2S ⇌ 2H+ + S2−

Dysocjacja elektrolityczna zasad Zasady dysocjują na kationy metali (lub NH4

+) i aniony wodorotlenowe (OH-).

KOH → K+ + OH−

Ca(OH)2 → Ca2+ + 2OH−

NH4OH ⇌ NH4++ OH−

Dysocjacja elektrolityczna soli Sole dysocjują na kationy metali (lub NH4

+) i aniony reszt kwasowych.

NaCl → Na+ + Cl−

Ba(NO3) 2→ Ba2+ + 2NO3-

Wszystkie sole są mocnymi elektrolitami.

Dysocjacja elektrolityczna wody Woda dysocjuje na kationy wodorowe(H+) i aniony hydroksylowe (OH-).

H2O ⇌ H++ OH−

Woda jest słabym elektrolitem.

21

Reakcje zobojętniania - to reakcje kwasów z zasadami. W ich wyniku

powstają sole i woda.

Przykład 1

HNO3 + NaOH → NaNO3 + H2O azotan(V) sodu

Kwas azotowy(V) (HNO3), zasada sodowa (NaOH) i azotan(V) sodu (NaNO3) są mocnymi

elektrolitami, więc można zapisać je jonowo:

H+ + NO3− + Na+ + OH− → Na+ + NO3

− + H2O

Upraszczając powyższe równanie, czyli usuwając „elementy” występujące po obu jego

stronach w tej samej postaci i ilości, uzyskujemy:

H+ + OH− → H2O

Przykład 2

H2SO4 + 2KOH → K2SO4 + 2H2O siarczan(VI) potasu

Kwas siarkowy(VI) (H2SO4), zasada potasowa (KOH) i siarczan(VI) potasu (K2SO4) są

mocnymi elektrolitami, więc należy zapisać je jonowo:

2H+ + SO42− + 2K+ + 2OH− → 2K+ + SO4

2− + 2H2O



H+ + OH− → H2O

Powyższe równania można traktować jako wzorcowe dla reakcji zobojętniania mocnych kwasów (HNO3, HCl, HClO4, H2SO4…) z mocnymi zasadami (NaOH, KOH, Ca(OH)2…)

Przykład 3

H2SO3 + 2KOH→ K2SO3 + 2H2O siarczan(IV) potasu

22

Zasada potasowa (KOH) i siarczan(IV) potasu (K2SO3) są mocnymi elektrolitami, więc

należy zapisać je jonowo, podczas gdy kwas siarkowy(IV) i woda, jako słabe elektrolity pozostają

w zapisie cząsteczkowym:

H2SO3 + 2K+ + 2OH− → 2K+ + SO32− + 2H2O



H2SO3 + 2OH− → SO32− + 2H2O

Przykład 4

H3PO4 + 3NaOH → Na3PO4 + 3H2O ortofosforan(V) sodu

Zasada sodowa (NaOH) i ortofosforan(V) sodu (Na3PO4) są mocnymi elektrolitami, więc

należy zapisać je jonowo, podczas gdy kwas siarkowy(IV) i woda, jako słabe elektrolity pozostają

w zapisie cząsteczkowym:

H3PO4 + 3Na+ + 3OH− → 3Na+ + PO43− + 3H2O



H3PO4 + 3OH− → PO43− + 3H2O

Przykład 5

HCl + NH4OH → NH4Cl + H2O chlorek amonu

Kwas solny (HCl) i chlorek amonu (NH4Cl) są mocnymi elektrolitami, więc należy zapisać

je jonowo, podczas gdy zasada amonowa (NH4OH) i woda, jako słabe elektrolity pozostają w

zapisie cząsteczkowym:

H+ + Cl− + NH4OH → NH4+ + Cl− + H2O



H+ + NH4OH → NH4+ + H2O

Uwaga: w jonowych równaniach reakcji zobojętniania zawsze sole (jako mocne elektrolity)

zapisuje się jonowo, a wodę (jako słaby elektrolit) zapisuje się cząsteczkowo.

