Chemia roztworów wodnych

liu
Gość Specjalny
Gość Specjalny
Posty: 1330
Rejestracja: 10 paź 2004, o 13:30
Płeć: Mężczyzna
Lokalizacja: Suchedniów
Pomógł: 104 razy

Chemia roztworów wodnych

Post autor: liu » 20 lut 2005, o 19:59

Tekscik jest w trakcie tworzenia, jesli zauwazycie jakies razace bledy to prosze informowac:)

Podstawy chemii roztworów wodnych.

I. Teorie kwasów i zasad we współczesnej chemii

Już alchemicy operowali pojęciem kwasu i zasady, jednak było ono najczęściej definiowane na podstawie zauważonych organoleptycznie właściwości chemicznych i fizycznych i ścisłej definicji ciężko było się doszukać. Pierwszą ścisłą teorię kwasów i zasad sformułował Arrhenius i ją też w pierwszej kolejności omówimy.

I. 1. Teoria kwasów i zasad Arrheniusa
Wprowadzimy przede wszystkim pojęcie elektrolitu. Elektrolit to substancja ulegająca dysocjacji (rozpadowi) w roztworze wodnym. Mocny elektrolit ulega dysocjacji w całości, zaś słaby tylko w pewnej części i reakcja jest odwracalna (zaznaczamy to strzałką w obie strony w równaniu reakcji).
Kwasem wg Arrheniusa jest substancja o budowie \(\displaystyle{ \rm {HR}}\), która w wodzie ulega dysocjacji (rozpadowi) na kation wodorowy \(\displaystyle{ \rm { H^+ }}\) i resztę kwasową.
\(\displaystyle{ \rm {HR \to H^+ + R^- }}\)
UWAGA: w rzeczywstości kation \(\displaystyle{ \rm {H^+}}\) nie istnieje, w roztworze istnieje jedynie jego uwodniona forma \(\displaystyle{ \rm {H_3O^+}}\) zwana kationem hydroniowym bądź oksoniowym. Dla uproszczenia zapisu stosujemy jednak zapis \(\displaystyle{ \rm {H^+}}\) który nie prowadzi do nieporozumień. W pełnym zapisie dysocjacja wyglądałaby tak: \(\displaystyle{ \rm {HR + H_2O \to H_3O^+ + R^- }}\).
W przypadku, gdy substancja zawiera więcej niż 1 atom wodoru dysocjacja następuje stopniowo, np. kwas siarkowy (VI):
\(\displaystyle{ \rm {H_2SO_4 \to H^+ + HSO_4^-}}\)
\(\displaystyle{ \rm {HSO_4^- \to H^+ + SO_4^{2-}}}\)
W ogólnym rozrachunku możemy to zapisać jednym równaniem:
\(\displaystyle{ \rm {H_2SO_4 \to 2H^+ + SO_4^{2-}}}\)
Zasadą wg Arrheniusa jest substancja o budowie \(\displaystyle{ \rm {AOH}}\), która w wodzie ulega dysocjacji na A i anion wodorotlenkowy \(\displaystyle{ \rm {OH^-}}\).
\(\displaystyle{ \rm {AOH \to A^+ + OH^-}}\)
Przy wielu grupach OH w cząsteczce postępujemy analogicznie jak przy kwasach.
3. Sole to substancje dysocjujące na kationy metalu (ewentualnie kationy amonowe \(\displaystyle{ \rm {NH_4^+}}\)) i aniony reszty kwasowej. Wszystkie sole są mocnymi elektrolitami. Przykład - siarczan (VI) sodu:
\(\displaystyle{ \rm {Na_2SO_4 \to 2Na^+ + SO_4^{2-}}}\)
Sole dysocjują od razu, nie występuje stopniowa dysocjacja.

