Materiały pochodzą z Platformy Edukacyjnej Portalu

Prezentacja na temat: "Materiały pochodzą z Platformy Edukacyjnej Portalu"— Zapis prezentacji:

1 Materiały pochodzą z Platformy Edukacyjnej Portalu www.szkolnictwo.pl
Wszelkie treści i zasoby edukacyjne publikowane na łamach Portalu mogą być wykorzystywane przez jego Użytkowników wyłącznie w zakresie własnego użytku osobistego oraz do użytku w szkołach podczas zajęć dydaktycznych. Kopiowanie, wprowadzanie zmian, przesyłanie, publiczne odtwarzanie i wszelkie wykorzystywanie tych treści do celów komercyjnych jest niedozwolone. Plik można dowolnie modernizować na potrzeby własne oraz do wykorzystania w szkołach podczas zajęć dydaktycznych.

2

3 Spis treści: Rodzaje rozpuszczalników Proces solwatacji
Dysocjacja elektrolityczna Dysocjacja elektrolityczna związków o wiązaniach atomowych spolaryzowanych Dysocjacja elektrolityczna związków o wiązaniach jonowych Elektrolity i nieelektrolity Jonowa teoria kwasów i zasad Arrheniusa Zapis równań dysocjacji i zasady nazywania jonów Dysocjacja kwasów Dysocjacja wodorotlenków Dysocjacja soli Ilościowa interpretacja procesów dysocjacji Stopień dysocjacji Stała dysocjacji (stała jonizacji) Prawo rozcieńczeń Ostwalda

4 PODZIAŁ ROZPUSZCZALNIKÓW
Ze względu na własności fizyczne polarne niepolarne Ze względu na własności chemiczne protonowe aprotonowe Wszystkie rozpuszczalniki protonowe są też polarne, natomiast aprotonowe mogą być zarówno polarne jak i niepolarne Polarne to związki chemiczne o znacznym momencie dipolowym.( woda, etanol) Niepolarne to związki chemiczne posiadające zerowy albo bardzo mały moment dipolowy (np. chloroform, benzen, heksan) Protonowe to posiadające w swojej strukturze tzw. kwaśne atomy wodoru, które mogą być łatwo odszczepiane od cząsteczek rozpuszczalnika i tworzyć jony H+ oraz wiązania wodorowe. (np. woda, alkohole, aldehydy, kwasy) Aprotonowe nie posiadają w swojej strukturze tzw. kwaśnych atomów wodoru (np. aceton, węglowodory).

5 Solwatacją nazywamy oddziaływanie cząsteczek lub jonów danej substancji z cząsteczkami rozpuszczalnika w wyniku czego powstaje solwatowana forma cząsteczki (jonu). Forma ta jest przeważnie strukturą przestrzenną w której cząsteczka (jon) są otoczone ściśle zorientowanymi cząsteczkami rozpuszczalnika. Jeśli rozpuszczalnikiem jest woda wówczas mówimy o hydratacji W wyniku zjawiska solwatacji niejednorodny układ substancja rozpuszczana/rozpuszczalnik tworzy jednorodny układ jakim jest roztwór. Charakter oddziaływania cząsteczka (jon) – rozpuszczalnik zależy do budowy chemicznej cząsteczki i rozpuszczalnika. Przeważnie jest to oddziaływanie elektrostatyczne lub oddziaływanie poprzez siły dyspersyjne Przykład Rozpuszczanie alkoholu w wodzie w wyniku oddziaływań elektrostatycznych pomiędzy polarnymi cząsteczkami substancji rozpuszczanej -alkoholu i rozpuszczalnika – wody.

6 Dysocjacja elektrolityczna
Dysocjacja elektrolityczna (jonowa) to proces polegający na rozpadzie cząsteczek związku na jony solwatowane pod wpływem rozpuszczalnika o charakterze dipolowym ( polarnym) Dysocjacji elektrolitycznej ulegają związki o wiązaniu jonowym lub atomowym spolaryzowanym. Cząsteczki wody są dipolami ( na jednym ich końcu zgromadzony jest ładunek dodatni a na drugim ujemny) Oddziaływanie elektrostatyczne pomiędzy dipolami wody a substancjami prowadzą do rozluźnienia wiązań ,co w konsekwencji prowadzi do uwolnienia swobodnych jonów do roztworu.