23

Reakcje hydrolizy - to reakcje jonów soli z wodą. W ich wyniku powstaje

kwas i zasada, a roztwór przybiera odczyn kwasowy lub zasadowy.

Hydrolizie ulegają sole: mocnych kwasów i słabych zasad, mocnych zasad i słabych kwasów oraz

słabych zasad i słabych kwasów.

Hydrolizie nie ulegają sole mocnych kwasów i mocnych zasad. Ich wodne roztwory mają pH=7.

Hydroliza jest reakcją odwracalną, co oznacza się zapisem „⇌” zamiast „→”.

Przykład 1 MnCl2 – sól mocnego kwasu (HCl) i słabej zasady Mn(OH)2

MnCl2 wprowadzony do wody rozpuszcza się i dysocjuje zgodnie z równaniem:

MnCl2 → Mn2+ + 2Cl−

Powstałe jony reagują z wodą (hydroliza) zgodnie z równaniem:

Mn2+ + 2Cl− + 2H2O ⇌ Mn(OH)2 + 2H+ +2Cl−



Mn2+ + 2H2O ⇌ Mn(OH)2 + 2H+

Powstające jony H+ powodują, że odczyn roztworu jest kwaśny czyli pH<7

Przykład 2 Al(NO3)3 – sól mocnego kwasu (HNO3) i słabej zasady Al(OH)3

Al(NO3)3 wprowadzony do wody rozpuszcza się i dysocjuje zgodnie z równaniem:

Al(NO3)3 → Al3+ + 3NO3−


Al3+ + 3NO3− + 3H2O ⇌ Al(OH)3 + 3H+ +3NO3

−



Al3+ + 3H2O ⇌ Al(OH)3 + 3H+

Powstające jony H+ powodują, że odczyn roztworu jest kwaśny czyli pH<7

Hydroliza soli mocnych kwasów i słabych kwasów

24

Przykład 1

Na2S – sól mocnej zasady (NaOH) i słabego kwasu (H2S)

Na2S wprowadzony do wody rozpuszcza się i dysocjuje zgodnie z równaniem:

Na2S → 2Na+ + S2−


2Na+ + S2− + 2H2O ⇌ 2Na+ + 2OH− + H2S



S2− + 2H2O ⇌ 2OH− + H2S

Powstające jony OH- powodują, że odczyn roztworu jest zasadowy czyli pH>7

Przykład 2

KNO2 – sól mocnej zasady (KOH) i słabego kwasu (HNO2)

KNO2 wprowadzony do wody rozpuszcza się i dysocjuje zgodnie z równaniem:

KNO2 → K+ + NO2−


K+ + NO2− + H2O ⇌ K+ + OH− + HNO2



NO2− + H2O ⇌ OH− + HNO2

Powstające jony OH- powodują, że odczyn roztworu jest zasadowy czyli pH>7

Hydroliza soli mocnych zasad i słabych kwasów

25

Przykład 1

Fe(NO2)2 – sól słabej zasady (Fe(OH)2) i słabego kwasu (HNO2)

Fe(NO2)2 wprowadzony do wody rozpuszcza się i dysocjuje zgodnie z równaniem:

Fe(NO2)2 → Fe2+ + 2NO2−


Fe2+ + 2NO2− + 2H2O ⇌ Fe(OH)2 + 2HNO2

W wyniku reakcji powstały słabe elektrolity (zapis cząsteczkowy), czyli związki dysocjujące w

niewielkim stopniu. W wyniku ich dysocjacji powstają zarówno jony OH- (z dysocjacji Fe(OH)2) jak i

H+ (z dysocjacji HNO2). Nie wiedząc czy stężenie jonów OH- czy H+ będzie większe stwierdza się,

że odczyn roztworu po hydrolizie Fe(NO2)2 jest zbliżony do obojętnego.

