CHEMIA OGÓLNA

CHEMIA OGÓLNA

Wykład 5

AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej

2

CHEMIA ROZTWORÓWRoztwór – homogeniczna mieszanina składająca się z

jednej lub więcej substancji rozpuszczonych w

rozpuszczalniku.


3

Rodzaje roztworów

substancja rozpuszczona

stopy metaliwilgoć

w drewniewodór

w platynieciało stałe

słodkie napojeherbata

wódkaetanol w wodzie

napoje gazowane

CO2 w wodzieciecz

dympopiół w

powietrzu

wilgoćwoda w

powietrzu

powietrze

O2 i inne gazy w

N2

gaz

ciało stałecieczgaz

rozp

uszc

zaln

ik


4

STĘŻENIA

Stężenia podaje skład roztworów.

Rodzaje stężeń

• procent wagowy, stężenie procentowe,

• procent objętościowy,

• ułamek molowy,

• stężenie molowe,

• stężenie normalne .


5

Procent wagowy (stężenie procentowe) – podaje

ilość jednostek wagowych (np. gramów) substancji

rozpuszczonej w 100 jednostkach (gramach)

wagowych roztworu.

%%100mm

m%100

mm

C%srozp

s

rur

spw

%w – procent wagowy, lub Cp – stężenie procentowe,

ms – masa substancji rozpuszczonej,

mr–ru – masa roztworu,

mrozp – masa rozpuszczalnika.


6

Przykład:

Obliczyć stężenie procentowe roztworu przygotowanego

przez rozpuszczenie 25g NaCl w 150g wody.

Dane:

ms=25g,

mrozp=150g.

Rozwiązanie:

%28,14%100g175

g25%100

g150g25

g25%w


7

Procent objętościowy – podaje ilość jednostek

objętości substancji rozpuszczonej w 100 jednostkach

objętości roztworu.

%%100vv

v%100

vv

%srozp

s

rur

sv

%v – procent objętościowy,

vs – objętość substancji rozpuszczonej,

vr–ru – objętość roztworu,

vrozp – objętość rozpuszczalnika.


8

Jaki jest procent objętościowy roztworu, jeżeli 40cm3

etanolu rozpuszczono w 60cm3 wody?

Dane:

vs= 40cm3,

vrozp = 60cm3.

Rozwiązanie:

%40%100cm100

cm40%100

cm60cm40

cm40%

3

3

33

3

v

Przykład:


9

Ułamek molowy – podaje stosunek ilości moli

jednego ze składników do sumy ilości moli wszystkich

składników w roztworze.

i21

s

ii

ss n...nn

nn

nx

xs – ułamek molowy,

ns – ilość moli składnika,

n1,2,..,i – ilość moli składnika „i”,

1xi

i


10

Rozwiązanie:

Ile wynosi ułamek molowy NaCl jeżeli 10g tej soli

rozpuszczono w 150g wody?

Dane:

mNaCl= 10g,

mH2O = 150g.

i

ii M

mn

molg

45.58molg

45.35molg

23MNaCl

mol17.0

molg

45.58

g10nNaCl

Przykład:


11

molg

18molg

16molg

12M OH2

mol33.8

molg

18

g150n OH2

02.0mol17.0mol33.8

mol17.0xNaCl

NaClOH x1x2

98.002.01x OH2


12

Stężenie molowe – podaje ilość moli substancji

rozpuszczonej w 1dm3 roztworu.

3

s

sM

dm

mol

vM

m

v

nC

CM – stężenie molowe,

n –ilość moli substancji rozpuszczonej,

v – objętość roztworu,

ms – masa substancji rozpuszczonej,

Ms –masa molowa substancji rozpuszczonej.


13

Rozwiązanie:

Ile gramów CaCl2 należy odważyć, aby przygotować

2dm3 3.5 molowego roztworu?

Dane:

CM= 3.5mol/dm3,

vr–ru = 2dm3

vMnv

nCM

mol7dm2dm

mol5.3n 3

3

Przykład:


14

ClCaCaCl M2MM2

molg

98.110molg

45.352molg

08.40M2CaCl

xmol7

g98.110CaClmol1 2

g779g86.778g98.1107x


15

Stężenie normalne – podaje ilość gramo–

równoważników substancji rozpuszczonej w 1dm3

roztworu.

3

s

ssN

dm

wal

vG

m

v

gC

CN – stężenie normalne,

gs –ilośc gramorównoważników substancji,

v – objętość roztworu,

ms – masa substancji,

Gs – gramorównoważnik.


16

Gramorównoważnik – ilość gramów substancji

powiązana z oddaniem lub przyjęciem jednego mola,

elektronów. Inaczej – masa molowa podzielona przez

ogólną wartościowość dodatnią lub ujemną.

walg

2M

GSOH ss42

walg

3M

GPOH ss43

Kwasy – gramorównoważnik jest równy masie

molowej podzielonej przez ilość atomów wodoru.

Przykład:


17

walg

2M

G)OH(Ca ss2

walg

3M

G)OH(Al ss3

Wodorotlenki – gramorównoważnik jest równy masie

molowej podzielonej przez ilość grup wodorotlenowych.

Przykład:


18

walg

12M

GSOK ss4

I2

walg

32M

G)SO(Al ss34

III2

walg

11M

GClNa ss

I

Sole – gramorównoważnik jest równy masie molowej

podzielonej przez ilość atomów metalu pomnożoną przez

jego wartościowość.

Przykład:


19

Rozwiązanie:

Ile gramów Ca(HCO3)2 znajduje się w 0.5dm3 roztworu

2–normalnego?

Dane:

CN= 2wal/dm3,

vrozp. = 0.5dm3

vGNmvG

mC ss

s

sN

walg

21

MG 2)3HCO(Ca

23II )HCO(Ca

Przykład:


20

)M3MM(2MM oCHCa)HCO(Ca 23

)molg

163molg

01.12molg

1(2molg

08.40M23)HCO(Ca

molg

1.162M23)HCO(Ca

walg

05.812

1.162G

23)HCO(Ca

g26.20dm5.0walg

05.81dm

wal5.0m 3

3s


21

ROZPUSZCZNIE

Roztwory powstają przez rozpuszczanie substancji w

rozpuszczalniku w wyniku:

• reacji chemicznych,

• solwatacji,

• dyspersji.


22

Rozpuszczanie w wyniku reakcji

Rozpuszczająca się substancja reaguje z cząsteczkami

rozpuszczalnika lub innej, wcześniej rozpuszczonej

substancji, tworząc nowy związek chemiczny.

22 HZnClHCl2Zn

3222 COHOHCO

43252 POH2OH3OP

Przykład:


23

Rozpuszczanie w wyniku solwatacji

Solwatacja (hydratacja) – polega na otaczaniu

cząsteczek rozpuszczającej się substancji przez

cząsteczki rozpuszczalnika (wody).


24Rozpuszczanie soli kuchennej w wodzie


25

Rozpuszczanie w wyniku dyspersji

Dyspersja – mieszanie się dwóch substancji w

wyniku dyfuzji i oddziaływań międzycząsteczkowych,

zachodzi głównie w gazach.


26

Rozpuszczalność

Rozpuszczalność – ilość substancji rozpuszczonej w

określonym rozpuszczalniku w określonych warunkach

temperatury i ciśnienia.

Roztwór w stanie równowagi z osadem (taki, w którym

nie można rozpuścić więcej substancji) nazywamy

nasyconym.


27

Maksymalną rozpuszczalność często wyraża się

jako maksymalne stężenie (stężenie roztworu

nasyconego) i wyraża się w gramach na 100 g

rozpuszczalnika.

g100

g

m

ms

rozp

ss

ss – rozpuszczalność,

ms – masa substancji,

mrozp – masa rozpuszczalnika.


28

Wpływ temperaturyWpływ temperatury zależny jest od efektu

cieplnego procesu rozpuszczania:

H<0 T - s, H>0 T - s.

Wpływ temperatury na rozpuszczalność niektórych soli.


