chemia stosowana I temat: woda i roztwory

WODA H ••OH H• + •OH H ••OH [H+] + OH– [H+] + H2O  H3O+ charakter polarny (dipol elektryczny) dysocjacja cząsteczki wody H ••OH H• + •OH homolityczna (tylko w wysokich temperaturach) H ••OH [H+] + OH– heterolityczna [H+] + H2O  H3O+ jon wodorowy (proton) samodzielnie nie występuje kation hydroniowy

autodysocjacja wody 2 H2O H3O+ + OH– 8 H2O H9O4+ + H7O4– Zapis H+ jest dopuszczalny jako skrócony, symboliczny.

Kw = CH+·COH– iloczyn jonowy wody H2O H+ + OH– Kw = 1,0×10–14 (25°C) stała równowagi CH2O = 55,51 mol/dm3 (4°C) iloczyn jonowy Kw = CH+·COH– Kw = 1,0×10–14 (25°C) Kw = 5,0×10–13 (100°C) pKw = 12,3 pKw = – logKw = 14

autodysocjacja rozpuszczalników niewodnych 2 H2O H3O+ + OH– 2NH3 NH4+ + NH2– amoniak Ki = CNH4+ ·CNH2– = 1,0×10–30 (–50°C) kwas siarkowy 2H2SO4 H3SO4+ + HSO4– Ki = CH3SO4+ ·CHSO4– = 2,4×10–4 (25°C) 2 HCOOH HCOOH2+ + HCOO– kwas mrówkowy Ki = CHCOOH2+ ·CHCOO– = 6,3×10–7 (25°C) 2 CH3OH CH3OH2+ + CH3O– metanol (alkohol metylowy) Ki = CCH3OH2+ ·CCH3O– = 2,0×10–17 (25°C)

rozpuszczalność soli kryształy jonowe W roztworze występują wyłącznie w postaci zdysocjowanej. MgCl2/s/ MgCl2/aq/ MgCl2/s/ Mg2+ + 2 Cl– MgCl2/aq/ Mg2+ + 2 Cl– Mg2+Cl–2/s/ Mg2+ + 2 Cl–

tworzenie hydratów soli MgCl2·6H2O  [Mg(H2O)62+](Cl–)2 FeCl3·6H2O  [Fe(H2O)63+](Cl–)3 Mg(ClO4)2·6H2O  [Mg(H2O)62+](ClO4–)2 Fe(NH4)2(SO4)2·6H2O  [Fe(H2O)62+](NH4+)2(SO42–)2 KAl(SO4)2·12H2O  [K(H2O)6+][Al(H2O)63+](SO42–)2 KCr(SO4)2·12H2O  [K(H2O)6+][Cr(H2O)63+](SO42–)2 FeSO4·7H2O  [Fe(H2O)62+](SO42–)(H2O) NiSO4·7H2O  [Ni(H2O)62+](SO42–)(H2O) CoSO4·7H2O  [Co(H2O)62+](SO42–)(H2O) CuSO4·5H2O  [Cu(H2O)42+](SO42–)(H2O)

rozpuszczalność soli Wartość energii sieci krystalicznej Es i energii hydratacji Eh niektórych soli Sól Es kJ/mol Eh kJ/mol M = Es - Eh kJ/mol LiCl 831,8 836,0 -4,2 NaCl 764,9 739,8 25,1 KCl 690,0 664,6 25,4 NaBr 731,5 710,6 20,9 AgCl 886,2 785,8 100,4 AgBr 873,6 756,6 117,0 AgI 852,7 760,8 91,9

rozpuszczalność soli rozpuszczalność g/100g wody: Proces rozpuszczania jest na ogół endotermiczny, więc rozpuszczalność rośnie ze wzrostem temperatury. Dla niektórych soli zależność jest nieznaczna: NaCl, K2CrO4, dla nielicznych jest odwrotna – rozpuszczalność maleje ze wzrostem temperatury: Na2SO4, FeSO4·H2O, Na2CO3·H2O. Przebieg krzywej rozpuszczalności może się zmieniać w przypadku tworzenia różnych hydratów.

rozpuszczalność soli Mg2+, NH4+, Cl–, Br– w układzie 2 soli nie można wskazać pochodzenia jonów: MgCl2/s/ Mg2+ + 2 Cl– NH4Br/s/ NH4+ + Br– Mg2+, NH4+, Cl–, Br– MgBr2/s/ Mg2+ + 2 Br– NH4Cl/s/ NH4+ + Cl– Sposoby wydzielania soli z roztworu: obniżenie temperatury – zmniejszenie rozpuszczalności, odparowanie wody – zwiększenie stężenia.