Przykład 2

(NH4)3PO4 – sól słabej zasady (NH4OH) i słabego kwasu (H3PO4)

(NH4)3PO4 wprowadzony do wody rozpuszcza się i dysocjuje zgodnie z równaniem:

(NH4)3PO4 → 3NH4+ + PO4

3−


3NH4+ + PO4

3− + 3H2O ⇌ 3NH4OH + H3PO4

W wyniku reakcji powstały słabe elektrolity (zapis cząsteczkowy), czyli związki dysocjujące w

niewielkim stopniu. W wyniku ich dysocjacji powstają zarówno jony OH− (z dysocjacji NH4OH) jak i

H+ (z dysocjacji H3PO4). Nie wiedząc czy stężenie jonów OH-czy H+ będzie większe można

jedynie powiedzieć, że odczyn roztworu po hydrolizie (NH4)3PO4 jest zbliżony do obojętnego.

Hydroliza soli słabych zasad i słabych kwasów

26

Reakcje strącania osadów - to reakcje, w wyniku których powstają

związki trudno rozpuszczalne (osady). Substratami tych reakcji mogą być

kwasy, zasady i sole.

W zapisie cząsteczkowym osad zwykle zaznaczamy strzałką skierowaną w dół „$”.

Przykład 1

HClO4 + KOH → KClO4$ + H2O

Kwas chlorowy(VII) (HClO4) i zasada potasowa (KOH) są mocnymi elektrolitami, więc

można zapisać je jonowo:

H+ + ClO4− + K+ + OH- → KClO4$ + H2O

Przykład 2

H2SO4 + Ca(OH)2 → CaSO4$ + 2H2O

Kwas siarkowy(VI) (H2SO4) i zasada wapniowa (Ca(OH)2) są mocnymi elektrolitami, więc

można zapisać je jonowo:

2H+ + SO42− + Ca2+ + 2OH− → CaSO4$+ 2H2O

Przykład 1

HCl + AgNO3 → AgCl$+ HNO3

Kwas solny (HCl), kwas azotowy(V) i azotan(V) srebra są mocnymi elektrolitami, dobrze

rozpuszczalnymi w wodzie, więc można zapisać je jonowo:

H+ + Cl− + Ag+ + NO3− → AgCl$+ H+ + NO3

−

Kwas + zasada

Kwas + sól

27



Ag+ + Cl− → AgCl$

Przykład 2

H2SO4 + CaCl2 → CaSO4$ + 2HCl

Kwas siarkowy(VI) (H2SO4), kwas solny (HCl) i chlorek wapnia (CaCl2) są mocnymi

elektrolitami, dobrze rozpuszczalnymi w wodzie, więc można zapisać je jonowo:

2H+ + SO42− + Ca2+ + 2Cl− → CaSO4$+ 2H+ + 2Cl−



Ca2+ + SO42− → CaSO4$

Przykład 1

2NaOH + MgCl2 → Mg(OH)2$ + 2NaCl

Zasada sodowa (NaOH), chlorek magnezu (MgCl2) i chlorek sodu (NaCl) są mocnymi

elektrolitami, dobrze rozpuszczalnymi w wodzie, więc można zapisać je jonowo:

2Na+ + 2OH− + Mg2+ + 2Cl− → Mg(OH)2$+ 2Na+ + 2Cl−



Mg2+ +2OH− → Mg(OH)2$

Przykład 2

2KOH + Mn(NO3)2→ Mn(OH)2$ + 2KNO3

Zasada potasowa (KOH), azotan(V) manganu(II) (Mn(NO3)2) i azotan(V) potasu (KNO3) są

mocnymi elektrolitami, dobrze rozpuszczalnymi w wodzie, więc można zapisać je jonowo:

2K+ + 2OH− + Mn2+ + 2NO3− → Mn(OH)2$ + 2K+ + 2NO3

−



Mn2+ +2OH− → Mn(OH)2$

Zasada + sól

28

Przykład 1

AgNO3 + NaCl → AgCl$ + NaNO3 Z wyjątkiem AgCl, pozostałe sole są dobrze rozpuszczalne w wodzie, więc można zapisać

je jonowo:

Ag+ + NO3− + Na+ + Cl− → AgCl$+ Na+ + NO3

−



Ag+ + Cl− → AgCl$

Przykład 2

K2SO4 + BaCl2 → BaSO4$ + 2KCl

Z wyjątkiem BaSO4$, pozostałe sole są dobrze rozpuszczalne w wodzie, więc można

zapisać je jonowo:

2K+ + SO42− + Ba2+ + 2Cl− → BaSO4$ + 2K+ + 2Cl−



Ba2+ + SO42− → BaSO4$

VI.STĘŻENIA ROZTWORÓW

Każdy roztwór jest mieszaniną minimum 2 substancji:

rozpuszczalnika i przynajmniej jednej substancji

rozpuszczonej (substancji rozpuszczonych może być kilka). W

chemii nieorganicznej rozpuszczalnikiem zwykle jest woda.

Jej gęstość wynosi 1 g/cm3. Wzajemny „ilościowy” stosunek

substancji rozpuszczonych i rozpuszczalnika określają

stężenia.

ROZTWÓR

substancja

rozpuszczona

rozpuszczalnik +

sól + sól

29

Zadanie 1

Ile gramów NaCl i jaką objętość wody zużyto na przygotowanie 250 g 8% roztworu tej soli ?

Rozwiązanie:

Z definicji stężenia procentowego wynika, że 8 g soli jest w każdych 100 g roztworu, zatem:

8 g substancji ---------------------- 100 g roztworu

x g substancji ---------------------- 250 g roztworu

x = ! ! ∙!"# !!"" !

= 20 g substancji

stąd, jeśli masa roztworu wynosi 250 g, a substancja w nim rozpuszczona stanowi 20 g, to masę

rozpuszczalnika, czyli wody, obliczamy z różnicy: 250 g – 20 g = 230 g. Jeśli gęstość (d) wody

wynosi 1 g/cm3, to objętość (v) zużytej wody obliczamy jako

v = !!

= !"# !! !/!"! = 230 cm3 wody

Odp: Na przygotowanie 250 g 8% roztworu zużyto 20 g NaCl i 230 cm3 wody.

Zadanie 2

Jaką objętość wody należy odparować z 500 g 3 % roztworu MgCl2, aby otrzymać roztwór 10% ?

Rozwiązanie:

Ile gramów MgCl2 znajduje się w 500 g 3% roztworu ?

3 g MgCl2 ---------------------- 100 g roztworu

x g substancji ---------------------- 500 g roztworu

x = ! ! ∙!"" !!"" !

= 15 g MgCl2

Masa MgCl2, w wyniku odparowania wody, nie ulega zmianie, czyli w 10% roztworze też będzie

15 g MgCl2.

Stężenie procentowe określa masę substancji

rozpuszczonej w 100 g roztworu

Cp = 𝐦𝐚𝐬𝐚 𝐬𝐮𝐛𝐬𝐭𝐚𝐧𝐜𝐣𝐢 𝐫𝐨𝐳𝐩𝐮𝐬𝐳𝐜𝐳𝐨𝐧𝐞𝐣𝐦𝐚𝐬𝐚 𝐫𝐨𝐳𝐭𝐰𝐨𝐫𝐮 · 100%

30

10 g MgCl2 ---------------------- 100 g roztworu

15 g MgCl2 ---------------------- x g roztworu

x = !" ! ∙!"" !!" !

= 150 g roztworu

Jeśli masa roztworu przed odparowaniem wynosiła 500 g, a po odparowaniu ma wynosić 150 g,

to należy odparować 350 g czyli 350 cm3 wody. (500 g – 150 g = 350 g)

Odp: Należy odparować 350 cm3 wody.

Zadanie 3

Do 10 cm3 40% roztworu NaOH (d=1,4 g/cm3) dodano 90 cm3 wody. Oblicz stężenie procentowe

powstałego roztworu.

Rozwiązanie:

Stężenie procentowe dotyczy mas. Jaką masę miał roztwór przed dodaniem wody ?

m = v · d = 10 cm3 · 1,4 g/cm3 = 14,0 g

Ile gramów NaOH znajdowało się w tym roztworze ?

40 g NaOH ---------------------- 100 g roztworu

x g NaOH ------------------- 14,0 g roztworu

x = !" ! ∙!" !!"" !

