Chemia ogólna - wykład 8 UL

(1)

Chemia roztworów

Dr Urszula Lelek-Borkowska

(2)

(3)

ROZTWORY

Roztwór – homogeniczna mieszanina składająca się z jednej lub

więcej substancji rozpuszczonych w rozpuszczalniku

Rodzaj

mieszaniny roztwór koloid zawiesina

homogeniczność homogeniczny heterogeniczny heterogeniczny

rozmiar

(4)

Rodzaje roztworów

substancja rozpuszczona słodkie napoje wódka etanol napoje gazowane CO ciecz dym popiół w powietrzu wilgoć woda w powietrzu powietrze O₂i inne gazy w N₂ gaz ciało stałe ciecz gaz usz czalnik

(5)

KOLOIDY

Koloid fazowy – składa się z fazy ciągłej, czyli substancji

rozpraszającej, zwanej też ośrodkiem dyspersyjnym lub dyspergującym i nierozpuszczalnej w nim fazy rozproszonej, czyli substancji zdyspergowanej. Cząstki rozproszone w cieczy lub gazie – zole.

Koloid cząsteczkowy - fazą rozproszoną są makrocząsteczki, na

przykład polimery (żelatyna, skrobia, białka) – nie występuje wówczas wyraźna granica fazowa, bo cząsteczki rozpuszczalnika mogą wnikać do wewnątrz makrocząsteczki.

(6)

Rodzaje koloidów

faza zdyspergowana zawiesina kolidalna emulsja piana ciecz aerozol stały aerozol ciekły - gaz ciało stałe ciecz gaz sp er gu ją ca

(7)

koagulacja – zjawisko łączenia się cząstek fazy rozproszonej

koloidu w większe zespoły tworzące nieregularną sieć (koagulat) (przejście zolu w żel)

peptyzacja – zjawisko odwrotne do koagulacji (żel w zol)

denaturacja – nieodwracalny proces przechodzenia zolu w żel

Własności koloidów

peptyzacja koagulacja

(8)

(9)

9

STĘŻENIA

Stężenie podaje skład roztworu

• procent wagowy, stężenie procentowe (%w, C_p), • procent objętościowy (%vol),

• ułamek molowy (x_i), • stężenie molowe (C_m), • stężenie normalne (C_N).

(10)

Procent wagowy (stężenie procentowe) – podaje ilość

jednostek wagowych (np. gramów) substancji rozpuszczonej w 100 jednostkach (gramach) wagowych roztworu.

 

100 %

 

%

m

%

100 m

m

C

%

s rozp s ru r s p w







_



 %_w– procent wagowy C_p – stężenie procentowe,

(11)

11

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













(12)

Procent objętościowy – podaje ilość jednostek objętości

substancji rozpuszczonej w 100 jednostkach objętości roztworu.

 

%

100 v

v

%

100 v

v

%

s rozp s ru r s v







_



 %_v– procent objętościowy,

(13)

13

Jaki jest procent objętościowy roztworu, jeżeli 40cm3_etanolu

rozpuszczono w 60cm3_wody? Dane: v_s= 40cm3_, v_rozp= 60cm3

.

Rozwiązanie: % 40 % 100 cm 100 cm 40 % 100 cm 60 cm 40 cm 40 % 3 3 3 3 3 v       Przykład:

(14)

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

x









x_s– ułamek molowy,

(15)

kwas żołądkowy 0,1 M HCl

15 Stężenie molowe – podaje ilość moli substancji rozpuszczonej

w 1dm3_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,

(16)

Stężenie normalne – podaje ilość gramorównoważników

substancji rozpuszczonej w 1dm3_roztworu.

















3 s s s N

dm

wal

v

G

m

v

g

C

C_N– stężenie normalne,

(17)

17 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 – gramorównoważnik jest równy masie molowej

(18)

      wal g 2 M G ) OH ( Ca s s 2     wal g 3 M G ) OH ( Al s s 3

Wodorotlenki – gramorównoważnik jest równy masie molowej

podzielonej przez ilość grup wodorotlenowych

.

Sole – gramorównoważnik jest równy masie molowej podzielonej

przez ilość atomów metalu pomnożoną przez jego wartościowość.

  g M

(19)

19

ROZPUSZCZANIE

REAKCJA

_{SOLWATACJA DYSPERSJA}

(20)

Rozpuszczanie w wyniku reakcji

Rozpuszczająca się substancja reaguje z cząsteczkami rozpuszczalnika lub innej, wcześniej rozpuszczonej substancji, tworząc nowy związek chemiczny.

H

ZnCl

HCl

2 Zn







3

2

2 H

O

H

CO





4 3 2 5 2

O

3 H

O

2 H

PO

P





(21)

21

Rozpuszczanie w wyniku solwatacji

Solwatacja (hydratacja) – polega na otaczaniu cząsteczek

rozpuszczającej się substancji przez cząsteczki rozpuszczalnika (wody).

(22)

Rozpuszczanie w wyniku dyspersji

Dyspersja – mieszanie się dwóch substancji w wyniku dyfuzji i

(23)

23

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.

(24)

Maksymalną rozpuszczalność często wyraża się jako

maksymalne stężenie (stężenie roztworu nasyconego) i wyraża się w gramach na 100 g rozpuszczalnika

.















g

100 g

m

s

rozp s s s_s– rozpuszczalność,

(25)

25

Wpływ temperatury na rozpuszczalność

Wpływ temperatury zależny jest od efektu cieplnego procesu rozpuszczania: H<0  T - s, H>0  T - s.

(26)

Wpływ ciśnienia na rozpuszczalność

Prawo Henry’ego:

W stałej temperaturze ilość rozpuszczonego gazu jest proporcjonalna do ciśnienia cząstkowego gazu w równowadze z cieczą.

i

k

x

(27)

27

Fizykochemiczne właściwości roztworów

siły międzycząsteczkowe

A-B = A-A i B-B

siły międzycząsteczkowe

A-B > A-A i B-B

roztwory

doskonałe

rzeczywiste

A B

(28)

Roztwory doskonałe i rzeczywiste

Roztwór

doskonały rzeczywisty Roztwór

oddziaływania

międzycząsteczkowe A-B =A-A, B-B A-B> A-A, B-B entalpia tworzenia H  0 H  0

efekt objętościowy nie występuje występuje

(29)

29

Prężność par nad roztworem

(30)

Prawo Raoulta – ciśnienie par

prawo Raoulta – ciśnienie cząstkowe par składnika nad

roztworem jest proporcjonalne do ciśnienia, jakie wykazywałby czysty składnik oraz jego ułamka molowego.

i 0

i

p

x

p





p_i– ciśnienie pary składnika „i”, p0

i – ciśnienie par nad czystym składnikiem „i”,







i i 0 i

x

p

(31)

31

Zależność ciśnienia par składników nad roztworem od składu roztworu idealnego.

(32)

Krzepnięcie

Temperatura krzepnięcia – temperatura, w której fazy ciekła

i stała są ze sobą w równowadze. Przy odpowiedniej czystości substancji schładzanej i pod pewnymi warunkami jest możliwe schłodzenie substancji w postaci ciekłej poniżej jej temperatury krzepnięcia. Ciecz taka nosi nazwę cieczy przechłodzonej.

(33)

Wrzenie

Temperatura wrzenia – temperatura, przy której ciśnienie

powstającej pary (ciśnienie pary nasyconej) jest równe ciśnieniu otoczenia, skutkiem czego parowanie następuje w całej objętości cieczy (dana substancja wrze).

(34)

(35)

(36)

(37)

(38)

Temperatura wrzenia i krzepnięcia 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 – stężenie molarne,

(39)

(40)

Dyfuzja

Proces dyfuzji – proces polegający na przemieszczaniu się

substancji z obszaru o wyższym stężeniu do obszaru o niższym stężeniu.

(41)

41

C

A

D

v









v – prędkość dyfuzji, A – powierzchnia, D – współczynnik dyfuzji, C – gradient stężenia. RT E 0 a

e

D







D₀ – maksymalny współczynnik dyfuzji (dla nieskończonej T), E_a – energia aktywacji,

T – temperatura, R – stała gazowa.

(42)

(43)

43

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.

(44)

RT

C









(45)

(46)

(47)

(48)

Dysocjacja

Dysocjacja – rozpad cząsteczek na jony pod wpływem

rozpuszczalnika. Dysocjujące cząsteczki nazywamy

(49)

49

Dysocjacja









m

_

n

_

m

n

_B

_mA

_nB

A

m n

NaOH



Na

+

₊

_OH

-HCl



H

+

₊

_Cl

-Al

₂

(SO

₄

)

₃



2Al

3+

_{+ 3SO}

(50)

Dysocjacja wielostopniowa

Ni(OH)

₂



NiOH

+

₊

_OH

- sumarycznie:

H

₃

PO

₄



3H

+

PO

₄3-

H

₃

PO

₄



H

+

₊

_H

2

PO

4

-H

₂

PO

₄-

_

_H

+

₊

_HPO

42-

HPO

₄2-

_

_H

+

₊

_PO

43-

(51)

51 Stopień dysocjacji – zdolność substancji do dysocjacji –

stosunek ilości cząsteczek dysocjujących do ogólnej ilości cząsteczek w roztworze.

0 zd

n





n_zd – ilość cząsteczek zdysocjowanych,

(52)

Elektrolity

mocne

 ≈ 1

wodorotlenki metali alkalicznych: Li, Na, K,

Rb, Cs, Ca, Sr, Ba, Ra średniej mocy 0.1 <  <1 H₃PO₄, Be(OH)_2, Mg(OH)₂ słabe  < 0.1 H₂CO₃, H₂S, H₂SO₃, HNO₂, kwasy organiczne

(53)

53 Stała dysocjacji – stała równowagi reakcji dysocjacji.









m

_

n

_

m

n

_B

_mA

_nB

A

m n n mB A n B m A d

c

K







 – stężenia jonów, n mB A

c

– stężenie cząsteczek niezdysocjowanych.

  m n _B A

,

c

K_d – stała dysocjacji,

(54)

Prawo rozcieńczeń 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

_d

2

(55)

55

Aktywność

Aktywność – inaczej stężenie rzeczywiste podaje ilość cząsteczek

w roztworze i oddziaływania pomiędzy nimi.

i

f

c

a





a_i – aktywność składnika „i”,

f_i – współczynnik aktywności składnika „i”, c_i – stężenie składnika „i”.

(56)

Iloczyn rozpuszczalności

Dla trudno rozpuszczalnych soli mianownik w wyrażeniu na stałą dysocjacji można przyjąć za wartość stałą.

, c c c K n mB A n B m A d    

c

A_mB_n



const

.

L – iloczyn rozpuszczalności,

iloczyn stężeń jonów trudno

n

B

m

A

c

L



_



_

(57)

57





_



2

2 ₄

4 Ca

SO

CaSO

 





2 4 2 4

Ca

SO

CaSO

c

L





_



Pb

2 I

PbI

₂

2

2 I

Pb

PbI

c

L

₂



2





(58)

Iloczyn rozpuszczalności

Wzór _{rozpuszczalności}Iloczyn CaCO₃ 3,36 · 10-9 PbI₂ 9,80 · 10-9 AgCl 1,77 · 10-10 BaSO₄ 1,08 · 10-10 Fe(OH)₂ 4,87 · 10-17 Hg₂Cl₂ 1,43 · 10-18 CdS 2,51 · 10-26

(59)

59

(60)

Teorie kwasów i zasad

Teoria Arrheniusa

Kwasy – substancje dysocjujące z wydzieleniem jonu H+

(w rzeczywistości jonu hydroniowego H₃O+₎

Zasady – substancje dysocjujące z wydzieleniem jonu

wodorotlenowego OH-_.





_





nH

O

nH

O

R

n

R

H

kwas

Svante August Arrhenius (1859–1927)

(61)

Johannes Nicolaus Brønsted (1879–1947)

61

Kwas – donor protonu (H+_).

Zasada – akceptor protonu (H+_).

Istnieją pary kwasowo–zasadowe

Teoria Brønsteada i Lowry’ego





zasada

H

kwas

 

_



OH

H

O

H

₂  

_

_H

_O

_

_H

O

H

₃ ₂  

_

_NH

_

_H

NH

₄ ₃ Thomas Martin Lowry (1884–1936)

(62)

Gilbert Newton

Lewis (1875–1946)

Teoria Lewisa

kwas – akceptor pary elektronowej , zasada – donor pary elektronowej.

3

3 NH

F

B

NH

BF







(63)

63

Podsumowanie teorii kwasów i zasad

teoria kwas przykład zasada przykład

Arrheniusa dysocjuje na wodór

i resztę kwasową H2SO4  2H +_+SO 4 2-dysocjuje na anion wodorotlenowy i kation metalu KOH  K+_{+ OH} -

Brønsteda-Lowry’ego donor protonu HNO3 + H2O  H3O

+₊

NO₃- akceptor _protonu NH3 + H+  NH4+

Lewisa akceptor pary _elektronowej BF₃ + NH₃  BF₃-NH₃ _elektronowejdonor pary AlCl₃ + Cl-__[AlCl 4]

(64)

-Miara kwasowości – pH





_



OH

H

O

H

₂

(65)

65

Miara kwasowości – pH

Iloczyn jonowy wody:

14 OH H O H

c

10 L

₂











 





log

c

_H

pH

0< pH < 14 – skala pH

(66)

(67)

67 wskaźniki – związki, najczęściej organiczne, które zmieniają

zabarwienie ze zmianą pH.

Pomiar pH

wskaźnik roztwory kwaśne zakres pH zmiany _barwy roztwory zasadowe

BBT błękit bromotymolowy 6.0 - 7.8 lakmus 5.0 - 8.0 Oranż metylowy 2.1 - 4.4 Czerwień metylowa 4.2 - 6.0 fenoloftaleina 8.3-10.0 błękit tymolowy 8.0-9.0

(68)

papierki wskaźnikowe – bibuła nasączona kilkoma

wskaźnikami, zmieniająca barwę w zależności od wartości pH

(69)

69

Zasada działania pH–metru

2 H

e

2 H

2 





  



_H0 _/_H



_H H / H

₂

_F

ln

c

RT

E

 



_H H / H

₂

_F

log

c

RT

303 .

2 E

pH

059 .

0 E

_H

_/

_H







(70)

Hydroliza

Hydroliza – reakcja jonów soli z wodą.

Sole mocnych kwasów i mocnych zasad nie ulegają hydrolizie.













_

_Cl

_

_H

_O

_

_Na

_

_OH

_

_H

_

_Cl

Na

₂





_



(71)

71

 

 





_

_R

_

_nH

_O

_

_Me

_OH

_

_R

_

_nH

Me

n m ₂ _n m

Sale mocnych kwasów i słabych zasad:









_

_

_

2

4

2

4

4 SO

2 H

O

2 NH

OH

2 H

SO

NH

2

odczyn po hydrolizie kwaśny pH < 7

(72)

Sole słabych kwasów i mocnych zasad:

R

H

mOH

Me

O

mH

R

Me

n



m





₂



n







_m

odczyn po hydrolizie zasadowy pH > 7

(73)

73

 

OH

H

R

Me

O

xH

R

Me

n



m





₂



_n



_m

Sole słabych kwasów i słabych zasad:

S

H

)

OH

(

Fe

O

H

2 S

Fe

2 



2 



₂



₂



₂

odczyn po hydrolizie obojętny pH  7

(74)

Roztwory buforowe

Roztwór buforowy – roztwór, którego pH

prawie się nie zmienia po dodaniu niewielkich ilości mocnego kwasu, czy mocnej zasady.