Elektroujemność

Efendi · Post autor: **Efendi** » 14 lis 2006, o 19:11

Witam!
Kompletnie nie rozumiem jak się to robi, a potrzebuję na jutro mieć zrobione takie zadania:
1. Podane pierwiastki uszereguj pod względem wzrastającej aktywności:
a) K, Ca, Li, Rb, Ba, Al
b) S, F, Br, P
2. Podane związki uszereguj pod względem malejącej mocy:
a)\(\displaystyle{ Pb(OH)_{2}}\), \(\displaystyle{ Al(OH)_{3}}\), \(\displaystyle{ Sr(OH)_{2}}\), NaOH
b)\(\displaystyle{ H_{2}S}\), HCl, \(\displaystyle{ NH_{3}}\), HI
Bardzo bym prosił o podanie rozwiązania. Jeżeli ktoś ma czas, to również proszę o wytłumaczenie tego zadania. Wiem, że to jest dość obszerny temat, ale nigdzie nie mogę znaleźć tego jakoś prostym językiem wytłumaczonego, a nauczycielka z chemii na lekcji także tego nie tłumaczyła.
Z góry dzięki!

Adrian S. · Post autor: **Adrian S.** » 2 gru 2006, o 13:01

1.
a) Al, Ca, Li, Ba, K, Rb
b) P, S, Br, F

2.
a) bez sensu zadanie, mocy względem czego?
Jeśli patrzeć na elektroujemność to będzie; NaOH, Sr(OH)2, Al(OH)3 (a nie Al(OH)2 !), Pb(OH)2

b)HCl, NH3, H2S, HI

Wyjaśnienie aktywność metali jest tym większa, czym mniejsza jest elektroujemność pierwiastka (atomy tych pierwiastków łatwiej oddają elektrony).
Z niemetalami jest na odwrót, im większa elektroujemność tym bardziej reaktywne (łatwiej przyjmują elektrony).

majdo · Post autor: **majdo** » 2 gru 2006, o 20:12

2.chyba chodzi o moc kwasowa lub zasadowa?
HI>HCl>>H2S>>NH3

Adrian S. · Post autor: **Adrian S.** » 2 gru 2006, o 21:12

Acha, więc HI jest kwasem mocniejszym niż HCl? No nie bardzo...
Poza tym mamy tutaj teoretycznie do czynienia z trzema kwasami i jedną zasadą. Wiec może chodzi o względną reaktywność, więc będzie tak jak napisałem.

bolo · Post autor: **bolo** » 3 gru 2006, o 00:00

Adrian S. pisze:Acha, więc HI jest kwasem mocniejszym niż HCl? No nie bardzo...

Niestety tak jest. I tak np. moc kwasów beztlenowych wzrasta w tej 17 grupie wraz ze wsrostem liczby atomowej. Fluor ma tak dużą elektroujemność, że przyciągając mocniej (niż np. jod) wodór, utrudnia jego oddysocjowanie.

Adrian S. · Post autor: **Adrian S.** » 3 gru 2006, o 08:50

Dobra, wszystko fajnie, ale piszecie o kilku odrębnych sprawach.
Np. jak porównacie kwas HCl z HNO3 skoro oba dysocjują w 100% ?
Moc kwasu wzrasta wraz ze wzrostem elektroujemności centralnego atomu w reszcie kwasowej, niby jest taka zasada ale HCl jest najmocniejszym kwasem z grupy 17.

Jeśli dalej macie wątpliwości to co rozumiecie pod pojęciem "moc kwasu"? Bo to wszystko jest względne..

