CHEMIA OGÓLNA
CHEMIA OGÓLNA
Wykład 5
CHEMIA OGÓLNA
CHEMIA OGÓLNA
Wykład 5
AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej
2
CHEMIA ROZTWORÓW
CHEMIA ROZTWORÓW
Roztwór
Roztwór – homogeniczna mieszanina składająca się z
jednej lub więcej substancji rozpuszczonych w
rozpuszczalniku.
AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej
3
Rodzaje roztworów
Rodzaje roztworów
substancja rozpuszczona
stopy metali
wilgoć
w drewnie
wodór
w platynie
ciało
stałe
słodkie
napoje
herbata
wódka
etanol w wodzie
napoje
gazowane
CO
2
w wodzie
ciecz
dym
popiół w
powietrzu
wilgoć
woda w
powietrzu
powietrze
O
2
i inne gazy w
N
2
gaz
ciało stałe
ciecz
gaz
ro
zp
u
s
zc
za
ln
ik
AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej
4
STĘŻENIA
STĘŻENIA
Stężenia podaje skład roztworów.
Rodzaje stężeń
Rodzaje stężeń
• procent wagowy, stężenie procentowe,
• procent objętościowy,
• ułamek molowy,
• stężenie molowe,
• stężenie normalne .
AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej
5
Procent wagowy (stężenie procentowe)
Procent wagowy (stężenie procentowe) – podaje
ilość jednostek wagowych (np. gramów) substancji
rozpuszczonej
w
100
jednostkach
(gramach)
wagowych roztworu.
%
%
100
m
m
m
%
100
m
m
C
%
ru
r
rozp
s
ru
r
s
p
w
%
w
– procent wagowy, lub C
p
– stężenie procentowe,
m
s
– masa substancji rozpuszczonej,
m
r–ru
– masa roztworu,
m
rozp
– masa rozpuszczalnika.
AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej
6
Przykład:
Przykład:
Obliczyć stężenie procentowe roztworu przygotowanego
przez rozpuszczenie 25g NaCl w 150g wody.
Dane:
m
s
=25g,
m
rozp
=150g.
Rozwiązanie:
%
28
,
14
%
100
g
175
g
25
%
100
g
150
g
25
g
25
%
w
AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej
7
Procent objętościowy
Procent objętościowy – podaje ilość jednostek
objętości substancji rozpuszczonej w 100 jednostkach
objętości roztworu.
%
%
100
v
v
v
%
100
v
v
%
ru
r
rozp
s
ru
r
s
v
%
v
– procent objętościowy,
v
s
– objętość substancji rozpuszczonej,
v
r–ru
– objętość roztworu,
v
rozp
– objętość rozpuszczalnika.
AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej
8
Jaki jest procent objętościowy roztworu, jeżeli 40cm
3
etanolu rozpuszczono w 60cm
3
wody?
Dane:
v
s
= 40cm
3
,
v
rozp
= 60cm
3
.
Rozwiązanie:
%
40
%
100
cm
100
cm
40
%
100
cm
60
cm
40
cm
40
%
3
3
3
3
3
v
Przykład:
Przykład:
AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej
9
Ułamek molowy
Ułamek molowy – podaje stosunek ilości moli
jednego ze składników do sumy ilości moli wszystkich
składników w roztworze.
i
2
1
s
i
i
s
s
n
...
n
n
n
n
n
x
x
s
– ułamek molowy,
n
s
– ilość moli składnika,
n
1,2,..,i
– ilość moli składnika „i”,
1
x
i
i
AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej
10
Rozwiązanie:
Ile wynosi ułamek molowy NaCl jeżeli 10g tej soli
rozpuszczono w 150g wody?
Dane:
m
NaCl
= 10g,
m
H2O
= 150g.
i
i
i
M
m
n
mol
g
45
.
58
mol
g
45
.
35
mol
g
23
M
NaCl
mol
17
.
0
mol
g
45
.
58
g
10
n
NaCl
Przykład:
Przykład:
AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej
11
mol
g
18
mol
g
16
mol
g
1
2
M
O
H
2
mol
33
.
8
mol
g
18
g
150
n
O
H
2
02
.
0
mol
17
.
0
mol
33
.
8
mol
17
.
0
x
NaCl
NaCl
O
H
x
1
x
2
98
.
0
02
.