krystalizacja soli KNO3/s/ NaCl/s/ Na+, K+, Cl–, NO3– rozpuszczalność g/100g wody: KNO3/s/ NaCl/s/ Na+, K+, Cl–, NO3– KNO3/s/ + NaNO3/s/ KCl/s/ + NaCl/s/ KNO3/s/ NaNO3/s/ KCl/s/ NaCl/s/

sole trudno rozpuszczalne azotany, octany, chlorany są rozpuszczalne, chlorki, bromki, jodki są rozpuszczalne z wyjątkiem soli Ag(I), Hg(I), Pb(II), Cu(I), HgI2, BiI3 i SbI3, siarczany są rozpuszczalne z wyjątkiem soli Ca, Sr, Ba i Pb(II), siarczki są trudno rozpuszczalne z wyjątkiem soli litowców i berylowców, fosforany, węglany i wodorotlenki są nierozpuszczalne z wyjątkiem soli litowców, sole litowców (i amonu) są rozpuszczalne

iloczyn rozpuszczalności AgCl/s/ Ag+ + Cl– Kso = CAg+·CCl– = 1,1×10–10 wartość stała Ag2CrO4/s/ 2Ag+ + CrO42– Kso = C2Ag+·CCrO42– = 5,0×10–12 Bi2S3/s/ 2Bi3+ + 3S2– Kso = C2Bi3+·C3S2– = 1,5×10–97

iloczyn rozpuszczalności a rozpuszczalność Mg(NH4)PO4 Mg2+ + NH4+ + PO43– Kso = 2,5×10–13 stężenie CMg(NH4)PO4 = x Kso = CMg2+ · CNH4+ · CPO43– = x3 = 2,5×10–13 x = 6,3×10–5 mol/dm3 Ca3(PO4)2 3 Ca2+ + 2 PO43– Kso = 1,0×10–25 stężenie CCa3(PO4)2 = x Kso = C3Ca2+ · C2PO43– = (3x)3·(2x)2 = 1,0×10–25 x = 3,9×10–6 mol/dm3 Ogólnie dla związku o wzorze AaBb rozpuszczalność:

efekt wspólnego jonu Ba2+ + SO42– BaSO4 Kso = 1,0×10–10 Kso = CBa2+ · CSO42– dla ilości stechiometrycznej siarczanów: CBa2+ = 1,0×10–5 mol/dm3 (1,4×10–3 g/dm3) można zastosować nadmiar siarczanów: CBa2+ = 1,0×10–10/CSO42– dla stężenia siarczanów 0,001M: CBa2+ = 1,0×10–7 mol/dm3 (1,4×10–5 g/dm3) dla stężenia siarczanów 0,01M: CBa2+ = 1,0×10–8 mol/dm3 (1,4×10–6 g/dm3) Nadmiar jonu strącającego sprzyja reakcji tworzenia osadu.

iloczyn rozpuszczalności pKso = – log Kso Kso = 10–pKso sól pKso AgCl 9,96 AgBr 12,4 AgI 16,0 Ag2CrO4 11,7 Ag2S 49,5 Bi2S3 96,8 CdS 27,8 Cu2S 46,7 HgS 52,4 SnS 26,0 ZnS 25,3 sól pKso Al(OH)3 32,7 Cr(OH)3 30,2 Fe(OH)2 13,5 Fe(OH)3 37,4 Mg(OH)2 10,9 Sb(OH)3 41,4 Sn(OH)2 25,3 Zn(OH)2 16,8 BaCO3 8,2 BaCrO4 9,7 BaSO4 10,0

strącanie osadów z roztworów mieszanych (Cl–, CrO42–) + Ag+ AgCl, Ag2CrO4 Kso,AgCl = 1,1×10–10 Kso,Ag2CrO4 = 4,0×10–13 rozpuszczalność: xAgCl = 1,05×10–5 mol/dm3 xAg2CrO4 = 2,2×10–4 mol/dm3 Ag2CrO4/s/ (Cl–, CrO42–) + Ag+ AgCl/s/ brunatny biały

strącanie osadów z roztworów mieszanych (Cl–, Br–, I–) + Ag+ AgCl, AgBr, AgI Kso,AgCl = 1,1×10–10 Kso,AgBr = 4,0×10–13 Kso,AgI = 1,0×10–16 CAg+ = Kso,AgCl / CCl– = Kso,AgBr / CBr– = Kso,AgI / CI– CBr– Kso,AgBr ___ = ______ CCl– Kso,AgCl ___ = ______ CI– Kso,AgI CCl– Kso,AgCl 0,00009% stężenia wyjściowego 0,36% stężenia wyjściowego

aktywność elektrolitów Dla dużych stężeń elektrolitu jony znajdują się w odległości umożliwiającej wzajemne oddziaływania - maleje rzeczywista zdolność jonów do reagowania - aktywność. ai = fi·Ci/C° Dla roztworów rozcieńczonych fi = 1. Termodynamiczna stała równowagi: a A + b B = c C + d D

siła jonowa Określa efektywne oddziaływanie jonów obecnych w roztworze.  = ½  zi2·Ci Wg teorii Debye’a i Hückla, dla roztworów o  < 0,1: Dla wody jest: Dla roztworów o  < 0,01:

współczynniki aktywności

współczynniki aktywności wpływ siły jonowej na rozpuszczalność (efekt „solny”) BaSO4 współczynniki aktywności rozpuszczalność 0,97 2,3×10–3 g/dm3 czysta woda 0,01M NaCl 0,63 3,7×10–3 g/dm3 0, 1M NaCl 0,33 7,0×10–3 g/dm3