Teraz nie mam czasu za godzinę napiszę wiecej.

nuclear · Post autor: **nuclear** » 3 gru 2006, o 09:06

Adrian S. pisze:Np. jak porównacie kwas HCl z HNO3 skoro oba dysocjują w 100% ?

chyba mozna za pomoca skali PH czym mniej tym mocniejszy

ale ja sie nie znam

Adrian S. · Post autor: **Adrian S.** » 3 gru 2006, o 10:11

No właśnie, tak więć "moc" kwasu możemy rozpatrywać różnie!
Tak więc bolo nie masz racji. Dlaczego? A dlatego, że HCl dysocjuje w 100% a w HI ustala się równowaga HI + H2O = H3O(+) + I- , w roztworze znajdują się niezdysocjowane "cząsteczki" HI.
A z drugiej strony możesz mieć rację, bo jest też taka reguła że moc kwasu wzrasta od HF do HI.
Jak widać wszystko tutaj jest względne.

Zacytuję tutaj mądrzejszego kolegę:

stała Ka dla HNO3 wynosi ok. 25, a dla HCl ok. 1000. I wszystko wiadomo.
Tylko że w (rozcieńczonych)roztworach wodnych wszystkie kwasy o Ka>1 są "mocne". A wynika to z właściwości samej wody jako rozpuszczalnika.
W roztworach niewodych można odróżnić np. HCl od HBr pod względem "mocy" kilkoma sposobami.
ps1. Reakcja : 2 NaCl + H2SO4 => 2 HCl + Na2SO4 zachodzi dopiero > kilkaset stopni C (warunki bezwodne). Natomiast r-cja:
NaCl + H2SO4 => NaHSO4 + HCl zachodzi na "zimno" i w obecności wody.
ps2. "Moc" kwasu to nie wszystko, bo np. w wyniku ogrzewania st. H3PO4 z NaCl wydziela sie chlorowodór. A dlaczego, to już zainteresowani sami sobie znajdą.
ps3. Umówmy sie że najmocniejszym kwasem w roztworach wodnych jest HClO4 a mieszanki typu SO3/H2SO4/SbF5/AsF5/PtF6/HF/SO2.... zostawmy na specjalne okazje

Tak więc jak widać "moc kwasu" to pojęcie względne. Można rozpatrywać ową moc biorąc pod uwagę:
- dysocjację (HF, HI, HNO2 nie dysocjują w 100%)
- pH (w przypadku mocnych kwasów jak HNO3, H2SO4 nie mówi się o pH tylko o funkcji kwasowości Hammeta)
- właściwości żrące (HF jest słabym kwasem a ma właściwości żrące)

Tak więc zadanie jest źle sformułowane (to zadanie z uszeregowaniem wg mocy), zwłaszcza, że mamy tam 3 kwasy i jedną zasadę. Więc chyba chodziło im o reaktywność.

POLECAM LEKTURĘ - ... Kwasy.html

bolo · Post autor: **bolo** » 3 gru 2006, o 11:22

Nie wiem co chcesz mi wmówić. Biorąc pod uwagę samą grupę, stałe dysocjacji kwasów beztlenowych rosną wraz ze wzrostem liczby atomowej. W związku z tym rośnie stosunek iloczynu stężeń jonów pochodzących z cząsteczek zdysocjowanych do cząsteczek niezdysocjowanych.

Adrian S. pisze:Zacytuję tutaj mądrzejszego kolegę:

Ja pozwolę sobie zacytować jeszcze mądrzejszego... Mam nadzieję, że PWN się nie obrazi

Adam Bielański, PWN, str. 347-348 pisze:\(\displaystyle{ \textrm{Tablica 11.4.} \\ \begin{array}{llllll}K_{a}(HF) & = & 6,3\cdot10^{-4} & K_{a}(H_{2}S) & = & 1,02\cdot10^{-7}\\ K_{a}(HCl) & = & 1\cdot10^{7} & K_{a}(H_{2}Se) & = & 1,9\cdot10^{-4} \\ K_{a}(HBr) & = & 3\cdot10^{9} & K_{a}(H_{2}Te) & = & 2,5\cdot10^{-3} \\ K_{a}(HF) & = & 1\cdot10^{10}\end{array}}\)

