XIa. RÓWNOWAGI W ROZTWORACH WODNYCH ELEKTROLITÓW. KWASY, ZASADY i SOLE.

1. Elektrolity

Elektrolitem nazywamy substancję, która rozpuszczając się w wodzie lub innym rozpuszczalniku polarnym ulega dysocjacji elektrolitycznej czyli rozpadowi na jony, tj. kationy i aniony

Roztwory wodne elektrolitów (chlorek sodu, kwas solny, wodorotlenek sodu) - przewodzą prąd elektryczny

Roztwory wodne nieelektrolitów (cukier, alkohol etylowy) - nie przewodzą prądu elektrycznego

Dysocjację elektrolityczną charakteryzuje ilościowo stopień dysocjacji, α:

O ≤ α ≤ 1 O ≤ α ≤ 100%

Jeżeli w roztworze wodnym stężenie elektrolitu c ≈ 0,1 M:

mocne α = 1

Elektrolity

słabe α << 1

Mocnymi elektrolitami są:

• sole (np. CaCl₂, KNO₃, Na₂SO₄)

• niektóre kwasy (np. HCl, HNO₃, H₂SO₄, HClO₄)

• niektóre wodorotlenki (np. NaOH, KOH, Ca(OH)₂)

Związki chemiczne, które są mocnymi kwasami lub wodorotlenkami, posiadają wiązania chemiczne pomiędzy wodorem lub grupą wodorotlenową a resztą cząsteczki o przeważającym jonowym charakterze.

W przypadku soli wiązania pomiędzy kationem i anionem są w przeważającej części w 100% jonowe.

2. Woda jako rozpuszczalnik

Woda jest przykładem rozpuszczalnika polarnego.

Budowa cząsteczki H₂O:

O

163 pm

H H

Sposoby przedstawiania cząsteczki H₂O:

Cząsteczka wody ma charakter dipola elektrycznego!

Proces rozpuszczania w wodzie substancji o budowie jonowej

na przykładzie chlorku sodu (NaCl):

cząsteczka wody

Każdy jon uwolniony z sieci krystalicznej otaczany jest przez kilka cząsteczek wody - zjawisko to nosi nazwę hydratacji.

Silna hydratacja dla jonów o dużej wartości potencjału jonowego, tj. Z_i / r_i,

(Z_i - ładunek jonu, r_i - promień jonu)

np. Cr³⁺ → [Cr(H₂O)₆]³⁺

Słaba hydratacja anionów, np. Cl ^-, NO₃^-,

Hydratacja jonu wodorowego (H⁺):

H⁺ + H₂O = H₃O⁺

H⁺ + 4H₂O = [H₉O₄]⁺

Hydratacja jonu wodorotlenowego (OH^- ):

OH^- + 3H₂O = [H₇O₄]^-

Budowa [H₉O₄]⁺ Budowa [H₇O₄]^-

3. Równowagi w roztworach wodnych słabych elektrolitów

KA ⇔ K⁺ + A^-

gdzie : K_c - stężeniowa stała równowagi (stała

dysocjacji), jest const. dla danej temperatury,

c_K+, c_A-, c_KA - równowagowe stężenia molowe.

Tak jest dla słabych elektrolitów, tj. takich dla których:

< 10^-3 mol/dm³

Ale dla elektrolitów średniej mocy, tj. takich dla których

c_K+, c_A- > 0,01 mol/dm³ wartość stałej K_c nie jest stała

Stała, która jest w każdych warunkach stała, to stała aktywnościowa, tj. wyrażona przy pomocy aktywności:

gdzie: K_ak - stała aktywnościowa,

a_K+, a_A-, a_KA - aktywności K⁺, A^- i KA,

a^o ≡ 1 mol/dm³ (aktywność standardowa).

Definicja aktywności:

a_i = y_i × c_i

gdzie: y_i - współczynnik aktywności; 0 < y_i < 1

c_i - stężenie molowe (mol/dm³)

Od czego zależy współczynnik aktywności (y_i):

y_i = f (stężenia i ładunków wszystkich jonów obecnych w roztworze) czyli: y_i = f(I)

I - siła jonowa roztworu:

gdzie: c_i - stężenie i-tego jonu,

Z_i - ładunek i-tego jonu,

n - sumowanie wszystkich jonów obecnych w roztworze.

Siła jonowa ma wymiar stężenia!

gdzie: A, B - stałe,

a - promień jonu.

Gdy I rośnie to y_i → 0

Gdy I maleje to y_i → 1, tak więc dla roztworów rozcieńczonych: a_i ≈ c_i gdyż y_i ≈ 1.

Przekształćmy wyrażenie na K_ak

Ale y_KA ≡1

Jeśli I = const. to K = const. Jest to tzw. stała równowagi elektrolitu przy stałej sile jonowej

4. Dysocjacja słabych kwasów i zasad wg. teorii Arrheniusa

Słaby kwas:

a - kwas (acid)

Jeśli w roztworze nie ma innych elektrolitów poza HA:

gdzie:

- stężenie początkowe (analityczne) kwasu,

c_H⁺ - stężenie jonów H⁺ w stanie równowagi.

Wprowadźmy stopień dysocjacji (α):

Stąd :

Stężenie poszczególnych form jonowych wynoszą:

	HA	H^+	A^-
na początku		0	0
przereagowało
w stanie równowagi

Jeżeli α << 1:

1

α

0

1/c

Jest to prawo rozcieńczeń Ostwalda

W roztworach słabych elektrolitów wraz z rozcieńczaniem roztworu wartość stopnia dysocjacji zbliża się (asymptotycznie) do jedności.

Słaba zasada:

BOH ⇔ B⁺ + OH^-

b - zasada (base)

5. Dysocjacja wody

Woda ulega również dysocjacji elektrolitycznej:

H₂O ⇔ H⁺ + OH^-

W zwykłych warunkach ciśnienia i temperatury stopień dysocjacji wody jest bardzo niski.

Stała równowagi:

Ale [H₂O] w wodzie jest stałe i w temperaturze 298 K wynosi:

[H₂O] = 55,4 M

Wówczas:

K_w - iloczyn jonowy wody

Po zlogarytmowaniu:

log K_w = log[H⁺] + log[OH^-]

- log K_w = - log[H⁺] - log[OH^-]

Zdefiniujmy:

pH = - log[H⁺] pOH = -log[OH^-]

pK_w = - logK_w

Stąd:

pH + pOH = pK_w

pK_w (K_w) zależy tylko od temperatury i siły jonowej roztworu.

Roztwory obojętne pH = pOH = ½pK_w, [H⁺] = [OH^-]

kwaśne pH < ½pK_w czyli [H⁺] > [OH^-]

zasadowe pH > ½pK_w czyli [H⁺] < [OH^-]

Iloczyn jonowy wody dla I = 0 w temp. 25 ⁰C wynosi 1,00⋅10^-14, czyli pK_w = 14,00

W tych warunkach:

roztwory kwaśne pH < 7,0

roztwory zasadowe pH > 7,0

roztwory obojętne pH = 7,0

Wartości pH wybranych roztworów wodnych:

14

pH

0

Władysław Walkowiak - Chemia Ogólna. WPC1002w

17 / 39

Rozdział 11a. Równowagi w roztworach wodnych elektrolitów. Kwasy. Zasady. Sole.

H H

O

101 pm

+

+

 ^

Na⁺

Cl^-

Na⁺

Na⁺

Cl^-

Cl^-

Cl^-

Na⁺

Cl^-

Na⁺

---