chemia stosowana I

chemia stosowana I temat: woda i roztwory

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

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

H2O H+ + OH– iloczyn jonowy wody 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

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

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

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.

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

krystalizacja soli 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 litowcówi berylowców, • fosforany, węglany i wodorotlenki są nierozpuszczalne z wyjątkiem soli litowców, • sole litowców (i amonu) są rozpuszczalne

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

Mg(NH4)PO4 Mg2+ + NH4+ + PO43– Ca3(PO4)2 3 Ca2+ + 2 PO43– iloczyn rozpuszczalności a rozpuszczalność 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 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 związkuo wzorze AaBbrozpuszczalność:

Ba2+ + SO42– BaSO4 efekt wspólnego jonu 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

CBr– Kso,AgBr CI– Kso,AgI ___=______ ___=______ CCl– Kso,AgCl CCl– Kso,AgCl 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– 0,00009%stężeniawyjściowego 0,36%stężeniawyjściowego

a A + b B = c C + d D Termodynamiczna stała równowagi: 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.

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

współczynniki aktywności

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

chemia stosowana I