0
1
x
O
H
2
AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej
12
Stężenie molowe
Stężenie molowe – podaje ilość moli substancji
rozpuszczonej w 1dm
3
roztworu.
3
s
s
M
dm
mol
v
M
m
v
n
C
C
M
– stężenie molowe,
n –ilość moli substancji rozpuszczonej,
v – objętość roztworu,
m
s
– masa substancji rozpuszczonej,
M
s
–masa molowa substancji rozpuszczonej.
AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej
13
Rozwiązanie:
Ile gramów CaCl
2
należy odważyć, aby przygotować
2dm
3
3.5 molowego roztworu?
Dane:
C
M
= 3.5mol/dm
3
,
v
r–ru
= 2dm
3
v
M
n
v
n
C
M
mol
7
dm
2
dm
mol
5
.
3
n
3
3
Przykład:
Przykład:
AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej
14
Cl
Ca
CaCl
M
2
M
M
2
mol
g
98
.
110
mol
g
45
.
35
2
mol
g
08
.
40
M
2
CaCl
x
mol
7
g
98
.
110
CaCl
mol
1
2
g
779
g
86
.
778
g
98
.
110
7
x
AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej
15
Stężenie normalne
Stężenie normalne – podaje ilość gramo–
równoważników substancji rozpuszczonej w 1dm
3
roztworu.
3
s
s
s
N
dm
wal
v
G
m
v
g
C
C
N
– stężenie normalne,
g
s
–ilośc gramorównoważników substancji,
v – objętość roztworu,
m
s
– masa substancji,
G
s
– gramorównoważnik.
AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej
16
Gramorównoważnik
Gramorównoważnik – ilość gramów substancji
powiązana z oddaniem lub przyjęciem jednego mola,
elektronów. Inaczej – masa molowa podzielona przez
ogólną wartościowość dodatnią lub ujemną.
wal
g
2
M
G
SO
H
s
s
4
2
wal
g
3
M
G
PO
H
s
s
4
3
Kwasy
Kwasy – gramorównoważnik jest równy masie
molowej podzielonej przez ilość atomów wodoru.
Przykład:
Przykład:
AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej
17
wal
g
2
M
G
)
OH
(
Ca
s
s
2
wal
g
3
M
G
)
OH
(
Al
s
s
3
Wodorotlenki
Wodorotlenki – gramorównoważnik jest równy masie
molowej podzielonej przez ilość grup wodorotlenowych.
Przykład:
Przykład:
AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej
18
wal
g
1
2
M
G
SO
K
s
s
4
I
2
wal
g
3
2
M
G
)
SO
(
Al
s
s
3
4
III
2
wal
g
1
1
M
G
Cl
Na
s
s
I
Sole
Sole – gramorównoważnik jest równy masie molowej
podzielonej przez ilość atomów metalu pomnożoną przez
jego wartościowość.
Przykład:
Przykład:
AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej
19
Rozwiązanie:
Ile gramów Ca(HCO
3
)
2
znajduje się w 0.5dm
3
roztworu
2–normalnego?
Dane:
C
N
= 2wal/dm
3
,
v
sol
= 0.5dm
3
v
G
N
m
v
G
m
C
s
s
s
s
N
wal
g
2
1
M
G
2
)
3
HCO
(
Ca
2
3
II
)
HCO
(
Ca
Przykład:
Przykład:
AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej
20
)
M
3
M
M
(
2
M
M
o
C
H
Ca
)
HCO
(
Ca
2
3
)
mol
g
16
3
mol
g
01
.
12
mol
g
1
(
2
mol
g
08
.
40
M
2
3
)
HCO
(
Ca
mol
g
1
.
162
M
2
3
)
HCO
(
Ca
wal
g
05
.
81
2
1
.
162
G
2
3
)
HCO
(
Ca
g
26
.
20
dm
5
.
0
wal
g
05
.
81
dm
wal
5
.
0
m
3
3
s
AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej
21
ROZPUSZCZNIE
ROZPUSZCZNIE
Roztwory powstają przez rozpuszczanie substancji w
rozpuszczalniku w wyniku:
• reacji chemicznych,
• solwatacji,
• dyspersji.
AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej
22
Rozpuszczanie w wyniku reakcji
Rozpuszczanie w wyniku reakcji
Rozpuszczająca się substancja reaguje z cząsteczkami
rozpuszczalnika lub innej, wcześniej rozpuszczonej
substancji, tworząc nowy związek chemiczny.
