CHEMIA OGÓLNA Wykład 5

AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej CHEMIA ROZTWORÓW Roztwór – homogeniczna mieszanina składająca się z jednej lub więcej substancji rozpuszczonych w rozpuszczalniku.

substancja rozpuszczona AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej Rodzaje roztworów substancja rozpuszczona gaz ciecz ciało stałe gaz powietrze O2 i inne gazy w N2 wilgoć woda w powietrzu dym popiół w powietrzu rozpuszczalnik ciecz napoje gazowane CO2 w wodzie wódka etanol w wodzie słodkie napoje herbata ciało stałe wodór w platynie wilgoć w drewnie stopy metali

Stężenia podaje skład roztworów. AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej STĘŻENIA Stężenia podaje skład roztworów. Rodzaje stężeń procent wagowy, stężenie procentowe, procent objętościowy, ułamek molowy, stężenie molowe, stężenie normalne .

AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej Procent wagowy (stężenie procentowe) – podaje ilość jednostek wagowych (np. gramów) substancji rozpuszczonej w 100 jednostkach (gramach) wagowych roztworu. %w – procent wagowy, lub Cp – stężenie procentowe, ms – masa substancji rozpuszczonej, mr–ru – masa roztworu, mrozp – masa rozpuszczalnika.

AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej Przykład: Obliczyć stężenie procentowe roztworu przygotowanego przez rozpuszczenie 25g NaCl w 150g wody. Dane: ms=25g, mrozp=150g. Rozwiązanie:

AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej Procent objętościowy – podaje ilość jednostek objętości substancji rozpuszczonej w 100 jednostkach objętości roztworu. %v – procent objętościowy, vs – objętość substancji rozpuszczonej, vr–ru – objętość roztworu, vrozp – objętość rozpuszczalnika.

AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej Przykład: Jaki jest procent objętościowy roztworu, jeżeli 40cm3 etanolu rozpuszczono w 60cm3 wody? Dane: vs= 40cm3, vrozp = 60cm3. Rozwiązanie:

AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej Ułamek molowy – podaje stosunek ilości moli jednego ze składników do sumy ilości moli wszystkich składników w roztworze. xs – ułamek molowy, ns – ilość moli składnika, n1,2,..,i – ilość moli składnika „i”,

AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej Przykład: Ile wynosi ułamek molowy NaCl jeżeli 10g tej soli rozpuszczono w 150g wody? Dane: mNaCl= 10g, mH2O = 150g. Rozwiązanie:

AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej

AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej Stężenie molowe – podaje ilość moli substancji rozpuszczonej w 1dm3 roztworu. CM – stężenie molowe, n –ilość moli substancji rozpuszczonej, v – objętość roztworu, ms – masa substancji rozpuszczonej, Ms –masa molowa substancji rozpuszczonej.

AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej Przykład: Ile gramów CaCl2 należy odważyć, aby przygotować 2dm3 3.5 molowego roztworu? Dane: CM= 3.5mol/dm3, vr–ru = 2dm3 Rozwiązanie:

AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej

AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej Stężenie normalne – podaje ilość gramo–równoważników substancji rozpuszczonej w 1dm3 roztworu. CN – stężenie normalne, gs –ilośc gramorównoważników substancji, v – objętość roztworu, ms – masa substancji, Gs – gramorównoważnik.

AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej Gramorównoważnik – ilość gramów substancji powiązana z oddaniem lub przyjęciem jednego mola, elektronów. Inaczej – masa molowa podzielona przez ogólną wartościowość dodatnią lub ujemną. Kwasy – gramorównoważnik jest równy masie molowej podzielonej przez ilość atomów wodoru. Przykład:

AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej Wodorotlenki – gramorównoważnik jest równy masie molowej podzielonej przez ilość grup wodorotlenowych. Przykład:

AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej Sole – gramorównoważnik jest równy masie molowej podzielonej przez ilość atomów metalu pomnożoną przez jego wartościowość. Przykład:

AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej Przykład: Ile gramów Ca(HCO3)2 znajduje się w 0.5dm3 roztworu 2–normalnego? Dane: CN= 2wal/dm3, vrozp. = 0.5dm3 Rozwiązanie:

AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej

AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej ROZPUSZCZNIE Roztwory powstają przez rozpuszczanie substancji w rozpuszczalniku w wyniku: reacji chemicznych, solwatacji, dyspersji.