Woda jest również elektrolitem (bardzo słabym) i w pewnym stopniu (zazwyczaj do pominięcia) dysocjuje (nazywamy tą reakcję autodysocjacją bądź autoprotolizą wody):
\(\displaystyle{ \rm { H_2O + H_2O \to H_3O^+ + OH^-}}\)
lub w uproszczeniu
\(\displaystyle{ \rm { H_2O \to H^+ + OH^- }}\)

I.2. Protonowa teoria kwasów i zasad Bronsteda-Lowry'ego.
Teoria Arrheniusa ma pewne wady, mianowicie opisuje jedynie sytuację, gdy rozpuszczalnikiem jest woda, i niektórych substancji mimo ich wyraźnie kwasowego/zasadowego charakteru nie da się ująć w ramach teorii Arrheniusa. Dlatego też została skonstruowana nowocześniejsza teoria, opierająca się na odszczepianiu i przyłączaniu protonu.
Kwasem Bronsteda jest substancja, która jest zdolna oddać proton w reakcji chemicznej. Zasadą zaś jest substancja, która proton odbiera. Przykład:
\(\displaystyle{ \rm { H_3PO_4 + H_2O \rightleftharpoons H_2PO_4^{-} + H_3O^+}}\)
\(\displaystyle{ \rm { kwas_1 + zasada_1 \rightleftharpoons zasada_2 + kwas_2 }}\)
Widać, że reakcje kwasów i zasad Bronsteda zachodzą pomiędzy sprzężonymi parami kwas-zasada.
Ciąg dalszy nastąpi:)

I.3. Elektronowa teoria kwasów i zasad Lewisa.
Under construction.

II. Podstawowe wielkości charakteryzujące roztwory elektrolitów.
Dla celów czysto praktycznych i obliczeniowych wprowadzamy pewne wielkości - stopień dysocjacji \(\displaystyle{ \alpha}\), stałą dysocjacji K, pH i pOH.
II.1. Stopień dysocjacji
Wielkość ta charakteryzuje, stosunek ilości substancji wprowadzonej do roztworu, która zdysocjowała, do całej wprowadzonej ilości substancji. Matematyczna definicja wygląda tak:
\(\displaystyle{ \Large \alpha = \frac{n_z}{n_s}}\) lub \(\displaystyle{ \Large \alpha = \frac{n_z}{n_s} \cdot 100%}\)
\(\displaystyle{ \Large n_z}\) - liczba moli substancji zdysocjowanej
\(\displaystyle{ \Large n_s}\) - liczba moli substancji wprowadzonej do roztworu
Te 2 wersje różnią się jedynie jednostką - procentami. Dla ustalenia uwagi przyjmijmy tą pierwszą wersję.
Z prostego rachunku wynika, że zamiast ilościami moli możemy operować stężeniami molowymi, czyli nasz wzór przyjmuje postać:
\(\displaystyle{ \Large\alpha = \frac{C_z}{C_s}}\)
gdzie \(\displaystyle{ \Large C_z, C_s}\) mają znaczenie analogiczne, jak we wzorze poprzednim.
Mówiąc intuicyjnie, stopień dysocjacji okresla nam, ile wrzuconej do wody substancji nam zdysocjuje. Gdy elektrolit jest mocny, to naturalnie \(\displaystyle{ \alpha = 1}\), gdy substancja nie jest w ogóle elektrolitem, to \(\displaystyle{ \alpha = 0}\).

II.2. Stała dysocjacji.
Przyjmiemy tu, że pojęcie stałej równowagi reakcji chemicznej jest Czytelnikowi znane. Pamiętajmy, że pojęcie stałej dysocjacji K odnosi się tylko do elektrolitów słabych. Rozpatrzmy stałą równowagi dla reakcji:
\(\displaystyle{ \rm { HR \rightleftharpoons H^+ + R^{-} }}\)
\(\displaystyle{ \Large K = \frac{[H^+][R^-]}{[HR]}}\)
Liczbę K nazwiemy stałą dysocjacji kwasu HR.
Analogiczne równanie ułożymy dla zasady:
\(\displaystyle{ \rm { AOH \rightleftharpoons A^+ + OH^{-} }}\)
\(\displaystyle{ \Large K = \frac{[A^+][OH^-]}{[AOH]}}\)
Liczbę K nazwiemy stałą dysocjacji zasady AOH.
UWAGA! W przypadku kwasów wieloprotonowych i zasad zawierających więcej niż 1 grupę hydroksylową stała K jest inna po odłączeniu każdego protonu/grupy OH-. Przykładem może tu być kwas węglowy, który dysocjuje jak następuje:
\(\displaystyle{ \rm { H_2CO_3 \rightleftharpoons H^+ + HCO_3^{-} } K=4,5\cdot 10^{-7}}\)
\(\displaystyle{ \rm { HCO_3^- \rightleftharpoons H^+ + CO_3^{2-} } K=4,7\cdot 10^{-11}}\)
Jak widać, różnica w stałej jest o 4 rzędy wielkości, więc używając do obliczeń tej samej stałej popełnilibyśmy znaczny błąd.
Samej stałej K w praktyce zadań z wodnych roztworów elektrolitów praktycznie nie używa się, ważne jest prawo, które dzięki niej uzyskujemy nazwane prawem rozcieńczeń Ostwalda.
II.3. Prawo rozcieńczeń Ostwalda.
Prawo to wiąże ze sobą 2 uprzednio wprowadzone wielkości - stałą i stopień dysocjacji.
Wyprowadzimy tutaj prawo rozcieńczeń Ostwalda dla dowolnego elektrolitu o budowie AB (zaliczy nam się tutaj zarówno HR, jak i AOH). Załóżmy, że jego stopień dysocjacji wynosi \(\displaystyle{ \alpha}\), i, że jego stężenie w roztworze jest równe \(\displaystyle{ C}\). Równanie na stałą dysocjacji tego elektrolitu wygląda następująco:
\(\displaystyle{ \Large K = \frac{[A]\cdot \[B\] }{[AB]}}\)
Skoro stopień dysocjacji wynosi \(\displaystyle{ \alpha}\), to stężenia \(\displaystyle{ \[A\]}\) i \(\displaystyle{ \[B\]}\) wynoszą \(\displaystyle{ \alpha \cdot C}\), a stężenie \(\displaystyle{ [AB]= C-\alpha\cdot C = C(1-\alpha)}\). Po wstawieniu tych wielkości do wyrażenia na stałą dysocjacji i uproszczeniu dostajemy:
Prawo rozcieńczeń Ostwalda - \(\displaystyle{ \Large K = \frac{C\alpha^2}{1-\alpha}}\)
Jeśli \(\displaystyle{ \alpha }\) lub \(\displaystyle{ \frac{C}{K} \geq 400}\) to \(\displaystyle{ 1-\alpha \approx 1}\) i nasze prawo upraszcza się do postaci:
Uproszczone prawo rozcieńczeń Ostwalda - \(\displaystyle{ \Large K = C\alpha^2}\)
Prawo to jest bardzo często używane w zadaniach obliczeniowych, poza tym wypływa z niego ważny praktyczny wniosek:
Stopień dysocjacji elektrolitu rośnie z jego rozcieńczeniem.
Przykładowe zadanie z zakresu wprowadzonych pojęć ("Obliczenia chemiczne" pod redakcja A. Sliwy, zadanie XI.36):
Obliczyć stężenie jonów wodorowych i stopień dysocjacji w 0,05-molowym roztworze kwasu chlorowego (III). Stała dysocjacji \(\displaystyle{ K=4,3 \cdot 10^{-8}}\).
Dane w zadaniu: \(\displaystyle{ C=0,05, K=4,3 \cdot 10^{-8}}\)
Szukane: \(\displaystyle{ \[H^+\] = ?, \alpha = ?}\)
Obliczmy C/K:
\(\displaystyle{ \frac{C}{K} = \frac{0,05}{4,3 \cdot 10^{-8}} = 1,16 \cdot 10^6 \geq 400}\)
Możemy zatem zastosować prawo w formie uproszczonej. Po przekształceniu dostajemy:
\(\displaystyle{ \alpha = \sqrt{\frac{K}{C}} = \sqrt{\frac{4,3 \cdot 10^{-8} }{0,05}} = 0,93 \cdot 10^{-3}}\).
Ponieważ kwas chlorowy podczas dysocjacji oddziela 1 proton, to \(\displaystyle{ \[ H^+ \] = C_z}\). Z określenia stopnia dysocjacji mamy:
\(\displaystyle{ \[H^+\] = C \cdot \alpha = 0,05 \cdot 0,93 \cdot 10^{-3} = 4,65 \cdot 10^{-5} \frac{mol}{L}}\).

rkaminski
Użytkownik
Użytkownik
Posty: 51
Rejestracja: 8 maja 2005, o 21:43
Płeć: Mężczyzna
Lokalizacja: Warszawa
Podziękował: 2 razy

Chemia roztworów wodnych

Post autor: rkaminski » 11 maja 2005, o 23:24

To jest bardzo ważne!!!

W roztworze wodnym nie może istnieć kation H+ czyli rdzeń wodoru. Będzie on natychmiast wiązany przez wolne pary elektronowe cząsteczki rozpuszczalnika tworząc H3O+. Zwracam tylko na to uwagę ponieważ jest to bardzo istotne !!!

majdo
Użytkownik
Użytkownik
Posty: 69
Rejestracja: 25 lut 2006, o 10:39
Płeć: Mężczyzna
Lokalizacja: Warszawa
Podziękował: 1 raz
Pomógł: 18 razy

Chemia roztworów wodnych

Post autor: majdo » 25 lut 2006, o 17:47

H3O+ również jako tako nie występuje w wodzie samopas,to również uproszczenie.
Jon tenże jest solwatowany.np. H3O+(H2O)4,czyli jest jako akwajon."Pojedyncze" H3O+ stwierdzano w niektórych kryształach.
Jednakże uproszczenia w postaci H+ jest często stosowane zarówno przez "zawodowców" jak i dla celów dydaktycznych.

drakkar
Użytkownik
Użytkownik
Posty: 6
Rejestracja: 22 maja 2010, o 11:22
Płeć: Mężczyzna
Lokalizacja: zabrze

Chemia roztworów wodnych

Post autor: drakkar » 23 maja 2010, o 21:22

Dobre uproszczenie nie jest złe, chociaż H+ w tym wypadku kole w oczy, najczęściej piszę się H3O+. A np. zapis H+ powszechnie stosuje się we wszelkich równaniach reakcji redoks.

johnny1591
Użytkownik
Użytkownik
Posty: 327
Rejestracja: 6 lis 2009, o 18:39
Płeć: Mężczyzna
Lokalizacja: Warszawa
Podziękował: 23 razy
Pomógł: 28 razy

Chemia roztworów wodnych

Post autor: johnny1591 » 28 maja 2010, o 15:25

H3O+ występuje w teorii Bronsteda, a nie Arrheniusa, co się pojawia w tekście.
Tekst osoby "zielone" wprowadza w błąd poprzez przeplatanie raz jednego a raz drugiego zapisu.

Awatar użytkownika
Inkwizytor
Użytkownik
Użytkownik
Posty: 4105
Rejestracja: 16 maja 2009, o 15:08
Płeć: Mężczyzna
Lokalizacja: Poznań
Podziękował: 1 raz
Pomógł: 427 razy

Chemia roztworów wodnych

Post autor: Inkwizytor » 30 maja 2010, o 20:13

drakkar pisze:Dobre uproszczenie nie jest złe, chociaż H+ w tym wypadku kole w oczy, najczęściej piszę się H3O+. A np. zapis H+ powszechnie stosuje się we wszelkich równaniach reakcji redoks.
Gdyby się baaardzo przyczepić to \(\displaystyle{ H_3O^+}\) też nie jest najdokładniejszym zapisem

leonek74
Użytkownik
Użytkownik
Posty: 193
Rejestracja: 2 sty 2011, o 18:32
Płeć: Mężczyzna
Podziękował: 2 razy
Pomógł: 15 razy

Chemia roztworów wodnych

Post autor: leonek74 » 2 lut 2011, o 21:59

Proszę o dodanie niniejszej notatki do pkt. 1.3 głównego wątku.

Do układów zawierających rozpuszczalniki aprotonowe nie można stosować
protonowej teorii kwasów i zasad Brönsteda. W tym i innych przypadkach korzysta się z tzw.
elektronowej teorii kwasów i zasad Lewisa. Kwasem, według Lewisa, nazywamy związek
lub jon, który przyjmuje parę elektronową, tworząc wiązanie kowalencyjne spolaryzowane, a
zasadą związek lub jon dostarczający pary elektronowej dla utworzenia tego wiązania.
Ogólnie biorąc, do kwasów Lewisa zaliczamy związki mające w cząsteczkach, w
elektronowej warstwie walencyjnej niepełne oktety elektronowe.
Spośród kilku zaproponowanych teorii kwasów i zasad najbardziej przyjęła się i jest
powszechnie stosowana protonowa teoria Brönsteda. Jest to spowodowane prawdopodobnie
wyjątkowym znaczeniem kationu wodorowego, chociażby ze względu na pH i jego rolę w
przyrodzie i technice.

ODPOWIEDZ