2
2
H
ZnCl
HCl
2
Zn
3
2
2
2
CO
H
O
H
CO
4
3
2
5
2
PO
H
2
O
H
3
O
P
Przykład:
Przykład:
AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej
23
Rozpuszczanie w wyniku
Rozpuszczanie w wyniku
solwatacji
solwatacji
Solwatacja
Solwatacja
(hydratacja)
(hydratacja) – polega na otaczaniu
cząsteczek rozpuszczającej się substancji przez
cząsteczki rozpuszczalnika (wody).
AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej
24
Rozpuszczanie soli kuchennej w wodzie
AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej
25
Rozpuszczanie w wyniku dyspersji
Rozpuszczanie w wyniku dyspersji
Dyspersja
Dyspersja – mieszanie się dwóch substancji w
wyniku dyfuzji i oddziaływań międzycząsteczkowych,
zachodzi głównie w gazach.
AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej
26
Rozpuszczalność
Rozpuszczalność
Rozpuszczalność –
Rozpuszczalność – ilość substancji rozpuszczonej w
określonym rozpuszczalniku w określonych warunkach
temperatury i ciśnienia.
Roztwór w stanie równowagi z osadem (taki, w którym
nie można rozpuścić więcej substancji) nazywamy
nasyconym.
AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej
27
Maksymalną rozpuszczalność często wyraża się
jako maksymalne stężenie (stężenie roztworu
nasyconego) i wyraża się w gramach na 100 g
rozpuszczalnika.
g
100
g
m
m
s
rozp
s
s
s
s
– rozpuszczalność,
m
s
– masa substancji,
m
rozp
– masa rozpuszczalnika.
AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej
28
Wpływ temperatury
Wpływ temperatury
Wpływ temperatury zależny jest od efektu
cieplnego procesu rozpuszczania:
H<0 T - s, H>0 T - s.
Wpływ temperatury na rozpuszczalność niektórych soli.
AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej
29
Wpływ ciśnienia
Wpływ ciśnienia
Wpływ ciśnienia na stężenie gazu rozpuszczonego
Prawo Henry’ego:
W stałej temperaturze ilość rozpuszczonego gazu
jest proporcjonalna do ciśnienia cząstkowego gazu w
równowadze z cieczą.
i
i
x
k
p
AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej
30
Wpływ ciśnienia cząstkowego na rozpuszczalność gazów w wodzie
AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej
31
Fizykochemiczne właściwości
Fizykochemiczne właściwości
roztworów
roztworów
roztwory
doskonałe
rzeczywiste
siły międzycząsteczkowe
A-B = A-A i B-B
siły międzycząsteczkowe
A-B > A-A i B-B
AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej
32
Prawo
Prawo
Raoult
Raoult
a
a
–
–
ciśnienie par
ciśnienie par
prawo Raoulta
prawo Raoulta – podaje, że ciśnienie cząstkowe par
składnika nad roztworem jest proporcjonalne do
ciśnienia, jakie wykazywałby czysty składnik oraz jego
ułamka molowego.
i
0
i
i
x
p
p
p
i
– ciśnienie pary składnika „i”,
p
0
i
– ciśnienie par nad czystym składnikiem „i”,
x
i
– ułamek molowy składnika „i”,
p – ciśnienie całkowite nad roztworem.
i
i
0
i
x
p
p
AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej
33
Zależność ciśnienia par składników nad roztworem
od składu roztworu idealnego.
AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej
34
Temperatura wrzenia i krzepnięcia
Temperatura wrzenia i krzepnięcia
roztworu
roztworu
Wzrost
stężenia
roztworu
powoduje
podniesienie
temperatury wrzenia i obniżenie temperatury krzepnięcia
sol
s
s
E
m
E
b
m
M
m
K
C
K
T
sol
s
s
c
m
c
s
m
M
m
K
C
K
T
K
E
– stała ebulioskopowa,
C
m
– stężenie molarne,
K
C
– stała krioskopowa.
AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej
35
Dyfuzja
Dyfuzja
Proces
dyfuzji
Proces
dyfuzji
–
proces
polegający
na
przemieszczaniu się substancji z obszaru o wyższym
stężeniu do obszaru o niższym stężeniu.
Dyfuzja barwnika w wodzie
AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej
36
C
A
D
v
v – prędkość dyfuzji,
A – powierzchnia,
D – współczynnik dyfuzji,
C – gradient stężenia.
RT
E
0
a
e
D
D
D
0
– maksymalny współczynnik dyfuzji (dla nieskończonej T),
E
a
– energia aktywacji,
T – temperatura,
R – stała gazowa.
AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej
37
Osmoza
Osmoza
Osmoza
Osmoza - dyfuzja cząsteczek rozpuszczalnika przez
membranę
półprzepuszczalną,
oddzielającą
dwa
roztwory różniące się potencjałami chemicznymi.
Różnica potencjałów chemicznych wynika z różnicy
składu (stężenia) roztworów.
Błona półprzepuszczalna musi być przepuszczalna dla
rozpuszczalnika, a nieprzepuszczalna dla substancji
rozpuszczonej. Proces ten powoduje gradient ciśnienia
po obu stronach membrany.
AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej
38
RT
C
– ciśnienie osmotyczne,
C – gradient stężenia.
AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej
39
Dysocjacja
Dysocjacja
Dysocjacja
Dysocjacja – rozpad cząsteczek na jony pod
wpływem rozpuszczalnika.
Dysocjujące cząsteczki nazywamy
elektrolitami
elektrolitami.
Mają one zdolność przewodzenia prądu.
m
n
m
n
nB
mA
B
A
n
m
Cl
H
HCl
2
4
3
3
4
2
SO
3
Al
2
)
SO
(
Al
Przykład:
Przykład:
AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej
40
Stopień dysocjacji –
Stopień dysocjacji – zdolność substancji do
dysocjacji – stosunek ilości cząsteczek dysocjujących
do ogólnej ilości cząsteczek w roztworze.
0
zd
n
n
n
zd
– ilość cząsteczek zdysocjowanych,
n
0
– całkowita ilość cząsteczek w roztworze.
1 – mocne elektrolity,
< 0.1– słabe elektrolity,
0.1< < 1 – elektrolity średniej mocy.
AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej
41
Stała dysocjacji –
Stała dysocjacji – stała równowagi reakcji dysocjacji.
m
n
m
n
nB
mA
B
A
n
m
n
m
B
A
n
B
m
A
d
c
c
c
K
– stężenia jonów,
n
m
B
A
c
– stężenie cząsteczek niezdysocjowanych.
m
n
B
A
c
,
c
K
d
– stała dysocjacji,
AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej
42
Prawo rozcieńczeń Ostwalda
Prawo rozcieńczeń Ostwalda
Prawo rozcieńczeń Wilhelma Ostwalda
Prawo rozcieńczeń Wilhelma Ostwalda podaje
zależność stałej dysocjacji od stopnia dysocjacji i
stężenia. prawo to stosuje się wyłącznie do
elektrolitów słabych (<0,1).
1
c
K
2
d
K
d
– stała dysocjacji,
c – stężenie elektrolitu,
– stopień dysocjacji.
AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej
43
Aktywność
Aktywność
Aktywność –
Aktywność – inaczej stężenie rzeczywiste podaje ilość
cząsteczek w roztworze i oddziaływania pomiędzy nimi.
i
i
i
c
f
a
a
i
– aktywność składnika „i”,
f
i
– współczynnik aktywności składnika „i”,
c
i
– stężenie składnika „i”.
Dla roztworów rozcieńczonych f
i
1, więc a
i
= c
i
.
AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej
44
Iloczyn rozpuszczalności
Iloczyn rozpuszczalności
Dla
trudnorozpuszalnych
soli
mianownik
w
wyrażeniu na stałą dysocjacji można przyjąć za
wartość stałą.
,
c
c
c
K
n
m
B
A
n
B
m
A
d
.
const
c
n
m
B
A
n
m
B
A
d
c
K
L
L – iloczyn rozpuszczalności.
n
B
m
A
c
c
L
AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej
45
Iloczyn rozpuszczalności
Iloczyn rozpuszczalności – iloczyn stężeń jonów
trudno rozpuszczalnej soli w jej roztworze nasyconym w
określonych warunkach. (T,P).