29

Wpływ ciśnieniaWpływ ciśnienia na stężenie gazu rozpuszczonego

Prawo Henry’ego:

W stałej temperaturze ilość rozpuszczonego gazu

jest proporcjonalna do ciśnienia cząstkowego gazu w

równowadze z cieczą.

ii xkp


30Wpływ ciśnienia cząstkowego na rozpuszczalność gazów w wodzie


31

Fizykochemiczne właściwości roztworów

roztwory

doskonałe rzeczywiste

siły międzycząsteczkowe A-B = A-A i B-B

siły międzycząsteczkowe A-B > A-A i B-B


32

Prawo Raoulta – ciśnienie par

prawo Raoulta – podaje, że ciśnienie cząstkowe par

składnika nad roztworem jest proporcjonalne do

ciśnienia, jakie wykazywałby czysty składnik oraz jego

ułamka molowego.

i0ii xpp

pi – ciśnienie pary składnika „i”,

p0i – ciśnienie par nad czystym składnikiem „i”,

xi – ułamek molowy składnika „i”,

p – ciśnienie całkowite nad roztworem.

i

i0i xpp


33

Zależność ciśnienia par składników nad roztworem

od składu roztworu idealnego.


34

Temperatura wrzenia i krzepnięcia

roztworu

Wzrost stężenia roztworu powoduje podniesienie

temperatury wrzenia i obniżenie temperatury krzepnięcia

sols

sEmEb mM

mKCKT

sols

scmcs mM

mKCKT

KE – stała ebulioskopowa,

Cm – stężenie molarne,

KC – stała krioskopowa.


35

Dyfuzja

Proces dyfuzji – proces polegający na

przemieszczaniu się substancji z obszaru o wyższym

stężeniu do obszaru o niższym stężeniu.

Dyfuzja barwnika w wodzie


36

CADv

v – prędkość dyfuzji,

A – powierzchnia,

D – współczynnik dyfuzji,

C – gradient stężenia.

RTE

0

a

eDD

D0 – maksymalny współczynnik dyfuzji (dla nieskończonej T),

Ea – energia aktywacji,

T – temperatura,

R – stała gazowa.


37

Osmoza

Osmoza - dyfuzja cząsteczek rozpuszczalnika przez

membranę półprzepuszczalną, oddzielającą dwa

roztwory różniące się potencjałami chemicznymi.

Różnica potencjałów chemicznych wynika z różnicy

składu (stężenia) roztworów.

Błona półprzepuszczalna musi być przepuszczalna dla

rozpuszczalnika, a nieprzepuszczalna dla substancji

rozpuszczonej. Proces ten powoduje gradient ciśnienia

po obu stronach membrany.


38

RTC

– ciśnienie osmotyczne,

C – gradient stężenia.


39

Dysocjacja

Dysocjacja – rozpad cząsteczek na jony pod

wpływem rozpuszczalnika.

Dysocjujące cząsteczki nazywamy elektrolitami.

Mają one zdolność przewodzenia prądu.

mnmn nBmABA nm

ClHHCl 2

43

342 SO3Al2)SO(Al

Przykład:


40

Stopień dysocjacji – zdolność substancji do

dysocjacji – stosunek ilości cząsteczek dysocjujących

do ogólnej ilości cząsteczek w roztworze.

0

zd

n

n

nzd – ilość cząsteczek zdysocjowanych,

n0 – całkowita ilość cząsteczek w roztworze.a 1 – mocne elektrolity,

a < 0.1– słabe elektrolity,

0.1< < 1 – elektrolity średniej mocy.


41

Stała dysocjacji – stała równowagi reakcji dysocjacji.

mnmn nBmABA nm

nmBA

nB

mA

d c

ccK

– stężenia jonów,

nmBAc – stężenie cząsteczek niezdysocjowanych.

mn BAc,c

Kd – stała dysocjacji,


42

Prawo rozcieńczeń Ostwalda

Prawo rozcieńczeń Wilhelma Ostwalda podaje

zależność stałej dysocjacji od stopnia dysocjacji i

stężenia. prawo to stosuje się wyłącznie do

elektrolitów słabych (<0,1).

1c

K2

d

Kd – stała dysocjacji,

c – stężenie elektrolitu,

– stopień dysocjacji.