Rozpuszczanie w wyniku reakcji AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej Rozpuszczanie w wyniku reakcji Rozpuszczająca się substancja reaguje z cząsteczkami rozpuszczalnika lub innej, wcześniej rozpuszczonej substancji, tworząc nowy związek chemiczny. Przykład:

Rozpuszczanie w wyniku solwatacji AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej Rozpuszczanie w wyniku solwatacji Solwatacja (hydratacja) – polega na otaczaniu cząsteczek rozpuszczającej się substancji przez cząsteczki rozpuszczalnika (wody).

Rozpuszczanie soli kuchennej w wodzie AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej Rozpuszczanie soli kuchennej w wodzie

Rozpuszczanie w wyniku dyspersji AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej Rozpuszczanie w wyniku dyspersji Dyspersja – mieszanie się dwóch substancji w wyniku dyfuzji i oddziaływań międzycząsteczkowych, zachodzi głównie w gazach.

AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej 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 Maksymalną rozpuszczalność często wyraża się jako maksymalne stężenie (stężenie roztworu nasyconego) i wyraża się w gramach na 100 g rozpuszczalnika. ss – rozpuszczalność, ms – masa substancji, mrozp – masa rozpuszczalnika.

Wpływ temperatury na rozpuszczalność niektórych soli. AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej 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 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.

Wpływ ciśnienia cząstkowego na rozpuszczalność gazów w wodzie AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej Wpływ ciśnienia cząstkowego na rozpuszczalność gazów w wodzie

Fizykochemiczne właściwości roztworów AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej Fizykochemiczne właściwości roztworów roztwory doskonałe rzeczywiste siły międzycząsteczkowe A-B = A-A i B-B siły międzycząsteczkowe A-B > A-A i B-B

Prawo Raoulta – ciśnienie par AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej Prawo Raoulta – ciśnienie par prawo Raoulta – podaje, że ciśnienie cząstkowe par składnika nad roztworem jest proporcjonalne do ciśnienia, jakie wykazywałby czysty składnik oraz jego ułamka molowego. pi – ciśnienie pary składnika „i”, p0i – ciśnienie par nad czystym składnikiem „i”, xi – ułamek molowy składnika „i”, p – ciśnienie całkowite nad roztworem.

AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej Zależność ciśnienia par składników nad roztworem od składu roztworu idealnego.

Temperatura wrzenia i krzepnięcia roztworu AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej Temperatura wrzenia i krzepnięcia roztworu Wzrost stężenia roztworu powoduje podniesienie temperatury wrzenia i obniżenie temperatury krzepnięcia KE – stała ebulioskopowa, Cm – stężenie molarne, KC – stała krioskopowa.

Dyfuzja barwnika w wodzie AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej Dyfuzja Proces dyfuzji – proces polegający na przemieszczaniu się substancji z obszaru o wyższym stężeniu do obszaru o niższym stężeniu. Dyfuzja barwnika w wodzie

D – współczynnik dyfuzji, C – gradient stężenia. AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej v – prędkość dyfuzji, A – powierzchnia, D – współczynnik dyfuzji, C – gradient stężenia. D0 – maksymalny współczynnik dyfuzji (dla nieskończonej T), Ea – energia aktywacji, T – temperatura, R – stała gazowa.

AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej 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.

 – ciśnienie osmotyczne, C – gradient stężenia. AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej  – ciśnienie osmotyczne, C – gradient stężenia.

AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej Dysocjacja Dysocjacja – rozpad cząsteczek na jony pod wpływem rozpuszczalnika. Dysocjujące cząsteczki nazywamy elektrolitami. Mają one zdolność przewodzenia prądu. Przykład:

< 0.1– słabe elektrolity, AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej Stopień dysocjacji – zdolność substancji do dysocjacji – stosunek ilości cząsteczek dysocjujących do ogólnej ilości cząsteczek w roztworze. nzd – ilość cząsteczek zdysocjowanych, n0 – całkowita ilość cząsteczek w roztworze.  1 – mocne elektrolity, < 0.1– słabe elektrolity, 0.1<  < 1 – elektrolity średniej mocy.

Stała dysocjacji – stała równowagi reakcji dysocjacji. AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej Stała dysocjacji – stała równowagi reakcji dysocjacji. – stężenia jonów, – stężenie cząsteczek niezdysocjowanych. Kd – stała dysocjacji,

Prawo rozcieńczeń Ostwalda AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej 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). Kd – stała dysocjacji, c – stężenie elektrolitu,  – stopień dysocjacji.

AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej Aktywność Aktywność – inaczej stężenie rzeczywiste podaje ilość cząsteczek w roztworze i oddziaływania pomiędzy nimi. ai – aktywność składnika „i”, fi – współczynnik aktywności składnika „i”, ci – stężenie składnika „i”. Dla roztworów rozcieńczonych fi 1, więc ai = ci.

Iloczyn rozpuszczalności AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej Iloczyn rozpuszczalności Dla trudnorozpuszalnych soli mianownik w wyrażeniu na stałą dysocjacji można przyjąć za wartość stałą. L – iloczyn rozpuszczalności.

AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej Iloczyn rozpuszczalności – iloczyn stężeń jonów trudno rozpuszczalnej soli w jej roztworze nasyconym w określonych warunkach. (T,P). Przykład:

Teorie kwasów i zasad Teoria Arrheniusa AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej Teorie kwasów i zasad Teoria Arrheniusa Kwasy – substancje dysocjujące z wydzieleniem jonu hydroniowego H3O+ (jon H+ w rzeczywistości istnieje zawsze w towarzystwie cząsteczki wody). Zasady – substancje dysocjujące z wydzieleniem jonu wodorotlenowego OH-. Kwas Zasada

Przykład: Teoria Brønsteada i Lowry’ego Kwas – donor protonu (H+). AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej Teoria Brønsteada i Lowry’ego Kwas – donor protonu (H+). Zasada – akceptor protonu (H+). Istnieją pary kwasowo–zasadowe Przykład:

Przykład: Teoria Lewisa Kwas – akceptor pary elektronowej , AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej Teoria Lewisa Kwas – akceptor pary elektronowej , Zasada – donor pary elektronowej. Przykład:

Woda dysocjuje w bardzo niewielkim stopniu: AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej Miara kwasowości – pH Woda dysocjuje w bardzo niewielkim stopniu: 0< pH < 14 – pH skala

zdrowa skóra człowieka AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej substancja pH kwas z akumulatora 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 6.5 7.0 7.34 – 7.45 8.0 9.0 – 10.0 11.0 12.5

Skala pH dla papierków wskaźnikowych AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej 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.

Zasada działąnia pH–metru AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej Zasada działąnia pH–metru

Sole mocnych kwasów i mocnych zasad nie ulegają hydrolizie. AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej Hydroliza Hydroliza – reakcja jonów soli z wodą. Sole mocnych kwasów i mocnych zasad nie ulegają hydrolizie. Przykład: dysocjacja wody

odczyn po hydrolizie kwaśny AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej Sale mocnych kwasów i słabych zasad: odczyn po hydrolizie kwaśny pH < 7 Przykład:

odczyn po hydrolizie zasadowy AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej Sole słabych kwasów i mocnych zasad: odczyn po hydrolizie zasadowy pH > 7 Przykład:

odczyn po hydrolizie obojętny AGH WIMiR, wykład z chemii ogólnej Sole słabych kwasów i słabych zasad: odczyn po hydrolizie obojętny pH  7 Przykład: