Równowagi w roztworach wodnych - Strona Główna · 2019. 10. 31. · 2 Dysocjacja elektrolityczna...
Transcript of Równowagi w roztworach wodnych - Strona Główna · 2019. 10. 31. · 2 Dysocjacja elektrolityczna...
Równowagi w roztworach wodnych
Zakład Chemii Medycznej PUM
2
Dysocjacja elektrolityczna
Elektrolity rozpuszczając się w wodzie lub innych rozpuszczalnikach polarnych rozpadają się na jony dodatnie i ujemne (ulegają dysocjacji elektrolitycznej)
Nieelektrolity nie ulegają dysocjacji (nie przewodzą prądu elektrycznego)
Dysocjacji ulegają: związki tworzące w stanie stałym jonową sieć krystaliczną (NaCl,
NaOH) związki, w których występuje wiązanie kowalencyjne spolaryzowane
(HCl)
3
Dysocjacja elektorolityczna
dipolowe cząsteczki rozpuszczalnika osłabiają siły elektrostatyczne działające pomiędzy jonami
struktura krystaliczna związków jonowych ulega zniszczeniu
wokół jonów, które w krysztale otoczone były innymi jonami, grupują się cząsteczki rozpuszczalnika (solwatacja)
siły wzajemnego przyciągania pomiędzy jonami w rozpuszczalniku są słabsze niż oddziaływania pomiędzy jonami w krysztale.
jony w roztworze uzyskują swobodę ruchu i każdy z nich zachowuje się
jak niezależna cząstka o charakterystycznych właściwościach
fizycznych i chemicznych.
Szkolnictwo.pl
4
Dysocjacja elektrolityczna związków o wiązaniach kowalencyjnych spolaryzowanych
• proces jonizacji • pod działaniem dipolowych cząsteczek wody, następuje całkowite przesunięcie pary elektronowej w kierunku atomu bardziej elektroujemnego i utworzenie jonów • zwiększa się odległość między jonami • jony ulegają opłaszczeniu cząsteczkami wody (solwatacji) • jony istnieją niezależnie, obok siebie, w roztworze
• obecność powstałych w wyniku dysocjacji jonów sprawia, że wodne
roztwory elektrolitów są zdolne do przenoszenia ładunków elektrycznych
• jony poruszają się w roztworze w sposób chaotyczny
• różnica potencjałów sprawia, że ruch jonów staje się uporządkowany i jony ulegają rozładowaniu na odpowiednich elektrodach (elektroliza)
Szkolnictwo.pl
5
Stała i stopień dysocjacji
Podczas rozpuszczania w wodzie część elektrolitów ulega całkowitemu rozpadowi na jony, część jest zdysocjowana tylko
w niewielkim stopniu.
elektrolity mocne: kompletna dysocjacja
elektrolity słabe: w roztworze elektrolitu obecne są obok siebie jony i cząsteczki
niezdysocjowanych całkowita dysocjacja elektrolitów słabych wymaga mocniejszych
czynników niż woda (pełna dysocjacja kwasu octowego wymaga nadmiaru jonów wodorotlenowych)
6
Stała i stopień dysocjacji
Miarą mocy elektrolitu jest stopień dysocjacji oraz stała dysocjacji.
Stopień dysocjacji a określa,
jaka część ogólnej liczby rozpuszczonych cząsteczek elektrolitu uległa rozpadowi na jony
c liczba cząsteczek, która uległa dysocjacji
a = =
co ogólna liczba cząsteczek elektrolitu
7
Stała i stopień dysocjacji
• Stopień dysocjacji możemy wyrażać: • w procentach • jako liczbę ułamkową
• Osiąga największą wartość, równą jedności, gdy c=co, czyli gdy
wszystkie cząsteczki elektrolitu wprowadzone do roztworu ulegają dysocjacji na jony.
• Zależnie od stopnia dysocjacji wyróżniamy: • elektrolity mocne: a > 30% • średniej mocy: 5% < a < 30% • słabe: a < 5% • nieelektrolity: a = 0
8
Stała i stopień dysocjacji
Roztwory elektrolitów w porównaniu do roztworów nieelektrolitów o tym samym stężeniu molalnym wykazują:
• wyższe ciśnienie osmotyczne,
• Większe obniżenie prężności pary nad roztworem
• większe podwyższenie temperatury wrzenia
• większe obniżenie temperatury krzepnięcia.
9
Stała i stopień dysocjacji Pomiar wielkości, które zależą od liczby samodzielnych cząstek w roztworze, a nie zależą od ich rodzaju
i ładunku, pozwala wyznaczyć stopień dysocjacji elektrolitów:
n – liczba jonów powstających z 1 mola elektrolitu
i – współczynniki izotoniczny van`t Hoffa
P` D p` D T`k D T`w i= = = = P D p D Tk D Tw P`, P – ciśnienia osmotyczne elektrolitu i nieelektrolitu D p`, D p – obniżenie prężności pary elektrolitu i nieelektrolitu D T`k, D Tk – obniżenie temperatury krzepnięcia elektrolitu i nieelektrolitu
D T`w, D Tw – podwyższenie temperatury wrzenia elektrolitu i nieelektrolitu
i - 1
a =
n - 1
10
Stopień dysocjacji zależy od:
1. rodzaju rozpuszczonej substancji.
Każdy elektrolit zależnie od swej budowy wykazuje w danym rozpuszczalniku mniejszy lub większy stopień dysocjacji.
W tych samych warunkach i tym samym stężeniu:
- chlorowodór HCl rozpuszczony w wodzie
jest zdysocjowany w 100%
- kwas octowy CH3COOH jest zdysocjowany w 1%.
11
Stopień dysocjacji zależy od:
2. rodzaju rozpuszczalnika • W porównywalnych warunkach (stężenie, temperatura) wodorotlenek
sodu NaOH: • rozpuszczony w wodzie ulega dysocjacji w 100% - mocny elektrolit • rozpuszczony w benzenie ulega 1% dysocjacji - słaby elektrolit
• W zależności od stałej dielektrycznej rozpuszczalnika e decydującej o stopniu dysocjacji związku o wiązaniu jonowym, rozpuszczalniki dzielimy na takie, w których:
• praktycznie nie występuje dysocjacja rozpuszczonej substancji na jony
e = 10 – 15; np. czterochlorek węgla
• zachodzi częściowa jonizacja na jony
e = 15 – 40; np. alkohole alifatyczne
• może przebiegać całkowita dysocjacja rozpuszczonej substancji na jony
e > 40; np. woda (e = 81)
12
Stopień dysocjacji zależy od:
3. stężenia im mniejsze jest stężenie roztworu (im większe jego rozcieńczenie) tym
większą wartość osiąga stopień dysocjacji. Kwas octowy CH3COOH: 1 mol/L - elektrolit bardzo słaby - a =0,4% 0,001 mol/L - elektrolit średniej mocy - a = 13% 0,000001 mol/L – elektrolit mocny - a= 100% Elektrolity mocne, to takie, które przy dużych stężeniach (1 mol/L)
wykazują całkowitą lub daleko posuniętą dysocjację.
13
Elektrolity mocne i słabe
Do elektrolitów mocnych zaliczamy:
prawie wszystkie sole
niektóre kwasy nieorganiczne kwas azotowy(V) HNO3, chlorowy(VII) HClO4, HCl, HBr
kwasy organiczne, np. chlorowcokwasy
wodorotlenki I i II grupy głównej,
NaOH, KOH, Ba(OH)2, z wyjątkiem Be(OH)2 i Mg(OH)2
aminy alifatyczne.
14
Elektrolity mocne i słabe
Do elektrolitów słabych zaliczamy:
część kwasów nieorganicznych, np. H3BO3, H2CO3, H2SO3, HF
większość kwasów organicznych,
część zasad nieorganicznych np. roztwór amoniaku, hydrazyna
większość trudno rozpuszczalnych wodorotlenków metali i
aminy aromatyczne.
15
Stopień dysocjacji zależy od:
4. Temperatury Ze wzrostem temperatury dysocjacja:
wzrasta, maleje lub pozostaje bez zmian np. dysocjacja H2O jest procesem endotermicznym, stąd
stopień dysocjacji wzrasta ze wzrostem temperatury.
16
Stała i stopień dysocjacji
W stanie równowagi dynamicznej ustala się w roztworze zależność między jonami oraz cząsteczkami niezdysocjowanymi.
AB A+ + B- [A+] [B- ]
K = stała dysocjacji [AB]
• Stała dysocjacji równa jest stosunkowi iloczynu stężeń jonów, do stężenia cząsteczek nie zdysocjowanych w danej temperaturze
• Wartość stałej dysocjacji: • zależy od rodzaju elektrolitu i temperatury, • nie zależy od stężenia roztworu.