43

Aktywność

Aktywność – inaczej stężenie rzeczywiste podaje ilość

cząsteczek w roztworze i oddziaływania pomiędzy nimi.

iii cfa

ai – aktywność składnika „i”,

fi – współczynnik aktywności składnika „i”,

ci – stężenie składnika „i”.

Dla roztworów rozcieńczonych fi 1, więc ai = ci.


44

Iloczyn rozpuszczalności

Dla trudnorozpuszalnych soli mianownik w

wyrażeniu na stałą dysocjacji można przyjąć za

wartość stałą.

,c

ccK

nmBA

nB

mA

d

.constcnmBA

nmBAd cKL

L – iloczyn rozpuszczalności.

nB

mA

ccL


45

Iloczyn rozpuszczalności – iloczyn stężeń jonów

trudno rozpuszczalnej soli w jej roztworze nasyconym w

określonych warunkach. (T,P).

24

24 SOCaCaSO

24

24 SOCaCaSO ccL

I2PbPbI 22

2IPbPbI ccL 2

2

Przykład:


46

Teorie kwasów i zasad

Teoria Arrheniusa

Kwasy – substancje dysocjujące z wydzieleniem

jonu hydroniowego H3O+ (jon H+ w rzeczywistości

istnieje zawsze w towarzystwie cząsteczki wody).

Zasady – substancje dysocjujące z wydzieleniem

jonu wodorotlenowego OH-.

n32n ROnHOnHRHKwas

nOHMe)OH(Me nnZasada


47

Kwas – donor protonu (H+).

Zasada – akceptor protonu (H+).

Istnieją pary kwasowo–zasadowe

Teoria Brønsteada i Lowry’ego

Hzasadakwas

HOHOH2 HOHOH 23

HNHNH 34

Przykład:


48

Teoria Lewisa

Kwas – akceptor pary elektronowej ,

Zasada – donor pary elektronowej.

produktzasadakwas

3333 NHBFNHBF

43 AlClClAlCl

Przykład:


49

Miara kwasowości – pH

HOHOH2

Woda dysocjuje w bardzo niewielkim stopniu:

14OHHOH 10ccL

2

H

clogpH

0< pH < 14 – pH skala


50

substancja pH

kwas z akumulatorakwas żołądkowynapój typu cola

ocetsok pomarańczowy

piwokwaśny deszcz

kawaherbata

zdrowa skóra człowiekamleko

czysta wodakrew

woda morskamydło stałe

depilator w kremiewybielacz

0.51.5 – 2.0

2.52.9 3.54.5

<5.05.05.55.56.57.0

7.34 – 7.458.0

9.0 – 10.0 11.012.5


51

Pomiar pH przeprowadza się za pomocą:

• wskaźników – związków, najczęściej organicznych,

które zmieniają zabarwienie ze zmianą pH (lakmus,

BBT, fenoloftaleina, oranż metylowy, itp.)

• papierki wskaźnikowe – bibuła nasączona kilkoma

wskaźnikami, zmieniająca barwę w zależności od

pH,

Skala pH dla papierków wskaźnikowych

• pH – metru z elektrodą szklaną.


52

Zasada działąnia pH–metru

2He2H2

H

0H/HH/H

clnF2

RTEE

HH/H

clogF2

RT303.2E

pH059.0EH/H


53

Hydroliza

Hydroliza – reakcja jonów soli z wodą.

Sole mocnych kwasów i mocnych zasad

nie ulegają hydrolizie.

Przykład:

ClHOHNaOHClNa 2

HOHOH2dysocjacja wody


54

nHROHMeOnHRMe mn2

mn

Sale mocnych kwasów i słabych zasad:

Przykład:

2442

244 SOH2OHNH2OH2SONH2

odczyn po hydrolizie kwaśny

pH < 7


55

Sole słabych kwasów i mocnych zasad:

RHmOHMeOmHRMe mn

2mn

Przykład:

32223 COHOH2K2OH2COK2

odczyn po hydrolizie zasadowy

pH > 7


56

RHOHMeOxHRMe mn2mn

Sole słabych kwasów i słabych zasad:

Przykład:

SH)OH(FeOH2SFe 22222

odczyn po hydrolizie obojętny

pH 7

Documents

CHEMIA OGÓLNA