2010-01-22
1
Chemia XIII
Iloczyn jonowy wody
Dysocjacja wody
• Woda jako słaby elektrolit, bardzo źle przewodzi prąd
elektryczny, ponieważ niewielka część cząsteczek ulega
dysocjacji:
H
2
O = OH
-
+ H
+
• Jon wodorowy powstający w czasie dysocjacji nie
pozostaje w stanie wolnym, lecz w postaci uwodnionej.
Przyczepienia jonu H
+
do cząsteczki wody powoduje
powstanie jonu hydroniowego H
3
O
+
.
• Wobec niewielkiego stężenia jonów wodorowych
można przyjąć, że [H
+
] = [H
3
O
+
].
2010-01-22
2
Iloczyn jonowy wody
• Dysocjacja wody przebiega zgodnie z równaniem
reakcji:
2H
2
O =
H
3
O
+
+ OH
-
• a
stałą
równowagi
tej
przemiany
przedstawia
wyrażenie
K = [H
3
O
+
][ OH
-
] / [H
2
O]
2
•
K [H
2
O]
2
= [H
3
O
+
][ OH
-
] = K
w
• Wielkość K
w
nazywamy iloczynem jonowym wody.
pH = -log[H
+
]
• W czystej wodzie w temperaturze pokojowej stężenie
jonów wodorowych H
+
wynosi 1x 10
-7
mola/dm
3
• jest równe stężeniu jonów OH
-
,
• iloczyn jonowy wody K
w
=1x 10
-14
.
• Iloczyn jonowy wody, podobnie jak stałe dysocjacji
zależy od temperatury. Wartość K
w
wzrasta ze
wzrostem temperatury od 25
o
do100
o
ponad 100 –
krotnie. Stężenie jonów wodorowych jest często
niewielkie i wyrażane małymi ułamkami 1x 10
-7,
1x 10
-
5
M, wprowadzono tzw. Wykładnik stężenia jonów
wodorowych, oznaczonego jako pH. Jest to ujemny log
ze stężenia jonów wodorowych:
2010-01-22
3
Iloczyn jonowy wody
• podobnie
jak
stałe
dysocjacji
zależy
od
temperatury.
• Wartość K
w
wzrasta ze wzrostem temperatury - od
25
o
do100
o
ponad 100 – krotnie.
• Stężenie
jonów
wodorowych
jest
często
niewielkie i wyrażane małymi ułamkami 1x 10
-7
1x 10
-5
M,
• wprowadzono tzw. Wykładnik stężenia jonów
wodorowych - pH. Jest to ujemny log ze stężenia
jonów wodorowych.
• Ze wzrostem stężenia jonów wodorowych
pH maleje.
• Roztwory kwaśne wykazują pH< 7,
• roztwory zasadowe pH > 7.
• Roztwory, których pH = 7 uważamy za
obojętne. W miarę wzrostu stężenia jonów
H
+
maleje stężenie jonów OH
-
i odwrotnie.
2010-01-22
4
Wartość pH
• można wyznaczyć doświadczalnie przy użyciu pehametru
lub za pomocą wskaźników – indykatorów.
• Wskaźniki to bardzo słabe organiczne kwasy lub zasady,
które zmieniają barwę w charakterystycznym zakresie
jonów wodorowych i odpowiadającym im pH.
• Barwa nie zmienia się skokowo lecz w szerszym zakresie
wynoszącym kilka jednostek. W niektórych przypadkach
wskaźników może posiadać dwa zakresy.
• Wiele naturalnych barwników zawartych w roślinach,
kwiatach zmienia barwę w zależności od pH.
• Przykładem może być barwnik zawarty w herbacie – po
zakwaszeniu jej przez dodatek cytryny.
pH wody
pH
0
3
7
11
14
[H
3
O
+
]
mol/dm
3
10
0
10
-3
10
-7
10
-11
10
-14
2010-01-22
5
Wskaźniki kwasowo-
zasadowe
W celu stwierdzenia, czy roztwór jest kwaśny,
obojętny czy zasadowy można stosować
wskaźniki.