• Wartość stałej dysocjacji jest tym większa im mocniejszy jest elektrolit.
17
Teorie kwasów i zasad
teoria dysocjacji elektrolitycznej Arrheniusa kwas - substancja, która podczas rozpuszczania w wodzie dysocjuje z
odszczepieniem kationu wodorowego. zasada - substancja, która w wodzie dysocjuje z odszczepieniem
anionu wodorotlenowego.
teoria Brönsteda i Lowry’ego (protonowa teoria kwasów i zasad) kwas - substancja zdolne do oddania protonu, zasada - substancja zdolna do przyłączenia protonu. nie określa środowiska (rodzaju rozpuszczalnika)
teoria Lewisa - wykładnikiem kwasowości i zasadowości jest para elektronowa.
kwas - substancja o niecałkowicie zapełnionej ostatniej powłoce elektronowej, zdolna do przyłączenia pary elektronów
zasada - substancja zdolna do oddania pary elektronów.
18
Reakcje chemiczne w teoriach kwasów i zasad
Zgodnie z klasyczną teorią Arrheniusa najważniejsze typy reakcji jonowych to reakcje:
kwasów z zasadami (reakcje zobojętniania), kwasów z solami (wypieranie słabych kwasów), zasad z solami (wypieranie słabych zasad), soli z solami (strącanie osadów) soli z wodą (reakcje hydrolizy) kwasów i zasad z amfoterami
Zgodne z teorią protonową Brönsteda istota tych reakcji jest taka sama i można je zaliczyć do reakcji protolitycznych, czyli przemian polegających na przejściu protonu z jednej cząsteczki do drugiej:
dysocjacja, zobojętnianie hydroliza.
19
Reakcje chemiczne - dysocjacja
reakcje w teorii jonowej:
HClO4 H+ + ClO4- NaOH Na+ + OH-
H2S H+ + HS- NH3(aq) NH4+ + OH-
reakcje w teorii protonowej
sprzężona sprzężony
kwas1 + zasada2 zasada1 kwas2
HClO4 + H2O ClO4- + H3O
+
H2S + H2O HS- + H3O+
H2O + NH3 OH- + NH4+
H2O + HS- OH- + H2S
20
Reakcje chemiczne - dysocjacja
we wszystkich reakcjach następuje przeniesienie protonu
w reakcjach dysocjacji istotną rolę odgrywają cząsteczki rozpuszczalnika
cząsteczki wody zachowują się obojnaczo: są zdolne do oddawania protonu i są zdolne do przyjmowania protonów,
cząsteczki wody mogą odgrywać rolę kwasu lub zasady
(w zależności od rodzaju rozpuszczonej substancji)
21
Reakcje chemiczne - dysocjacja
właściwości kwasowo-zasadowe substancji zależą:
od jej właściwości
od substancji z którą reagują
od rodzaju rozpuszczalnika np.
kwas octowy w wodzie jest kwasem słabym
kwas octowy w ciekłym amoniaku jest kwasem mocnym
22
Reakcje chemiczne - dysocjacja
rozpuszczalnik ma wpływ na moc kwasu lub zasady: miarą mocy kwasu jest jego zdolność do oddawania protonów kwas określamy jako mocny (np. HClO4), jeżeli nastąpi
całkowite przeniesienie protonu od cząsteczki kwasu do cząsteczki rozpuszczalnika
kwas określamy jako słaby (np. H2S), jeżeli przesunięcie protonu nie jest całkowite
23
Reakcje chemiczne - dysocjacja
rozpuszczalnik ma wpływ na moc kwasu lub zasady: miarą mocy zasad jest jej zdolność do przyjmowania protonów
gdy woda ma słabsze właściwości akceptorowe niż substancja
rozpuszczona, to woda jest kwasem, a substancja rozpuszczana, która łatwiej przyjmuje protony jest zasadą, np. NH3.
zasadę określamy jako mocną, jeżeli nastąpi całkowite przeniesienie protonu od cząsteczki rozpuszczalnika do cząsteczki zasady
24
Reakcje chemiczne - dysocjacja
rozpuszczalniki aprotyczne, bierne: nie wykazują właściwości kwasowo-zasadowych,
wchodzą w reakcje z protonami
węglowodory i chlorowcopochodne
rozpuszczalniki amfiprotyczne w zależności od warunków reakcji mogą: zarówno odłączać jak i przyłączać protony
woda, etanol, ciekły amoniak
25
Reakcje chemiczne - dysocjacja
• rozpuszczalniki protolityczne: protonodonorowe posiadają
większą zdolność do odszczepiania niż do przyłączania protonów
zasady są dobrze zdysocjowane
kwasy uważane w wodzie za mocne, będą jedynie częściowo w nich zdysocjowane
bezwodny kwas octowy, kwas siarkowy
protonoakceptorowe - łatwo przyłączają protony, kwasy są dobrze zdysocjowane
zasady uważane w wodzie za mocne będą tylko częściowo zdysocjowane
wodny roztwór amoniaku, etery, pirydyna
26
Elektrolity mocne.
w stężeniach > 0,01 mol/L:
nie spełniają prawa działania mas
wykazują odstępstwa od prawa rozcieńczeń Ostwalda
pomiary np. przewodnictwa wskazują mniejszą niż teoretyczna ilość jonów
27
Elektrolity mocne. Teoria Hückla-Debye`a
Założenia: mocne elektrolity są całkowicie zdysocjowane na jony stopień dysocjacji nie zależy od stężenia jony nie mają swobody ruchów, szczególnie przy dużym stężeniu jon otoczony jest chmurą jonów przeciwnego znaku, działającą hamująco na
ruch jonów chmura elektronów przesuwa się w kierunku przeciwnym, niż jon, który otacza poruszający się jon hamowany jest siłą tarcia wywieraną przez cząsteczki
rozpuszczalnika przewodnictwo roztworów elektrolitów zwiększa się w miarę wzrostu
przyłożonej siły elektromotorycznej
Wzrost przewodnictwa wraz z rozcieńczaniem roztworu mocnego elektrolitu
nie zależy od zwiększania jego stopnia dysocjacji, ale od:
wzrostu szybkości poruszania się jonów (wskutek zmniejszenia się
chmury jonowej)
zmiany oddziaływań elektrostatycznych – wraz ze wzrostem
odległości słabną siły przyciągania elektrostatycznego między jonami
28
Aktywność jonu
Aktywność jonu – efektywne stężenie wynikające z maskującego wpływu wywieranego przez chmurę jonową
a = f . c f – współczynnik aktywności c – stężenie jonu Współczynnik aktywności zależy od ładunku elektrycznego jonu i wszystkich
pozostałych w roztworze jonów
Miarą oddziaływań wszystkich jonów jest siła jonowa, która określa natężenie pola elektrycznego w roztworze.
I = 0,5 Sci zi2
I – siła jonowa roztworu (moc jonowa roztworu)
zi – ładunek jonu ci – stężenie molowe jonu
29
Siła jonowa
Siła jonowa płynów ustrojowych wynosi ok. 0,16. oddziaływania między jonami a enzymami zależą od siły jonowej płynów wewnątrz i
zewnątrzkomórkowych obojętne cząstki, występujące obok jonów w roztworach nie mają wpływu na wielkość oddziaływań
elektrostatycznych – f=1 współczynnik aktywności wyznaczamy doświadczalnie
dla roztworów o sile jonowej <0,01 obliczmy ze wzoru log f = -A . z2(I)0,5 A – stała charakterystyczna dla rozpuszczalnika w danej temperaturze ,
dla wody A=0,5, w 20oC I – siła jonowa roztworu z – ładunek jonu
dla roztworów o sile jonowej 0,01< I < 0,1 obliczmy ze wzoru A . z2 (I)0,5 log f = 1 + B . a (I)0,5 A, B – stałe charakterystyczne z właściwości rozpuszczalnika i temperatury pomiaru
a – odpowiada średnicy uwodnionego jonu I – siła jonowa roztworu z – ładunek jonu
30
Siła jonowa
Współczynniki aktywności:
maleją: wraz ze wzrostem wartościowości jonu i siły jonowej (zależność wykładnicza)
dążą do jedności: w miarę rozcieńczania roztworu
W przypadku bardzo rozcieńczonych roztworów elektrolitów posługujemy się stężeniami,
nie aktywnościami
Siła jonowa
Zadanie
Obliczyć siłę jonową roztworu zawierającego w 0,5 L:
0,01 mol ZnCl2; 0,02 mola Al2(SO4)3; 0,04 mola AlCl3; 0,03 mola Na2SO4.
