1
1
SPRAWY ORGANIZACYJNE
• 1) Wykład: Podstawy Chemii Nieorganicznej
• 2 godz./tydzień - 30 godz./semestr
• Prowadzący wykład: prof. Wiesław Apostoluk,
prof. Piotr Drożdżewski i dr hab. Leszek Rycerz
prof. PWr
•
• kod kursu: CHC0120w
• 2) Warunki zaliczenia kursu CHC0120w:
• W czasie sesji egzaminacyjnej odbędą się:
• 2 egzaminy pisemne obejmujące wyłożoną teorię i
od 1 do 2 zadań.
• Studenci powinni znać i rozumieć cały układ
okresowy pierwiastków!
2
2
SPRAWY ORGANIZACYJNE
• P O D R Ę C Z N I K I
• 1) Literatura podstawowa do kursu „Podstawy Chemia
Nieorganicznej”- wykład
• A. Bielański, Podstawy chemii nieorganicznej, PWN,
Warszawa, 2004 (2002, 1998, 1994).
• 2) Literatura uzupełniająca do kursu ”Podstawy
Chemii Nieorganicznej”- wykład
• P. Mastalerz, Elementarna chemia nieorganiczna,
Wyd. Chemiczne, Wrocław, 1997.
• I. Barycka, K. Skudlarski, Podstawy chemii, Wyd. Pol.
Wrocławskiej, Wrocław, 2001.
• P.A. Cox, Chemia nieorganiczna – krótkie wykłady,
Wyd. Naukowe PWN, Warszawa, 2003.
• F.A. Cotton, G. Wilkinson, P.L. Gaus, Chemia
nieorganiczna – podstawy, Wyd. Naukowe PWN,
Warszawa, 1995.
• J.E. Brady, General Chemistry, Principles and
Structure, John Wiley & Sons, New York, 1990.
3
3
Materiały internetowe
wykorzystane do
przygotowania wykładu
• The Chemistry of Acids and Bases -
http://www.mccsc.edu/~nrapp/chemis
trypowerpoint/Student%20Ch%2017%20
• Chemistry, The Central Science, 10th
edition
Theodore L. Brown; H. Eugene LeMay,
Jr.; and Bruce E. Bursten (
Chapter 16 Acids
and Bases,
John D.Bookstaver, St. Charles Community College,
St. Peters, MO, 2006, Prentice Hall, Inc.)
4
4
Kwasy/Zasady - definicje
•
Arrhenius
Kwasy – substancje powodujące
zwiększenie stężenia jonów H
+
(jonów hydroniowych H
3
O
+
)
Zasady – substancje produkujące
jony OH
-
5
5
Kwas Arrheniusa dysocjuje z utworzeniem jonów H
+
(H
3
O
+
)
Zasada Arrheniusa dysocjuje z utworzeniem jonów OH
-
6
6
Skala pH - sposób
Skala pH - sposób
wyrażania mocy
wyrażania mocy
kwasów i zasad.
kwasów i zasad.
Zamiast używania
Zamiast używania
bardzo małych liczb
bardzo małych liczb
podajemy ujemną
podajemy ujemną
wartość logarytmu
wartość logarytmu
dziesiętnego ze
dziesiętnego ze
stężenia molowego
stężenia molowego
jonów H
jonów H
+
+
(lub OH
(lub OH
-
-
).
).
pH poniżej 7 =
pH poniżej 7 =
kwas
kwas
7 = r-r
7 = r-r
obojętny
obojętny
pH powyżej 7 =
pH powyżej 7 =
zasada
zasada
7
7
pH popularnych
pH popularnych
substancji
substancji
8
8
obliczenia pH
pH = - log [H+]
(Uwaga [ ] oznacza stężenie molowe)
Przykład: Jeżeli [H
+
] = 1 * 10
-10
pH = - log 1 * 10
-10
pH = - (- 10)
pH = 10
Przykład: Jeżeli [H
+
] = 1.8 * 10
-5
pH = - log 1.8 * 10
-5
pH = - (- 4.74)
pH = 4.74
9
9
Obliczenia pH –
Obliczenia pH –
znajdowanie stężenia jonów
znajdowanie stężenia jonów
H+
H+
Obliczenia pH –
Obliczenia pH –
znajdowanie stężenia jonów
znajdowanie stężenia jonów
H+
H+
pH Coli wynosi 3.12, jakie jest stężenie jonów
pH Coli wynosi 3.12, jakie jest stężenie jonów
[H
[H
+
+
] ???