= 5,6 g NaOH

Masa NaOH, w wyniku dodania wody, nie ulega zmianie, czyli w roztworze powstałym po

rozcieńczeniu też będzie 5,6 g NaOH. Jego masa to: 14 g roztworu przed rozcieńczeniem + 90 g

wody = 104 g

5,6 g NaOH ---------------------- 104 g roztworu

x g NaOH ---------------------- 100 g roztworu

x = !,! ! ∙!"" !!"# !

= 5,4 g NaOH

Odp: Stężenie powstałego roztworu wynosi 5,4%.

31

Zadanie 4

Do 20 cm3 12% roztworu KCl (d=1,2 g/cm3) dodano 30 cm3 5% (d=1,1 g/cm3). Oblicz stężenie

procentowe powstałego roztworu.

Rozwiązanie:

O stężeniu procentowym roztworu końcowego decyduje suma mas 12 % i 5% roztworu oraz suma

mas KCl znajdującego się w tych roztworach.

Jaką masę miał roztwór 12 %?

m = v · d = 20 cm3 · 1,2 g/cm3 = 24,0 g

Ile gramów KCl znajdowało się w tym roztworze ?

12 g KCl ------------------- 100 g roztworu

x g KCl -------------------- 24,0 g roztworu

x = !" ! ∙!",! !!"" !

= 2,88 g KCl

Jaką masę miał roztwór 5 %?

m = v · d = 30 cm3 · 1,1 g/cm3 = 33,0 g

Ile gramów KCl znajdowało się w tym roztworze ?

5 g KCl ---------------------- 100 g roztworu

x g KCl ---------------------- 33,0 g roztworu

x = ! ! ∙!!,! !!"" !

= 1,65 g KCl

Łączna masa roztworów wynosi: 24,0 g + 33,0 g = 57,0 g

Łączna masa KCl zawartego w tych roztworach to: 2,88 g + 1,65 g = 4,53 g

Cp = !"#" !"#!$%&'() !"#$%&#'#"()*

!"#" !"#$%"!& · 100%

Cp =!,!" ! !",! ! · 100% = 7,9 %

Odp: Stężenie powstałego roztworu wynosi 7,9%.

57g

4,53g

32

C = 𝐦𝐌·𝐕

Zadanie 1

Ile gramów glukozy (M=180 g/mol) zużyto na przygotowanie 800 cm3 roztworu o stężeniu 0,21 mol/dm3 ?

Rozwiązanie:

Z definicji stężenia molowego wynika, że w 1 dm3 roztworu znajduje się 0,21 mola glukozy. Ile

moli glukozy znajduje się w przygotowanym roztworze ?

0,21 mola glukozy ---------------------- 1000 cm3 roztworu

x mola glukozy ----------------------- 800 cm3 roztworu

x = !,!" !"#$ ∙!"" !"!

!""" !"! = 0,168 mola glukozy

Jaką masę stanowi 0,168 mola glukozy ?

1 mol glukozy ---------------------- 180 g glukozy

0,168 mola glukozy ---------------------- x g glukozy

x = !,!"# !"#$ ∙ !"#$! !"#

= 30,24 g glukozy

Odp: Na przygotowanie roztworu zużyto 30,24 g glukozy.

Stężenie molowe określa liczbę

moli substancji rozpuszczonej w

1 dm3 roztworu. Jednostką

stężenia molowego jest mol/dm3.

liczba moli substancji rozpuszczonej

objętość roztworu [dm3]

C = !!

n= !!

masa molowa substancji rozpuszczonej

masa substancji rozpuszczonej

33

Zadanie 2

Jaką objętość wody należy odparować z 300 cm3 0,07 molowego roztworu NaCl, aby otrzymać

roztwór o stężeniu 0,20 mol/dm3 ?

Rozwiązanie:

Ile moli KCl znajduje się w 300 cm3 0,05 molowego roztworu ?

0,07 mola KCl ---------------------- 1000 cm3 roztworu

x moli KCl ---------------------- 300 cm3 roztworu

x = !,!" !"# ∙ !"" !"!

!""" !"! = 0,021 mol KCl

Liczba moli KCl, w wyniku odparowania wody, nie ulega zmianie, czyli w 0,20 molowym roztworze

też będzie 0,021 molaKCl.