Stężenia odnosimy do 1 L:
CZnCl2 = 2∙0,01 = 0,02 mol/L; C Al2(SO4)3 = 2∙0,02 = 0,04 mol/L
C AlCl3 = 2∙0,04 = 0,08 mol/L; C Na2SO4 = 2∙0,03 = 0,06 mol/L
ZnCl2 ↔ Zn2+ + 2Cl- [Zn2+] = 0,02 [Cl-] = 2∙0,02 = 0,04
Al2(SO4)3 ↔ 2Al3+ + 3SO42- [Al3+] = 2∙0,04 = 0,08 [SO4
2-] = 3∙0,04 = 0,12
AlCl3 ↔ Al3+ + 3Cl- [Al3+] = 0,08 [Cl-] = 3∙0,08 = 0,24
Na2SO4 ↔ 2Na+ + SO42- [Na+] = 2∙0,06 = 0,12 [SO4
2-] = 0,06
I = 1/2 (CZn2+z2Zn2+ + CAl3+z
2Al3+ + CNa+z
2Na+
+ CCl-z2Cl- + CSO42-z
2SO42-) =
= 1/2 (0,02∙22 + 0,16∙32 + 0,12∙12 + 0,28∙(-1)2 + 0,18∙(-2)2) = 1,32 mol/L
31
Siła jonowa i aktywność
Zadanie
Obliczyć aktywność jonów Na+ i Cl- w 0,05 molowym roztworze NaCl.
NaCl ↔ Na+ + Cl-
[Na+] = 0,05 mol/L [Cl-] = 0,05 mol/L
I = 1/2 (CNa+z2Na+
+ CCl-z2Cl-) = 1/2 (0,05∙12 + 0,05∙(-1)2) = 0,05 mol/L
logf = - 0,5 ∙ z2 ∙ √I / (1+ √I ) = - 0,5 ∙ 12 ∙ √0,05 / (1+ √0,05) = - 0,0914
f = 0,810
a = 0,810 ∙ 0,05 = 0,041 mol/L
Zadanie
Jaka jest aktywność jonów K+ w roztworze zawierającym w 1 litrze 0,101 g KNO3 oraz 0,085 g
NaNO3?
1 mol KNO3 – 101 g 1 mol NaNO3 – 85 g
cKNO3 = 0,001 mol/L cNaNO3 = 0,001 mol/L
[K+] = 0,001 mol/L [Na+] = 0,001 mol/L [NO3-] = 0,001+ 0,001 = 0,002 mol/L
I = 1/2 (CK+z2K++CNa+z
2Na++CNO3-z
2NO3-) = 1/2 (0,001∙12 + 0,001∙12 + 0,002∙(-1)2) = 0,002 mol/L
logfK+= - (0,5 ∙ z2 ∙ √I) = - 0,5 ∙ 12 ∙ √0,002 = - 0,0224
fK+ = 0,95
aK+ = 0,95 ∙ 0,001 = 9,5 ∙10-4 mol/L
32
Rozpuszczalność i iloczyn rozpuszczalności
Rozpuszczalność jest to maksymalna ilość danej substancji (wyrażona w gramach lub
molach), jaką w danej temperaturze można rozpuścić w określonej ilości (100 g, 1000 g
lub 1 L) rozpuszczalnika uzyskując roztwór nasycony.
W przypadku soli trudno rozpuszczalnej ta jej część, która uległa rozpuszczeniu, jest
praktycznie zdysocjowana na jony – w roztworze nasyconym istnieje stan równowagi
między osadem w fazie stałej a jonami, które z niego powstają.
W roztworze nasyconym trudno rozpuszczalnej soli iloczyn ze stężeń jonów, na które ta
sól się rozpada, jest w danej temperaturze wielkością stałą i nazywa się iloczynem
rozpuszczalności Ir danej soli.
BmAn ↔ mBn+ + nAm−
IrBmAn = [Bn+]m[Am−]n
33
Rozpuszczalność i iloczyn rozpuszczalności
Na rozpuszczalność trudno rozpuszczalnej soli wpływają m.in.:
obecność wspólnego jonu - zwiększenie stężenia jednego rodzaju jonów
powoduje zmniejszenie stężenia drugiego rodzaju jonów, prowadzi to do
zmniejszenia rozpuszczalności osadu.
efekt solny - dodanie do roztworu zawierającego trudno rozpuszczalną sól
roztworu elektrolitu, nie posiadającego jonów wspólnych z osadem,
spowoduje wzrost siły jonowej w roztworze, co wpłynie na wzrost
rozpuszczalności osadu
34
Rozpuszczalność i iloczyn rozpuszczalności
Zadanie
W 500 cm3 nasyconego roztworu Ag2CrO4 w temp. 25°C znajduje się 3,5 ∙ 10−5 mola tej
soli. Obliczyć iloczyn rozpuszczalności Ag2CrO4.
Ag2CrO4 ↔ 2Ag+ + CrO42-
[Ag+] = 2 ∙ s
[CrO42-] = s 500 cm3 → 3,5 ∙ 10−5
1000 cm3 → 2 ∙ 3,5 ∙ 10−5 s = 7,0 ∙ 10−5 mol/dm3
Ir Ag2CrO4 = [Ag+]2 [CrO42-] = (2s)2 ∙ s = 4s3 = 1,372 ∙ 10−12 mol2/(dm3)2
35
Rozpuszczalność i iloczyn rozpuszczalności
Zadanie
Obliczyć rozpuszczalność CaF2 w roztworach następujących soli: NaCl, CaCl2, MgF2 o stężeniach
równych 0,1 mol/dm3 każda. Ir CaF2 = 7 ∙ 10-11.
1. w roztworze NaCl – nie ma wspólnego jonu
CaF2 ↔ Ca2+ + 2F- Ir CaF2 = [Ca2+]∙[F-]2 = s ∙ (2s)2 = 4 s3
2. w roztworze CaCl2 – wspólny jon Ca2+
[Ca2+] = 0,1 + s ← wartość s można pominąć (jest bardzo mała w porównaniu ze stężeniem jonów
Ca2+ pochodzących z CaCl2
Ir CaF2 = [Ca2+]∙[F-]2 =0,1∙(2s)2 = 0,4 s2
3. w roztworze MgF2 – wspólny jon F-
[F-] = 0,1 + 2s ← wartość s można pominąć
Ir CaF2 = [Ca2+]∙[F-]2 =s∙(0,1)2 = 0,01s
s = 7 ∙ 10-11 / 0,01 = 7 ∙ 10-9 mol/dm3
36
Reakcje zobojętniania
Zgodnie z jonową teorią Arrheniusa:
NaOH + HCl NaCl + H2O
Zapis jonowy reakcji przedstawia równanie:
Na+ + OH- + H+ + Cl- Na+ + Cl- + H2O
W reakcji biorą udział tylko jony:
H+ + OH- H2O
Reakcja zobojętniania zachodzi między jonami H+ i OH- tworzącymi słabo zdysocjowaną cząsteczkę wody. Powstała sól posiada jony w tej samej postaci przed i po reakcji.
37
38
Reakcje zobojętniania Zgodnie z protonową teorią Brönsteda-Lowry`ego reakcje zobojętniania
i dysocjacji zasad i kwasów polegają na przeniesieniu protonu z jonu H3O+
lub z cząsteczki kwasu do jonu OH-. Reakcje zobojętniania mają następujący przebieg: mocny kwas + mocna zasada, np. HCl + KOH
H3O+ + OH- H2O + H2O
słaby kwas + mocna zasada, np. CH3COOH + KOH
HA + OH- H2O + A-
mocny kwas + słaba zasada, np. HCl + NH3
H3O+ + B HB+ + H2O
słaby kwas + słaba zasada, np. CH3COOH + NH3
HA + B HB+ + A-
39
Reakcje zobojętniania Reakcje zobojętniania są reakcjami przeniesienia protonu
różnice między reakcjami dysocjacji i zobojętniania polegają na:
w reakcjach dysocjacji substratami są obojętne cząstki rozpuszczalnika
w reakcjach zobojętniania cząsteczki rozpuszczalnika są produktami reakcji (z wyjątkiem reakcji słabego kwasu i słabej zasady)
w reakcjach zobojętniania mocnego kwasu mocną zasadą przeniesienie protonu następuje między jonem H3O
+ a jonem OH-
w reakcji słabego kwasu z mocną zasadą proton przechodzi wprost z cząsteczki kwasu do jonu OH-
w reakcjach zobojętniania mocnego kwasu słabą zasadą przeniesienie protonu następuje między jonem H3O
+ a cząsteczką zasady,
w reakcji między słabym kwasem a słabą zasadą proton jest wymieniany bezpośrednio między tymi związkami
Reakcja hydrolizy
Zgodnie z teorią jonową reakcja hydrolizy to reakcja, która przebiega między
wodą a odpowiednimi solami, dając odczyn roztworu:
zasadowy dla soli słabych kwasów i mocnych zasad.