] ???
ponieważ pH = - log [H
ponieważ pH = - log [H
+
+
] więc
] więc
- pH = log [H
- pH = log [H
+
+
]
]
antilog (10
antilog (10
x
x
) obydwu stron daje
) obydwu stron daje
10
10
-pH
-pH
=
=
[H
[H
+
+
]
]
[H
[H
+
+
] = 10
] = 10
-3.12
-3.12
= 7.6 x 10
= 7.6 x 10
-4
-4
M
M
10
10
Obliczenia pH – znajdowanie
Obliczenia pH – znajdowanie
stężenia jonów H+
stężenia jonów H+
•
Roztwór ma pH = 8.5. Jakie jest
Roztwór ma pH = 8.5. Jakie jest
stężenie molowe jonów H
stężenie molowe jonów H
+
+
?
?
pH = - log [H
pH = - log [H
+
+
]
]
8.5 = - log [H
8.5 = - log [H
+
+
]
]
-8.5 = log [H
-8.5 = log [H
+
+
]
]
Antylog -8.5 = antylog (log
Antylog -8.5 = antylog (log
[H
[H
+
+
])
])
10
10
-8.5
-8.5
= [H
= [H
+
+
]
]
3.16 X 10
3.16 X 10
-9
-9
= [H
= [H
+
+
]
]
pH = - log [H
pH = - log [H
+
+
]
]
8.5 = - log [H
8.5 = - log [H
+
+
]
]
-8.5 = log [H
-8.5 = log [H
+
+
]
]
Antylog -8.5 = antylog (log
Antylog -8.5 = antylog (log
[H
[H
+
+
])
])
10
10
-8.5
-8.5
= [H
= [H
+
+
]
]
3.16 X 10
3.16 X 10
-9
-9
= [H
= [H
+
+
]
]
11
11
Woda jako
rozpuszczalnik
Woda jako
rozpuszczalnik
K
K
w
w
= [H
= [H
3
3
O
O
+
+
] [OH
] [OH
-
-
] = 1.00 x 10
] = 1.00 x 10
-14
-14
at 25
at 25
o
o
C
C
w roztworze obojętnym [H
w roztworze obojętnym [H
3
3
O
O
+
+
] = [OH
] = [OH
-
-
]
]
więc K
więc K
w
w
= [H
= [H
3
3
O
O
+
+
]
]
2
2
= [OH
= [OH
-
-
]
]
2
2
czyli [H
czyli [H
3
3
O
O
+
+
] = [OH
] = [OH
-
-
] = 1.00 x 10
] = 1.00 x 10
-7
-7
M
M
OH
-
H
3
O
+
OH
-
H
3
O
+
Autojonizacja
Autojonizacja
12
12
pOH
pOH = - log [OH
pOH = - log [OH
-
-
]
]
pH + pOH = pK
pH + pOH = pK
w
w
pH + pOH = 14
pH + pOH = 14
13
13
pH
pH
[H
+
]
[H
+
]
[OH
-
]
[OH
-
]
pOH
pOH
zasadow
e
zasadow
e
obojętne
obojętne
kwaśne
kwaśne
14
14
[H
[H
3
3
O
O
+
+
], [OH
], [OH
-
-
] i pH
] i pH
Jakie jest pH 0.0010 M r-ru NaOH?
Jakie jest pH 0.0010 M r-ru NaOH?
[OH-] = 0.0010 ( 1.0 * 10
[OH-] = 0.0010 ( 1.0 * 10
-3
-3
M)
M)
pOH = - log 0.0010
pOH = - log 0.0010
pOH = 3
pOH = 3
pH = 14 – 3 = 11
pH = 14 – 3 = 11
lub K
lub K
w
w
= [H
= [H
3
3
O
O
+
+
] [OH
] [OH
-
-
]
]
[H
[H
3
O
O
+
+
] = 1.0 * 10
] = 1.0 * 10
-11
-11
M
M
pH = - log (1.0 x 10
pH = - log (1.0 x 10
-11
-11
) = 11.00
) = 11.00
15
15
[OH
[OH
-
-
]
]
[H
[H
+
+
]
]
pOH
pOH
pH
pH
10
10
-p
O
H
-p
O
H
10
10
-p
H
-p
H
-Lo
g[H
-Lo
g[H
+
+
]
]
-
Lo
g[O
H
Lo
g[O
H
-
-
]
]
14
-
pO
H
14
-
pO
H
14
-
pH
14
-
pH
1.
0
x
10
1.
0
x
10
-1
4
-1
4
[O
H
[O
H
-
-
]
]
1.
0
x
10
1.