2
4
2
4
SO
Ca
CaSO
2
4
2
4
SO
Ca
CaSO
c
c
L
I
2
Pb
PbI
2
2
2
I
Pb
PbI
c
c
L
2
2
Przykład:
Przykład:
AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej
46
Teorie kwasów i zasad
Teorie kwasów i zasad
Teoria Arrheniusa
Teoria Arrheniusa
Kwasy
Kwasy – substancje dysocjujące z wydzieleniem
jonu hydroniowego H
3
O
+
(jon H
+
w rzeczywistości
istnieje zawsze w towarzystwie cząsteczki wody).
Zasady
Zasady – substancje dysocjujące z wydzieleniem
jonu wodorotlenowego OH
-
.
n
3
2
n
R
O
nH
O
nH
R
H
Kwas
nOH
Me
)
OH
(
Me
n
n
Zasada
AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej
47
Kwasa
Kwasa –donor protonu (H
+
).
Zasada
Zasada – akceptor protonu (H
+
).
Istnieją pary kwasowo–zasadowe
Teoria Brønsteada i Lowry’ego
Teoria Brønsteada i Lowry’ego
H
zasada
kwas
H
OH
O
H
2
H
O
H
O
H
2
3
H
NH
NH
3
4
Przykład:
Przykład:
AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej
48
Teoria Lewisa
Teoria Lewisa
Kwas
Kwas – akceptor pary elektronowej ,
Base
Base – donor pary elektronowej.
produkt
zasada
kwas
3
3
3
3
NH
B
F
NH
BF
4
3
AlCl
Cl
AlCl
Przykład:
Przykład:
AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej
49
Miara kwasowości – pH
Miara kwasowości – pH
H
OH
O
H
2
Woda dysocjuje w bardzo niewielkim stopniu:
14
OH
H
O
H
10
c
c
L
2
H
c
log
pH
0< pH < 14 – pH skala
AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej
50
substancja
pH
kwas z baterii
kwas żołądkowy
napój typu cola
ocet
sok pomarańczowy
piwo
kwaśny deszcz
kawa
herbata
zdrowa skóra człowieka
mleko
czysta woda
krew
woda morska
mydło stałe
depilator w kremie
wybielacz
0.5
1.5 – 2.0
2.5
2.9
3.5
4.5
<5.0
5.0
5.5
5.5
6.5
7.0
7.34 – 7.45
8.0
9.0 – 10.0
11.0
12.5
AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej
51
Pomiar pH przeprowadza się za pomocą:
• wskaźników – związków, najczęściej organicznych,
które zmieniają zabarwienie ze zmianą pH (lakmus,
BBT, fenoloftaleina, oranż metylowy, itp.)
• papierki wskaźnikowe – bibuła nasączona kilkoma
wskaźnikami, zmieniająca barwę w zależności od pH,
Skala pH dla papierków wskaźnikowych
• pH – metru z elektrodą szklaną.
AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej
52
Zasada działania pH–metru
Zasada działania pH–metru
2
H
e
2
H
2
H
0
H
/
H
H
/
H
c
ln
F
2
RT
E
E
H
H
/
H
c
log
F
2
RT
303
.
2
E
pH
059
.
0
E
H
/
H
AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej
53
Hydroliza
Hydroliza
Hydrolysis
Hydrolysis – reakcja jonów soli z wodą.
Sole mocnych kwasów i mocnych zasad
Sole mocnych kwasów i mocnych zasad
nie ulegają hydrolizie.
nie ulegają hydrolizie.
Przykład:
Przykład:
Cl
H
OH
Na
O
H
Cl
Na
2
H
OH
O
H
2
dysocjacja wody
AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej
54
nH
R
OH
Me
O
nH
R
Me
m
n
2
m
n
Sale mocnych kwasów i słabych zasad:
Przykład:
Przykład:
2
4
4
2
2
4
4
SO
H
2
OH
NH
2
O
H
2
SO
NH
2
odczyn po hydrolizie kwaśny
pH < 7
AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej
55
Sole słabych kwasów i mocnych zasad:
R
H
mOH
Me
O
mH
R
Me
m
n
2
m
n
Przykład:
Przykład:
3
2
2
2
3
CO
H
OH
2
K
2
O
H
2
CO
K
2
odczyn po hydrolizie zasadowy
pH > 7
AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej
56
R
H
OH
Me
O
xH
R
Me
m
n
2
m
n
Sole słabych kwasów i słabych zasad:
Przykład:
Przykład:
S
H
)
OH
(
Fe
O
H
2
S
Fe
2
2
2
2
2
odczyn po hydrolizie obojętny
pH 7