kwaśny dla soli mocnych kwasów i słabych soli,
obojętny dla soli słabych kwasów i słabych zasad. Pamiętając, że sól słabego
kwasu i słabej zasady (np.: CH3COONH4) ulegająca reakcji hydrolizy może także
wykazać odczyn roztworu słabo zasadowy lub słabo kwaśny, zależnie od mocy
zasady i kwasu w soli.
Odczyn obojętny dają też sole mocnych kwasów i mocnych zasad, które nie
ulegają hydrolizie.
grupa warunkująca
odczyn zasadowy roztworu
jony oksoniowe warunkują
odczyn kwaśny roztworu
CH3COO- + Na+ + H2O CH3COOH + Na+ + OH-
NH4+ + Cl- + H2O NH3 + Cl- + H3O+
Reakcje hydrolizy
W procesie hydrolizy:
soli zawierających wieloprotonowe słabe kwasy (np.: Na2CO3, K3PO4) tworzą się wodorosole, a dokładniej aniony wodorosoli
soli zawierających wielohydroksylowe wodorotlenki i mocne kwasy (np.: FeCl3, ZnCl2) tworzą się hydroksosole, a dokładniej kationy hydroksosoli
Równowagę hydrolizy możemy przesunąć w określonym kierunku zmieniając stężenia produktów hydrolizy
dodanie kwasu do roztworu soli słabych wielohydroksylowych wodorotlenków lub zasady do roztworu soli słabych wieloprotonowych kwasów cofa reakcję hydrolizy
usunięcie powstających kwasów i zasad w reakcji hydrolizy np.: wskutek ich lotności i podgrzewania roztworu powoduje wzrost reakcji hydrolizy
Miarą reakcji hydrolizy jest stopień i stała hydrolizy:
stopień hydrolizy wskazuje, jaka część ogólnej liczby rozpuszczonych cząsteczek soli uległa hydrolizie.
stałą hydrolizy soli wyprowadza się w odniesieniu do stanu równowagi, zgodnie z prawem działania mas.
Reakcje hydrolizy Zgodnie z teorią protonową, gdy kation i anion rozpuszczonej w wodzie soli wykazują w
stosunku do wody właściwości donorowe i akceptorowe protonu, następuje naruszenie równowagi między jonami wody H3O
+ i OH- i zmianie ulega pH roztworu.
Reakcja protolityczna typu zasady anionowej z cząsteczką wody
Roztwór octanu sodu ma pH większe od 7. Jon octanowy jest lepszym akceptorem protonu niż uwodniony jon sodowy donorem protonu.
Reakcja kwasu kationowego z cząsteczką wody
Roztwór chlorku amonu ma pH mniejsze od 7. Jon amonowy jest lepszym donorem protonu niż jon chlorkowy akceptorem protonu. W roztworze pojawiają się w nadmiarze jony oksoniowe H3O
+
42
A- + H2O HA + OH-
zasada anionowa
CH3COO- + H2O CH3COOH + OH-
BH+ + H2O B + H3O+
kwas kationowy
NH+ + H2O NH3 + H3O+
Reakcja hydrolizy
Reakcja hydrolizy:
jest reakcja protolityczną
anion słabego kwasu jest w teorii protonowej anionową zasadą a kation słabej zasady jest kationowym kwasem
różni się od reakcji dysocjacji słabych kwasów i zasad tym, że biorące w nich udział kwasy i zasady są obdarzone ładunkiem elektrycznym, a nie obojętnymi cząsteczkami
możemy traktować ją jako reakcję odwrotną do reakcji zobojętniania
soli wieloprotonowych kwasów i wielohydroksylowych zasad prowadzi do powstania amfolitów, które mogą przyłączać i odszczepiać protony
soli mocnych kwasów i mocnych zasad prowadzi do odczynu obojętnego