Moc kwasu beztlenowego wzrasta ze wzrostem liczby atomowej atomu połączonego z atomem wodoru. Kierunek wzrostu mocy kwasu jest przeciwny niż kierunek wzrostu elektroujemności tego atomu. Można by oczekiwać raczej odwrotnej relacji i sądzić, że zwiększenie elektroujemności atomu połączonego z atomem wodoru, pociągnie za sobą wzrost momentu dipolowego cząsteczki, będzie ułatwiać odszczepienie protonu i przyczyniać się do zwiększenia mocy kwasu. Na moc kwasów w obu szeregach widocznych w tabl. 11.4 wpływa zatem w silniejszym stopniu inny jeszcze czynnik. Czynnikiem tym są rozmiary anionu powstającego w czasie dysocjacji. Promień anionu wzrasta wyrażnie w szeregu od \(\displaystyle{ F^{-}(r_{F^{-}}=133pm)}\) do \(\displaystyle{ I^{-}(r_{I^{-}}=220pm)}\) oraz od \(\displaystyle{ SH^{-}}\) do \(\displaystyle{ TeH^{-}}\). Wpływ elektroujemności atomu połączonego z atomem wodoru daje się zauważyć dopiero wówczas, gdy porównujemy kwasy beztlenowe pierwiastków sąsiadujących z sobą w tych samych okresach układu okresowego, a więc \(\displaystyle{ HF}\) i \(\displaystyle{ H_{2}O}\), \(\displaystyle{ HCl}\) i \(\displaystyle{ H_{2}S}\) itd. Jony \(\displaystyle{ F^{-}}\) i \(\displaystyle{ OH^{-}}\), \(\displaystyle{ Cl^{-}}\) i \(\displaystyle{ SH^{-}}\) mają niemal takie same rozmiary, natomiast elektroujemność fluoru jest większa od elektroujemności tlenu, a elektroujemność chloru o elektroujemności siarki. W rezultacie woda i siarkowodór są znacznie słabszymi kwasami niż odpowiednio fluorowodór i chlorowodór.

Myślę, że tyle starczy słowem wyjaśnienia.

A kwasy tlenowe zostawmy na inną dyskusję, tam istotnie, możemy się powoływać bezpośrednio na elektroujemność pierwiastka centralnego.

Neecze · Post autor: **Neecze** » 4 gru 2006, o 20:55

Chciałem tylko nadmienić, że moc kwasu jest zdefiniowana bardzo jasno i nie ma co do tej definicji żadnych wątpliwości. Mianowicie im wyższy stopień dysocjacji, tym mocniejszy kwas. Można to przełożyć oczywiście na wartość stałej dysocjacji dla danego kwasu, ale to już będzie pojęcie wtórne (choć również często używane).

pH nie może być funkcją mocy kwasu ponieważ samo pH nie zależy bezpośrednio od stężenia jonów wodorowych (oksoniowych - lub jakby ich inaczej nie nazwać). pH jest funkcją aktywności jonów wodorowych, a aktywność jest tylko w pewnych przypadkach równa, lub prawia równa stężeniu (liczbowo oczywiście).

w przypadku mocnych kwasów jak HNO3, H2SO4 nie mówi się o pH tylko o funkcji kwasowości Hammeta

Standardowo w środowiskach niewodnych. Trudno jest bowiem mi sobie wyobrazić klasyczne określanie kolorów barwników w środowiskach tak silnie utleniających - jak stężony kwas siarkowy(VI) czy azotowy(V). No a w rozcieńczonych roztworach wodnych no to przecież wkladasz pH-metr i masz wynik. Co to za problem?

- właściwości żrące (HF jest słabym kwasem a ma właściwości żrące)

Właściwości żrące niewiele mają wspólnego z mocą kwasu. Jest to raczej potoczne rozumienie mocy kwasu, zapewne niezalecane przez IUPAC.

majdo · Post autor: **majdo** » 5 gru 2006, o 19:23

nie wnikam w to ale HI jest mocniejszy od HBr a ten od HCl i nie musze nigdzie szukac by potwierdzac i wdawac sie w dyskusje o teorii Pearsona czy mocy wiazan ,mila debata