0
x
10
-1
4
-1
4
[H
[H
+
+
]
]
16
16
Obliczenia [H
3
O
+
], pH, [OH
-
] i pOH
Oblicz [H
3
O
+
], [OH
-
] i pOH roztworu o
pH = 3.67? Czy jest to roztwór kwaśny,
zasadowy czy obojętny?
17
17
Silne kwasy: HNO
3
, HCl, HI, HBr,
H
2
SO
4
, HClO
3
, HClO
4
.
.
Silne i słabe kwasy/zasady
Silne i słabe kwasy/zasady
Moc kwasu (zasady) jest
określona stopniem dysocjacji.
Moc kwasu (zasady) jest
określona stopniem dysocjacji.
Kwas solny -
mocny
elektrolit,
stopień
dysocjacji = 1
Kwas solny -
mocny
elektrolit,
stopień
dysocjacji = 1
woda
woda
Jon
hydroniowy
Jon
hydroniowy
Jon
chlorkowy
Jon
chlorkowy
18
18
Silne i słabe kwasy/zasady
Silne i słabe kwasy/zasady
•
Ogólny podział na kwasy silne i słabe.
Ogólny podział na kwasy silne i słabe.
Silny kwas:
Silny kwas:
HNO
HNO
3
3
(aq) + H
(aq) + H
2
2
O (l) --->
O (l) --->
H
H
3
3
O
O
+
+
(aq) + NO
(aq) + NO
3
3
-
-
(aq)
(aq)
HNO
HNO
3
3
praktycznie ulega w 100% dysocjacji
praktycznie ulega w 100% dysocjacji
w wodzie.
w wodzie.
19
19
•
Słabe kwasy
Słabe kwasy
w nieznacznym stopniu
w nieznacznym stopniu
ulegają dysocjacji w wodzie.
ulegają dysocjacji w wodzie.
Przykładem najbardziej znanym jest kwas
Przykładem najbardziej znanym jest kwas
octowy CH
octowy CH
3
3
COOH
COOH
Silne i słabe kwasy/zasady
Silne i słabe kwasy/zasady
Silne i słabe kwasy/zasady
Silne i słabe kwasy/zasady
kwas
octowy
kwas
octowy
woda jon octanowy jon
hydroniowy
woda jon octanowy jon
hydroniowy
20
20
•
Silna zasada
Silna zasada
:
:
w 100% ulega
w 100% ulega
dysocjacji w wodzie.
dysocjacji w wodzie.
NaOH (aq) ---> Na
NaOH (aq) ---> Na
+
+
(aq) + OH
(aq) + OH
-
-
(aq)
(aq)
Silne i słabe kwasy/zasady
Silne i słabe kwasy/zasady
Silne zasady to KOH i
Silne zasady to KOH i
Ca(OH)
Ca(OH)
2
2
, Ba(OH)
, Ba(OH)
2
2
,
,
Sr(OH)2
Sr(OH)2
CaO + H
CaO + H
2
2
O
O
-->Ca(OH)
-->Ca(OH)
2
2
CaO
CaO
21
21
•
Słaba zasada
Słaba zasada
:
:
w nieznacznym
w nieznacznym
stopniu ulega dysocjacji w r-
stopniu ulega dysocjacji w r-
rze wodnym
rze wodnym
NH
NH
3
3
(aq) + H
(aq) + H
2
2
O (l) =
O (l) =
NH
NH
4
4
+
+
(aq) + OH
(aq) + OH
-
-
(aq)
(aq)
Silne i słabe kwasy/zasady
Silne i słabe kwasy/zasady
Silne i słabe kwasy/zasady
Silne i słabe kwasy/zasady
22
22
Równowagi w roztworach
Równowagi w roztworach
słabych kwasów i zasad
słabych kwasów i zasad
CH
CH
3
3
COOH + H
COOH + H
2
2
O
O
=
=
H
H
3
3
O
O
+
+
+ CH
+ CH
3
3
COO
COO
-
-
[H
3
O
+
] [A
−
]
[HA]
K
a
=
23
23
Rownowaga w r-rze
Rownowaga w r-rze
słabego kwasu
słabego kwasu
Rownowaga w r-rze
Rownowaga w r-rze
słabego kwasu
słabego kwasu
K
K
a
a
< 1
< 1
co prowadzi do małych stężęń [H
co prowadzi do małych stężęń [H
3
3
O
O
+
+
]
]
i pH w granicach 2 - 7
i pH w granicach 2 - 7
24
24
Rownowaga w r-rze słabej
Rownowaga w r-rze słabej
zasady
zasady
Rownowaga w r-rze słabej
Rownowaga w r-rze słabej
zasady
zasady
K
K
b
b
< 1
< 1
co prowadzi do małych stężeń [OH
co prowadzi do małych stężeń [OH
-
-
]
]
i pH w granicach 12 - 7
i pH w granicach 12 - 7
25
25
Relacje
Relacje
pomiędz
pomiędz
y K
y K
a
a
, K
, K
b
b
,
,
[H
[H
3
3
O
O
+
+
] i
] i
pH
pH
Wzrost
mocy
kwasu
Wzrost
mocy
kwasu
Wzrost
mocy
zasady
Wzrost
mocy
zasady
26
26
Równowaga w r-rze słabego
Równowaga w r-rze słabego
kwasu
kwasu
Równowaga w r-rze słabego
Równowaga w r-rze słabego
kwasu
kwasu
Mamy 1.00 M r-r kwasu octowego.
Mamy 1.00 M r-r kwasu octowego.
Oblicz równowagowe sężenia
Oblicz równowagowe sężenia
CH
CH
3
3
COOH, H
COOH, H
3
3
O
O
+
+
, CH
, CH
3
3
COO
COO
-
-
i pH.
i pH.
Krok 1.
Krok 1.
.
.
Definiujemy stężęnia
Definiujemy stężęnia
poszczególnych form
poszczególnych form
[CH
[CH
3
3
COOH]
COOH]
[H
[H
3
3
O
O
+
+
]
]
[CH
[CH
3
3
COO
COO
-
-
]
]
pocz.
pocz.
zmiana
zmiana
równ.
równ.
1.00
1.00
0
0
0
0
1.00
1.00
0
0
0
0
-x
-x
+x
+x
+x
+x
-x
-x
+x
+x
+x
+x
1.00-x
1.00-x
x
x
x
x
1.00-x
1.00-x
x
x
x
x
27
27
Równowaga w r-rze słabego
Równowaga w r-rze słabego
kwasu
kwasu
Równowaga w r-rze słabego
Równowaga w r-rze słabego
kwasu
kwasu
Krok 2.
Krok 2.
Piszemy wyrażenie na K
Piszemy wyrażenie na K
a
a
Mamy 1.00 M r-r kwasu octowego.
Mamy 1.00 M r-r kwasu octowego.
Oblicz równowagowe sężenia
Oblicz równowagowe sężenia
CH
CH
3
3
COOH, H
COOH, H
3
3
O
O
+
+
, CH
, CH
3
3
COO
COO
-
-
i pH.
i pH.
K
a
1.8 x 10
-5
=
[H
3
O
+
][OAc
-
]
[HOAc]
x
2
1.00 - x
K
a
1.8 x 10
-5
=
[H
3
O
+
][OAc
-
]
[HOAc]
x
2
1.00 - x
28
28
Równowaga w r-rze słabego
Równowaga w r-rze słabego
kwasu
kwasu
Równowaga w r-rze słabego
Równowaga w r-rze słabego
kwasu
kwasu
Krok 3.
Krok 3.
Rozwiązujemy równanie na
Rozwiązujemy równanie na
K
K
a
a
K
a
1.8 x 10
-5
=
[H
3
O
+
][OAc
-
]
[HOAc]
x
2
1.00 - x
K
a
1.8 x 10
-5
=
[H
3
O
+
][OAc
-
]
[HOAc]
x
2
1.00 - x
Zakładamy że x jest bardzo
Zakładamy że x jest bardzo
małe ponieważ K
małe ponieważ K
a
a
jest również
jest również
małe.
małe.
K
a
1.8 x 10
-5
=
x
2
1.00
K
a
1.8 x 10
-5
=
x
2
1.00
29
29
Równowaga w r-rze słabego
Równowaga w r-rze słabego
kwasu
kwasu
Równowaga w r-rze słabego
Równowaga w r-rze słabego
kwasu
kwasu
Krok 3a.
Krok 3a.
Rozwiązanie przybliżonego
Rozwiązanie przybliżonego
równania na K
równania na K
a
a
K
a
1.8 x 10
-5
=
x
2
1.00
K
a
1.8 x 10
-5
=
x
2
1.00
x =
x = [
[
H
H
3
3
O
O
+
+
] = [
] = [
OAc
OAc
-
-
] = 4.2 x 10
] = 4.2 x 10
-3
-3
M
M
pH = - log [
pH = - log [
H
H
3
3
O
O
+
+
] = -log (4.2 x 10
] = -log (4.2 x 10
-3
-3
)
)
=
= 2.37
2.37
30
30
Obliczanie K
a
z danych pH
• pH 0.10 M roztworu kwasu mrówkowego
HCOOH w temperaturze 25°C wynosi 2.38.