Najprostszym wskaźnikiem, który możemy
zrobić w warunkach domowych jest wywar z
czerwonej kapusty.
Wskaźniki tym charakteryzują się, że zmieniają
swoje zabarwienie przy określonym pH.
Na przykład fioletowe zabarwienie wywaru z
czerwonej kapusty zmienia się na różowe w
obecności kwasu.
Wskaźnikiem (indykatorem)
pH
• są substancje ulegające przemianom
lub modyfikacjom strukturalnym przy
zmianie stężenia jonów H
+
(H
3
O
+
), a w
konsekwencji wykazują zmiany pH w
pewnych określonych granicach.
• Im te granice leżą bliżej siebie, tym
lepszy jest wskaźnik.
2010-01-22
6
Wskaźnik
Zakres zmian barwy
pH
Barwa wskaźnika
pH
0
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
Błękit tymolowy
1,2 - 2,8
Oranż metylowy
3,0 - 4,4
Błękit bromofenylowy
3,0 - 4,6
Czerwień metylowa
4,4 - 6,2
Lakmus
5,0 - 8,0
Błękit bromotymolowy
6,0 - 7,6
Błękit tymolowy
8,0 - 9,6
Fenoloftaleina
8,4 - 10,0
wskaźnik będący słabym kwasem
o ogólnym wzorze HIn
• w zależności od środowiska będzie miał
postać kwasową lub zasadową.
• HIn
<=> H
+
+
In
-
postać kwasowa
postać zasadowa
• Takim wskaźnikiem jest lakmus.
• Postać kwasowa HIn lakmusu ma
zabarwienie
czerwone
, a postać
niebieska
opisana wzorem In
-
ma zabarwienie
niebieskie
.
2010-01-22
7
Działanie wskaźnika
• w roztworach kwaśnych, w których stężenie [H
+
] jest
duże, równowaga przesuwa się w lewo, wskaźnik
przybiera postać kwasową (zabarwienie wskaźnika
jest
czerwone
)
• w roztworach zasadowych, o małym stężeniu [H
+
],
równowaga jest przesunięta w prawo, a wskaźnik
przechodzi niemal całkowicie w postać zasadową
(zabarwienie wskaźnika jest niebieskie).
• Obecnie są dostępne uniwersalne papierki
wskaźnikowe, nasycone mieszaniną wskaźników i
wykazujące szereg zmian barwy.
• Za pomocą tych papierków można ocenić pH
roztworu z dokładnością ok. 1 jednostki w zakresie
pH od 1 do 13.
Roztwory buforowe
• Roztwory buforowe posiadają zdolność
buforowania, tzn. przeciwstawiania się
znacznym zmianom pH po dodaniu do nich
niewielkich ilości mocnego kwasu lub
mocnej zasady.
2010-01-22
8
Buforami są mieszaniny roztworów słabego
kwasu i jego soli z mocną zasadą
lub słabej zasady i jej soli z mocnym kwasem
• (np. CH
3
COOH i CH
3
COONa)
• (np. NH
3
·H
2
O i NH
4
Cl).
Według teorii protonowej roztwory buforowe są
układami zawierającymi sprzężoną parę
kwas-zasada.
• w buforze octanowym kwasem jest kwas
octowy
CH
3
COOH
, zasadą jony
octanowe
CH
3
COO
-
,
• w buforze amonowym zasadą jest amoniak
NH
3
a kwasem jony amoniowe
NH
4
+
.
2010-01-22
9
W buforze będącym mieszaniną
• słabego kwasu i jego soli z mocną zasadą
kwas jest słabo zdysocjowany:
• HA + H
2
O → H
3
O
-
+ A
-
• A jego stała protolizy wyraża się wzorem:
• Sól natomiast jest dobrze zdysocjowana,
dlatego stężenie anionu [A-] równa się
całkowitemu stężeniu soli Cs.
• Stężenie niezdysocjowanego kwasu [HA]
równa się praktycznie całkowitemu stężeniu
kwasu Ck, użytego do sporządzenia buforu.
2010-01-22
10
Stężenie jonów wodorowych buforu
złożonego ze słabego kwasu i jego soli
wyraża się równaniem:
Po logarytmowaniu
2010-01-22
11
Wzór na pH buforu
• mieszaniną słabej zasady i jej soli z mocnym
kwasem, można wyprowadzić analogicznie:
• B + H
2
O
BH
+
+ OH
-
Bufor amonowy
2010-01-22
12
Rolę mieszanin buforowych
spełniają
roztwory wodorosoli np. NaHCO
3
, NaH
2
PO
4
lub
Na
2
HPO
4
.
Według teorii Bronsteda i Lowry'ego buforami są
zatem roztwory słabych kwasów i sprzężonych
z nimi zasad
(np. CH
3
COOH i CH
3
COO
-
, HCOOH i HCOO
-
,
HCO
3
-
i CO
2
2-
, H
2
PO
4
-
i HPO
4
2-
lub HPO
4
2-
i
PO
4
3-
) albo roztwory słabych zasad i
sprzężonych z nimi kwasów (np. NH
3
i NH
4
+
).
Cechy charakterystyczne
roztworów buforowych
• praktycznie stałe stężenie jonów wodorowych
podczas rozcieńczania roztworu
• niewielka zmiana stężenia jonów wodorowych
po dodaniu do roztworu niewielkich ilości
mocnego kwasu lub mocnej zasady -
mniejszych niż stężenie składników buforu
(kwasowość roztworu buforowego nie
powinna zmienić się więcej niż o jednostkę
pH).
2010-01-22
13
Przykładowe roztwory buforowe
- bufor octanowy: CH
3
COOH, CH
3
COONa w
zakresie pH = 3,5 - 6
- bufor amonowy: NH
3
* H
2
O, NH
4
Cl w zakresie
pH = 8 - 11
- bufor fosforanowy: KH
2
PO
4
, K
2
HPO
4
w
zakresie pH = 5,5 - 8
- bufor boranowy: H
3
BO
3
, Na
2
B
4
O
7
w zakresie
pH = 7 - 9
Iloczyn rozpuszczalności
• Iloczyn rozpuszczalności jest stałą równowagi
charakteryzującą roztwory nasycone,
praktycznie całkowicie zdysocjowanych, trudno
rozpuszczalnych związków. Umożliwia ona opis
termodynamiczny procesu wytrącania osadów.
2010-01-22
14
Po wytrąceniu osadu trudno rozpuszczalnego
związku A
n
B
m
, pomiędzy roztworem nasyconym a
osadem ustali się stan równowagi dynamicznej,
którą możemy wyrazić następująco:
A
n
B
m
= nA
m+
+ mB
n-
Stan równowagi takiego układu zwykle opisuje
się, wykorzystując pojęcie iloczynu
rozpuszczalności.
Iloczyn rozpuszczalności
• jest to iloczyn stężeń jonów danego trudno
rozpuszczalnego związku w jego roztworze
nasyconym w danej temperaturze i w
danym rozpuszczalniku:
Ir
AnBm
=[A
m+
]
n
[B
n-
]
m
2010-01-22
15
Przez x oznaczamy iloczyn stężeń jonów
związku trudno rozpuszczalnego w roztworze
przy danej temperaturze i w danym
rozpuszczalniku
Jeżeli układ znajduje się w stanie
równowagi dynamicznej to x=Ir i roztwór
jest nasycony
• Jeżeli roztwór jest nienasycony to x<I
• Jeżeli roztwór jest przesycony to x>I i
wtedy będzie się wytrącał osad aż do
momentu, gdy x osiągnie wartość Ir
• Im mniejsza wartość iloczynu rozpuszczalności, tym
związek jest trudniej rozpuszczalny, a tym samym
łatwiej wytrącić jego osad.
• Wykorzystując wartości iloczynów rozpuszczalności
związków, możemy przewidzieć kolejność wytrącania
się różnych (trudno rozpuszczalnych) soli pod
wpływem wspólnego odczynnika wytrącającego.