0,20 mola KCl ---------------------- 1000 cm3 roztworu

0,021 mola KCl ---------------------- x cm3 roztworu

x = !,!"# !"#$ ∙ !""" !"!

!,!" !"#$ = 105 cm3 roztworu

Jeśli objętość roztworu przed odparowaniem wynosiła 300 cm3, a po odparowaniu ma wynosić

105 cm3, to należy odparować 195 cm3 wody. (300 cm3 – 105 cm3 = 195 cm3)

Odp: Należy odparować 195 cm3 wody.

Zadanie 3

Do 200 cm3 3,50 molowego roztworu kwasu solnego dodano 50 cm3 wody. Oblicz stężenie

molowe powstałego roztworu.

Rozwiązanie:

W wyniku rozcieńczania roztworu nie zmienia się liczba moli substancji rozpuszczonej,

czyli n1 = n2, gdzie n1 - liczba moli przed dodaniem wody, n2 – liczba moli po dodaniu wody.

n1 = n2

c1· v1 = c2· v2

niewiadomą jest c2

c2 = !! ·!!!!

= 𝟑,𝟓𝟎𝐦𝐨𝐥

𝐝𝐦𝟑·𝟐𝟎𝟎 𝐜𝐦𝟑

𝟐𝟓𝟎 𝐜𝐦𝟑 = 2,80 mol/dm3

Odp: Stężenie powstałego roztworu wynosi 2,80 mol/dm3

34

Zadanie 4

Do 80 cm3 1,30 molowego roztworu KOH dodano 70 cm3 0,90 molowego roztworu KOH.

Oblicz stężenie molowe powstałego roztworu.

Rozwiązanie:

O stężeniu molowym roztworu końcowego (c3) decyduje suma moli substancji (n1+n2= n3)

znajdujących się w obu roztworach oraz suma objętości (v1 + v2= v3) tych roztworów.

n1 + n2 = n3

c1· v1 + c2· v2= c3· (v1 + v2)

niewiadomą jest c3

c3 = 𝐜𝟏 ·𝐯𝟏! 𝐜𝟐·𝐯𝟐𝐯𝟏! 𝐯𝟐

= 𝟏,𝟑 𝐦𝐨𝐥

𝐝𝐦𝟑 · 𝟎,𝟎𝟖𝐝𝐦𝟑 ! 𝟎,𝟗𝐦𝐨𝐥

𝐝𝐦𝟑· 𝟎,𝟎𝟕𝐝𝐦𝟑

𝟎,𝟎𝟖𝐝𝐦𝟑! 𝟎,𝟎𝟕𝐝𝐦𝟑 = 1,11 mol/dm3

Odp: Stężenie powstałego roztworu wynosi 1,11 mol/dm3

Przeliczanie stężeń

Zadanie 1

Jakie jest stężenie molowe 16% roztworu kwasu siarkowego(VI) (M=98 g/mol), jeśli jego gęstość wynosi 1,11 g/cm3 ?

Rozwiązanie:

W celu policzenia stężenia molowego należy ustalić liczbę moli substancji rozpuszczonej przypadającą na 1 dm3 roztworu. Zakładając, że mamy 1 dm3 roztworu, należy obliczyć jego masę.

m = v · d = 1000 cm3 · 1,11 g/cm3 = 1110 g

Korzystając z definicji stężenia procentowego wiemy, że 16 g H2SO4 jest w każdych 100 g roztworu, zatem:

16 g H2SO4 ------------------ 100 g roztworu

x g H2SO4 ------------------ 1110 g roztworu (1 dm3)

x = 𝟏𝟔 𝐠 ∙!!!" !!"" !

= 177,6 g H2SO4

1 mol H2SO4 -------------------- 98 g

x moli H2SO4 ------------------ 177,6 g

x = ! !"# ∙!"",! !!" !

= 1,81 mola H2SO4 w 1 dm3 roztworu

Odp: Stężenie molowe wynosi 1,81 mol/dm3.