7 Dysocjacja elektrolityczna związków o wiązaniach atomowych spolaryzowanych
W przypadku związków o wiązaniu kowalencyjnym spolaryzowanym (np. HCl), jony powstają wskutek oddziaływań polarnych cząsteczek wody na polarną (dipolową) cząsteczkę związku. Dipole wody otaczają polarną cząsteczkę związku, powodując zwiększenie jej polarności, a w konsekwencji rozerwanie wiązania kowalencyjnego spolaryzowanego. Podczas dysocjacji rozerwaniu ulegają najbardziej spolaryzowane wiązania. Kation wodorowy H+ nie występuje samodzielnie, połączony jest z cząsteczką wody na tzw. jon hydroniowy H3O+ W jonie hydroniowym trzy atomy wodoru są sobie równoważne i odróżnienie ich jest niemożliwe. Przy posługiwaniu się tradycyjnym terminem "stężenie jonów wodorowych", pamiętać musimy, że realnie w roztworze mamy do czynienia ze stężeniem jonów hydroniowych.

8 Dysocjacja elektrolityczna związków o wiązaniach jonowych
Podczas rozpuszczania w wodzie związków o wiązaniach jonowych, między dipolowymi cząsteczkami wody i jonami sieci krystalicznej, występują oddziaływania elektrostatyczne, silniejsze od oddziaływań między jonami sieci. Jony są odrywane od powierzchni kryształu i otaczane przez cząsteczki wody. energia hydratacji > energii sieci krystalicznej NaCl → Na+ + Cl- Po usunięciu jonów z warstwy powierzchniowej, dalsze grupy cząsteczek wody atakują kolejne odsłaniane warstwy jonów i może dojść do rozpuszczenia całego związku, pod warunkiem, że wcześniej nie zostanie wytworzony stan nasycenia roztworu.

9 Suma ładunków elektrycznych kationów i anionów, powstających na skutek dysocjacji elektrolitycznej cząsteczki jest zawsze równa zeru. Dysocjacja jest reakcją odwracalną jeśli ustala się stan równowagi pomiędzy niezdysocjowanymi cząsteczkami a jonami. Dysocjacja jonowa przebiega według schematu: Roztwory substancji ulegających dysocjacji jonowej, ze względu na obecność ładunków elektrycznych ( kationów i anionów), są przewodnikami elektrycznymi.

10 Elektrolity i nieelektrolity
Elektrolity - substancje, które rozpuszczając się w wodzie lub innym rozpuszczalniku polarnym ulegają dysocjacji elektrolitycznej, czyli rozpadają się na jony dodatnie i ujemne. W praktyce elektrolitami są kwasy tlenowe, wodorki kwasowe (wodorki fluorowców i tlenowców) wodorotlenki i sole. Nieelektrolity – substancje nie ulegające dysocjacji elektrolitycznej. Nieelektrolitami są przede wszystkim związki organiczne (z wyjątkiem kwasów karboksylowych i ich soli) obojętne tlenki i obojętne wodorki. Łatwość dysocjacji zależy od struktury dysocjującej cząsteczki oraz od zdolności cząsteczek i jonów do ulegania hydratacji. Elektrolity dzielimy na mocne, średniej mocy i słabe. Elektrolity mocne są silnie zdysocjowane na jony i zawierają niewiele cząsteczek niezdysocjowanych. Elektrolity słabe są zdysocjowane na jony tylko częściowo. Jeżeli substancja reaguje chemicznie z wodą, np.: Na2O czy SO2, nie ma sensu zaliczać jej do którejkolwiek grupy. Produkt reakcji z wodą może być i z reguły jest elektrolitem, np.: NaOH w przypadku rozpuszczania Na2O lub H2SO3 po rozpuszczeniu SO2.

11 Elektrolity słabe również przewodzą prąd elektryczny, lecz zależności stężeniowe przewodnictwa elektrolitu słabego od elektrolitu mocnego różnią się znacznie. Elektrolit binarny (zwany też elektrolitem dwujonowym) - jest to elektrolit którego cząsteczka w czasie dysocjacji rozpada się na jeden kation i jeden anion.  

12 Jonowa teoria kwasów i zasad Arrheniusa
Kwas – każda substancja, która dostarcza jony H+ do roztworu. Zasada – każda substancja, która dostarcza jony OH– do roztworu. Braki teorii Arrheniusa: 1. Brak wyjaśnienia roli wody w procesie dysocjacji 2. Sole powinny mieć zawsze odczyn obojętny 3. Dlaczego amoniak, NH3, jest zasadą? 4. Wolny proton H+ jest niezwykle reaktywny, reaguje on z wodą H2O + H+ ↔ H3O+

13 Zapis równań dysocjacji i zasady nazywania jonów
Liczba jonów danego znaku po prawej stronie równania dysocjacji jest równa liczbie odpowiadających im atomów (lub grup) we wzorze chemicznym po lewej stronie równania. Suma ładunków elektrycznych kationów i anionów, powstających na skutek dysocjacji elektrolitycznej cząsteczki jest zawsze równa zeru. Suma ładunków występujących po stronie substratów musi być równa sumie ładunków po stronie produktów. Liczba ładunku jonu jest równa wartościowości atomu (lub grupy). Ładunek jonu zapisujemy za symbolem u góry ( najpierw liczbę potem znak jonu). W równaniu stosujemy jedną lub dwie strzałki, w zależności od tego czy dysocjuje słaby czy mocny elektrolit. Jony powstałe w czasie dysocjacji są w roztworze hydratowane, ale najczęściej nie uwzględniamy tego w równaniu. Kwasy wieloprotonowe dysocjują etapowo. Sole dysocjują jednoetapowo. Zasady wielowodorotlenowe dysocjują etapowo.

14 Nazwy kationów tworzy się poprzez dodanie do nazwy pierwiastka wartościowości jonu (np.. Cu2+ - jon miedzi (II), Bi3+ - jon bizmutu (III). W wypadku pierwiastków nietworzących jonów o różnej wartościowości nie trzeba ich podawać w nazwie. Nazwy anionów Nazwy jonów reszty kwasowej tworzy się posługując nazwami soli np..NO3- jon azotanowy (V) Nazwy jonów powstałych podczas dysocjacji etapowych tworzy się przez wymienienie w nazwie liczby atomów wodoru pozostających w reszcie kwasowej np..HS- jon wodorosiarczkowy, H2PO4- jon diwodoroortofosforanowy (V)

15 Dysocjacja kwasów Zgodnie z kwasowo-zasadową teorią Arrheniusa wszystkie tlenowe i beztlenowe kwasy dysocjują w wodzie na jony H+ i aniony reszt kwasowych Oderwanie jonu H+ od cząsteczki kwasu polega w rzeczywistości na przeniesieniu go na najbliższą cząsteczkę wody, w roztworze powstają więc nie jony H+, a jony hydroniowe H3O+ Dla ułatwienia w równaniach dysocjacji używa się zapisu H+ pamiętając, że w roztworze występuje w postaci jonu hydroniowego.

16 Dysocjacja kwasów jedno i wieloprotonowych
Kwasy średniej i słabej mocy dysocjują w sposób odwracalny, to znaczy że na każdym etapie ustala się równowaga dysocjacji co zaznaczamy ↔ Dysocjacja kwasów jedno i wieloprotonowych Kwasy wieloprotonowe dysocjują etapowo H2CO3↔H+ + HCO3- HCO3-↔ H+ + CO32- Nietypowo przebiega dysocjacja kwasu siarkowego (VI). Na pierwszym etapie występuje dysocjacja nieodwracalna na drugim ustala się równowaga reakcji. W roztworze tego kwasu nie ma cząsteczek niezdysocjowanych są natomiast jony

17 Dysocjacja wodorotlenków
Według klasycznej, jonowej teorii Arrheniusa, zasada to związek chemiczny, który po wprowadzeniu do roztworu wodnego, dysocjuje z utworzeniem jonów wodorotlenowych. Dawniej zasadami nazywano roztwory rozpuszczalnych wodorotlenków. Ponieważ wodorotlenki dysocjują w wodzie w różnym stopniu, mówi się o zasadach mocnych i słabych. Do mocnych zasad należą: zasady litowców i berylowców ( poza berylem i magnezem). Wodorotlenki litowców są w roztworze wodnym praktycznie całkowicie zdysocjowane. Wodorotlenki wielowodorotlenowe dysocjują stopniowo: Mg(OH)2 ↔ Mg(OH)+ + OH- Mg(OH)+ ↔ Mg2+ + OH-

18 Dysocjacja soli Sole dysocjują jednoetapowo
Ogólne równanie dysocjacji: W zgodzie z teorią Arrheniusa wszystkie sole powinny tworzyć roztwory, które nie są ani kwasowe ani zasadowe - tak nie jest! Gdy reagują równo molowe ilości HCI i amoniaku, otrzymany roztwór jest słabo kwaśny. Gdy reagują równo molowe ilości NaOH i kwasu octowego, otrzymany roztwór jest słabo zasadowy. Teoria Arrheniusa nie dostarcza wyjaśnienia dla tego faktu.

19 Ilościowa interpretacja procesów dysocjacji
Do porównania mocy elektrolitów Arrhenius wprowadził pojęcie stopnia i stałej dysocjacji elektrolitycznej. Stopień dysocjacji α określa, jaka część wprowadzonych do roztworu cząsteczek uległa dysocjacji. Matematycznie wyraża się wzorami: gdzie: α – stopień dysocjacji cz – ilość moli cząsteczek, które uległy dysocjacji(stężenie molowe cząsteczek zdysocjowanych) c0 – ogólna ilość moli cząsteczek w roztworze (stężenie molowe roztworu) W zależności od stopnia dysocjacji w roztworach 0,1 molowych elektrolity dzielimy: elektrolity mocne – α zawiera się w przedziale 30% – 100% elektrolity średnie –α zawiera się w przedziale 5% – 30% elektrolity słabe – α zawiera się w przedziale 0% – 5%

20 temperatura – rośnie z temperaturą
Stopień dysocjacji danego związku zależy od takich czynników zewnętrznych jak: temperatura – rośnie z temperaturą rodzaj rozpuszczalnika - jego polarność stężenie – wartość stopnia dysocjacji jest odwrotnie proporcjonalna do stężenia, czyli, im większe stężenie tym mniejsza wartość stopnia dysocjacji. obecności innych substancji w roztworze Wartość stopnia dysocjacji nie umożliwia jednoznacznej charakterystyki danego związku, gdyż zależy od wielu czynników zewnętrznych. Większe znaczenie w tym względzie ma stała dysocjacji, która nie zależy od stężenia, a więc jednoznacznie opisuje daną substancję. cm CH3COOH a CH3COOH 1 0,004 0,013 0,043 0,75 W roztworach bardzo rozcieńczonych stopień dysocjacji wszystkich elektrolitów osiąga wartości bliskie 100%. Z tego powodu stopień dysocjacji nie jest dokładną miarą mocy elektrolitów, zwłaszcza elektrolitów słabych.

21 Oblicz, jakie było początkowe stężenie kwasu octowego, jeśli stężenie jonów octanowych wynosiło 0,0013 mol/dm³, a stopień dysocjacji równał się 1.3 %. Dane: Cz = 0,0013 moli/dm3 α = 1,3% Co = x moli/dm3 Początkowe stężenie kwasu octowego wynosiło 0,1mol/dm3

22 Stała dysocjacji elektrolitycznej (stała jonizacji)
Proces dysocjacji słabego elektrolitu jest procesem odwracalnym. W roztworze elektrolitu słabego istnieją obok siebie jony i niezdysocjowane cząsteczki. Na początku procesu dysocjacji szybkości rozpadu cząsteczek na jony i łączenia się jonów w cząsteczki nie są jednakowe. Dopiero po pewnym czasie w roztworze ustala się stan równowagi dynamicznej, w którym liczba łączących się ze sobą jonów jest równa liczbie jonów pojawiających się wskutek dysocjacji. Do procesu dysocjacji można więc, jak do każdej reakcji odwracalnej, zastosować prawo działania mas. Stała dysocjacji to stała równowagi chemicznej w odniesieniu do reakcji dysocjacji słabych elektrolitów W nawiasach kwadratowych podano stężenia równowagowe reagentów.

23 Prawo działania mas w odniesieniu do reakcji dysocjacji
W danej temperaturze stosunek iloczynu molowych stężeń jonów, podniesionych do odpowiednich potęg równych liczbowo współczynnikom stechiometrycznym w równaniu reakcji dysocjacji, do molowego stężenia cząstek niezdysocjowanych jest wielkością stałą. Stała dysocjacji jest wielkością charakterystyczną dla danego elektrolitu Dla temperatury 293 K podaje się jako liczby niemianowane. Jest miarą mocy elektrolitu. Im wyższa jest jej wartość, tym lepiej zdysocjowany (mocniejszy) jest elektrolit. Nie zależy od początkowego stężenia elektrolitu. Zależy od temperatury

24 Stałe dysocjacji są stablicowane, zwykle w postaci ich ujemnych logarytmów dziesiętnych:
pKa = -logKa Np. dla kwasu octowego: pKa=4.8, tzn. Ka=1.8∙10-5. W zależności od wartości stałej dysocjacji moc elektrolitów można podzielić: elektrolity mocne K > 1 elektrolity średnie 10-4 < K < 1 - elektrolity słabe K <10-4 O przynależności kwasów wieloprotonowych decyduje wartość pierwszej stałej dysocjacji. W roztworach mocnych elektrolitów praktycznie wszystkie cząsteczki są zdysocjowane, mianownik w wyrażeniu na stałą staje się zerem i dlatego mocne elektrolity nie maja określonej stałej dysocjacji.

25 Dla wieloprotonowych kwasów i wielowodorotlenowych zasad podaje się stałe dla każdego stopnia dysocjacji Iloczyn stopniowych stałych dysocjacji jest stałą dysocjacji całkowitej Obliczyć stężenie jonów wodorowych w roztworze kwasu octowego o stężeniu 0,1 mol . dm-3. Kd=1,8∙10-5 CH3COOH ↔CH3COO- + H+ [CH3COO-] = [H+], to [CH3COOH] = C - [H+] = C - [CH3COO-], stąd: Ponieważ wartość K jest niewielka możemy w obliczeniu przyjąć przybliżenie C – [H+] =C wówczas

26 Uwagi Stała dysocjacji jest bezpośrednią miarą mocy elektrolitu. Stopień dysocjacji nie jest miarą mocy elektrolitu. Nawet w przypadku elektrolitu bardzo słabego, przy dostatecznie dużym rozcieńczeniu jego stopień dysocjacji może być praktycznie równy 1. Stopień dysocjacji danego słabego elektrolitu zależy od stężenia elektrolitów i od temperatury, natomiast stała dysocjacji elektrolitycznej zależy tylko od temperatury.

27 Prawo rozcieńczeń Ostwalda
Prawo to wiąże ze sobą 2 wielkości - stałą i stopień dysocjacji. Dla dowolnego słabego elektrolitu AB Dla α ≤ 0,05 lub C/K≥ 400 wartość 1-α ≈ 1 i wzór przyjmuje formę uproszczoną

28 Obliczyć stężenie jonów wodorowych i stopień dysocjacji w 0,05-molowym roztworze kwasu chlorowego (III). Stała dysocjacji . K = 4,3 ∙10-8 Obliczmy C/K: Ponieważ K >400 możemy korzystać z prawa rozcieńczeń Ostwalda w formie uproszczonej:

29 Bibliografia Vademecum Matura 2010 S. Hejwowska Chemia ogólna i nieorganiczna 1 – M. Litwin Chemia od A do Z – M. Klimaszewska Ilustracje :