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