35

Zadanie 2

Jakie jest stężenie procentowe 6,0 molowej zasady sodowej (M=40 g/mol), jeśli gęstość roztworu wynosi 1,22g/cm3 ?

Rozwiązanie:

W celu policzenia stężenia procentowego należy ustalić masę substancji rozpuszczonej przypadającą na 100 gramów roztworu. Zakładając, że mamy 1 dm3 roztworu, obliczamy jego masę.

m = v · d = 1000 cm3 · 1,22 g/cm3 = 1220 g

Korzystając z definicji stężenia molowego wiemy, że 6 moli NaOH jest w każdym 1 dm3, liczymy masę NaOH w 1 dm3 roztworu, zatem:

1 mol NaOH ------------------ 40 g NaOH

6 moli NaOH ------------------ x g NaOH

x = ! !"#$ ∙!" !! !"#

= 240 g NaOH (w 1 dm3 roztworu)

Cp = 𝐦𝐚𝐬𝐚 𝐬𝐮𝐛𝐬𝐭𝐚𝐧𝐜𝐣𝐢 𝐫𝐨𝐳𝐩𝐮𝐬𝐳𝐜𝐳𝐨𝐧𝐞𝐣!"#" !"#$%"!&

· 100%

Cp = !"#$

!""# ! ·100% = 19,7 %

Odp: Stężenie procentowe wynosi 19,7 %.

Zadanie 3

Jaką objętość 26% roztworu HNO3 (M=63 g/mol) o gęstości 1,15 g/cm3, należy zużyć na przygotowanie 500 cm3 roztworu o stężeniu 0,40 mol/dm3 ?

Rozwiązanie:

Ile moi HNO3 ma być w przygotowywanym roztworze ?

n = c · v = 0,4mol/dm3 · 0,50 dm3 = 0,20 mol

Jaka to masa ?

1 mol HNO3 ------------------- 63 g

0,20 mola HNO3 ------------------- x g

x = !,!" !"#$ ∙ 𝟔𝟑 𝐠/𝐦𝐨𝐥! !"#

= 12,6 g HNO3

W jakiej masie 26% roztworu HNO3 znajduje się 12,6 g tej substancji ?

36

26 g HNO3 -------------------------- 100 g roztworu

12,6 g HNO3 ------------------------- x g roztworu

x = !",! ! ∙ !"" !𝟐𝟔 𝐠

= 48,5 g roztworu

Jaka to objętość ?

V = !!

= !",! !𝟏,𝟏𝟓 𝐠/𝐜𝐦𝟑 = 42,1 cm3 roztworu

Odp: Na przygotowanie 500 cm3 roztworu o stężeniu 0,40 mol/dm3 należy zużyć 42,1 cm3 26 % roztworu HNO3.

Zadanie 4

50 cm3 6% roztworu HCl (M=36,5 g/mol) o gęstości 1,03 g/cm3 rozcieńczono wodą do objętości 200 cm3. Jakie jest stężenie molowe powstałego roztworu ?

Rozwiązanie:

Znamy objętość przygotowanego roztworu – 200 cm3. W celu ustalenia stężenia molowego należy policzyć, ile moli HCl zawierał 6% roztwór.

Jaką masę miał 6% roztwór ?

m = v · d = 50 cm3· 1,03 g/cm3 = 51,5 g

Ile gramów HCl znajdowało się w 51, 5 g jego roztworu ?

6 g HCl -------------------------- 100 g roztworu

x g HCl ------------------------- 51,5 g roztworu

x = 𝟔 𝐠 ∙ !",! !!"" !

= 3,1 g

Ile to moli ?

1 mol HCl ------------------- 36,5 g HCl

x moli HCl ------------------- 3,1 g HCl

x = ! !"# ∙ !,! !𝟑𝟔,𝟓 𝐠

= 0,08 mola

Jakie jest stężenie molowe powstałego roztworu ?

C = !𝐕 = !,!" !"#

𝟎,𝟐 𝐝𝐦𝟑 = 0,40 mol/dm3

Odp: Stężenie molowe wynosi 0,40 mol/dm3.

elementarz chemiczny

Documents

Transcript of elementarz chemiczny