• W tym celu należy obliczyć, przy jakim stężeniu jonu
strącającego rozpocznie się wytrącanie każdego z
osadów.
• wtedy jako pierwszy zacznie się wytrącać jon, do
którego wytrącenia potrzebne jest najniższe stężenie
odczynnika strącającego czyli jon tworzący z
dodawanym odczynnikiem najtrudniej rozpuszczalny
osad.
2010-01-22
16
Kiedy wszystkie sole są tego samego
typu
• tzn. oddysocjowujące z 1 mola związku taką
samą ilość moli jonów, wówczas określenie
kolejności wytrącania (lub rozpuszczalności)
związków na podstawie Ir jest stosunkowo
proste.
• I w tym przypadku właściwe są zależności:
• Ir
AB
>Ir
CD
>Ir
EF
=> R
AB
>R
CD
>R
EF
(R - oznacza rozpuszczalność związku)
•
Im związek jest trudniej rozpuszczalny, tym
łatwiej go wytrącić
•
W przypadku porównywania rozpuszczalności
czy przewidywania kolejności wytrącania
związków różnych typów konieczne jest
przeprowadzenie odpowiednich obliczeń
2010-01-22
17
AgCl
Ag
+
+ Cl
+
I
r
= [Ag
+
][Cl
-
]
Ag
2
SO
4
= 2 Ag
+
+ SO
4
2-
I
r
= [Ag
+
]
2
[SO
4
2-
]
• stężenia oznaczamy jako R rozpuszczalność
• stężenia jonów są takie same, tylko stężenie jonów
srebra jest równe R
2
, wynika to ze stechiometrii
równania.
Iloczyn rozpuszczalności AgCl, IR=1,1.10-10.
Oblicz: stężenie molowe chlorku srebra w wodzie i
rozpuszczalność chlorku srebra w gramach w
100cm3 wody.
• Dane:
• IR=1,1x10
-10
MAgCl=143,32 g/ Mol
• Z równania reakcji wynika, że
[Cl-]=[Ag+]=[AgCl]
Oznaczmy: [Cl-]=x, więc [Ag+]=x [Cl-]=[Ag+].
• Z definicji iloczynu rozpuszczalności:
• IR=[Cl-][Ag+]=x
2
, czyli 1,1x10
-10
=x
2
•
.
• Stężenie chlorku srebra wynosi 1,049.10-5mol/dm3. W roztworze o objętości
100cm3 (0,1dm3) chlorku srebra będzie dziesięć razy mniej: 1,049x10
-6
mola,
czyli: n.M=1,049x10
-6
mola.143,32g/mol=1,5x10
-4
g.
• Odp. Stężenie molowe chlorku srebra w nasyconym roztworze wynosi 1,049.10-
5mol/dm3, natomiast w 100cm3 wody rozpuszcza się
1,5.10-4g chlorku srebra.
2010-01-22
18
Obliczyć rozpuszczalność Ag
2
CrO
4
w 100cm
3
wody, jeżeli iloczyn rozpuszczalności tej soli
I
R
=2,4x10
-12
.
• Dane:
• IR=2,4.10
-12
M=331,74g/mol
Ag
2
CrO
4
= 2Ag
+
+ CrO
4
2-
IR=[Ag
+
]
2
[CrO
4
2-
]
• Oznaczmy stężenie [CrO
4
-2
]=x, więc [Ag
+
]=2x
IR=(2x)
2
.x=4x3
• W 1000cm3 znajduje się 8,43x10
-5
mola chromianu(VI) srebra, a więc w
100cm3 znajduje się 8,43x10
-6
mola tej soli.
• Po pomnożeniu przez masę molową otrzymamy masę chromianu rozpuszczoną
w 100cm3 wody:
m=8,43x10
-6
mola x 331,74g/mol=2,8.10-3g.
iloczyn rozpuszczalności chromianu(VI) srebra jest mniejszy od iloczynu
rozpuszczalności chlorku srebra, chromian w wodzie jest lepiej rozpuszczalny.
• Odp. Rozpuszczalność chromianu(VI) srebra w wodzie wynosi 0,0028g