Równowagi w roztworach wodnych - Strona Główna · 2019. 10. 31. · 2 Dysocjacja elektrolityczna Elektrolity rozpuszczając się w wodzie lub innych rozpuszczalnikach polarnych

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


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


• 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


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


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


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


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


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


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


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


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


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


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


• 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


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


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


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

Documents

Równowagi w roztworach wodnych - Strona Główna · 2019. 10. 31. · 2 Dysocjacja elektrolityczna Elektrolity rozpuszczając się w wodzie lub innych rozpuszczalnikach polarnych