Obliczyć K
a
kwasu mrówkowego.
• Do obliczenia K
a
potrzebujemy steżenia
równowagowe.
• Z wartości pH obliczamy [H
3
O
+
], które jest takie
samo jak [HCOO
−
].
[H
3
O
+
] [COO
−
]
[HCOOH]
K
a
=
31
31
Obliczanie K
a
z danych pH
pH = −log [H
3
O
+
]
2.38 = −log [H
3
O
+
]
−2.38 = log [H
3
O
+
]
10
−2.38
= 10
log [H3O+]
= [H
3
O
+
]
4.2 10
−3
= [H
3
O
+
] = [HCOO
−
]
32
32
Obliczanie K
a
z danych pH
Teraz tworzymy tabelę…
4.2 10
−3
4.2 10
−3
0.10 − 4.2 10
−3
= 0.0958 = 0.10
równowago
we
+4.2 10
−3
+4.2 10
-3
−4.2 10
-3
zmiana
0
0
0.10
początkowe
[HCOO
−
], M
[H
3
O
+
], M
[HCOOH], M
33
33
Obliczanie K
a
z danych pH
[4.2 10
−3
] [4.2 10
−3
]
[0.10]
K
a
=
= 1.8 10
−4
34
34
Obliczanie stopnia
dysocjacji
• Stopień dysocjacji =
100%
• w tym przykładzie
[H
3
O
+
]
eq
= 4.2 10
−3
M
[HCOOH]
initial
= 0.10 M
[H
3
O
+
]
eq
[HA]
initial
35
35
Obliczanie stopnia
dysocjacji
stopień dysocjacji =
100
4.2 10
−3
0.10
= 4.2%
36
36
Równowaga w r-rze słabej
Równowaga w r-rze słabej
zasady
zasady
Oblicz pH 0.010 M r-ru NH
Oblicz pH 0.010 M r-ru NH
3*
3*
H
H
2
2
O.
O.
NH
NH
3
3
* H
* H
2
2
O
O
=
=
NH
NH
4
4
+
+
+ OH
+ OH
-
-
K
K
b
b
= 1.8 x 10
= 1.8 x 10
-5
-5
Krok 1.
Krok 1.
Definiujem stężenia równowagowe
Definiujem stężenia równowagowe
[NH
[NH
3
3
*H
*H
2
2
O]
O]
[NH
[NH
4
4
+
+
]
]
[OH
[OH
-
-
]
]
pocz.
pocz.
zmiana
zmiana
równ.
równ.
0.010
0.010
0
0
0
0
0.010
0.010
0
0
0
0
-x
-x
+x
+x
+x
+x
-x
-x
+x
+x
+x
+x
0.010 - x
0.010 - x
x
x
x
x
0.010 - x
0.010 - x
x
x
x
x
37
37
Równowaga w r-rze słabej
Równowaga w r-rze słabej
zasady
zasady
Oblicz pH 0.010 M roztworu NH
Oblicz pH 0.010 M roztworu NH
3
3
*H
*H
2
2
O.
O.
Krok 2.
Krok 2.
Rozwiązujemy równanie
Rozwiązujemy równanie
K
b
1.8 x 10
-5
=
[NH
4
+
][OH
-
]
[NH
3
]
=
x
2
0.010 - x
K
b
1.8 x 10
-5
=
[NH
4
+
][OH
-
]
[NH
3
]
=
x
2
0.010 - x
Zakładając, że x jest bardzo małe rozwiązujemy
Zakładając, że x jest bardzo małe rozwiązujemy
równanie uproszczone
równanie uproszczone
x = [OH
x = [OH
-
-
] = [NH
] = [NH
4
4
+
+
] = 4.2 x 10
] = 4.2 x 10
-4
-4
M
M
i [NH
i [NH
3
3
] = 0.010 - 4.2 x 10
] = 0.010 - 4.2 x 10
-4
-4
, =0.010 M
, =0.010 M
38
38
Równowaga w r-rze słabej
Równowaga w r-rze słabej
zasady
zasady
Krok 3.
Krok 3.
Obliczamy pH
Obliczamy pH
[OH
[OH
-
-
] = 4.2 x 10
] = 4.2 x 10
-4
-4
M
M
pOH = - log [OH
pOH = - log [OH
-
-
] = 3.37
] = 3.37
pH = 14 - pOH
pH = 14 - pOH
pH = 10.63
pH = 10.63