60533 Podstawy chemii, ćwiczenia laboratoryjne1

Dysocjacja kwasów czy zasad wieloprotonowych na jony w roztworze wodnym w pierwszych etapach dysocjacji jest znacznie większa niż w drugim czy trzecim. Oznacza to, że w roztworze wodnym w przewadze znajdują się jony pochodzące z I stopnia dysocjacji. Związki te dysocjując stopniowo są w stanie tworzyć wodoroście NaHS0₄, Na^HPO-i i hydroksosole Mg(OH)Ci, Fe(OH)₂CI.

Stała dysocjacji dotyczy roztworów słabych elektrolitów, w których ustalił się stan równowagi chemicznej. Dla reakcji dysocjacji AB <r-> A⁺+ B~ zgodnie z prawem działania mas w stałej temperaturze stosunek iloczynu stężeń produktów do iloczynu stężeń substratów jest wielkością stalą, zatem:

₊ '

?' M⁺i nri

K = ±^-i = consl przy T = const

[AB]

[A⁺] ; [ B^_ ], [AB| - stężenia wyrażone w mol/dm³.

Wartości stałych dysocjacji dla różnych elektrolitów kształtują się:

- kwasy i zasady mocne K > l

- kwasy i zasady średniej mocy l > K > l O ²

- kwasy i zasady słabe K < l O'²

Ponieważ liczba niezdysocjowanych cząsteczek stanowi różnicę między liczbą cząstek wprowadzonych do roztworu (n₍₎ = c), pomniejszoną o liczbę cząstek jaka uległa rozpadowi na jony (n) wzór na stałą dysocjacji przyjmuje po-s

tt~ cc • c

stać: K =-=-- ; a dla słabych elektrolitów o małym a otrzymuje się

c-n 1-a

K s a² • c

Zależności powyższe służą do obliczania możliwego do uzyskania stężenia jonów elektrolitów lub stopnia i stałej dysocjacji dla zadanych poziomów stężenia.

1.1.2. Reakcje kwasów z zasadami (reakcje zobojętniania)

W' wyniku reakcji kwasu z zasadą powstaje sól i niezdysocjowana cząsteczka wody. Charakteryzuje się więc ona wymianą protonów między kwasem a zasadą. Każda z takich reakcji prowadzi do powstania chociaż jednego z produktów o charakterze trwałym (słabo zdysocjowanego elektrolitu). Przebieg tych reakcji

w postaci ogólnej można zapisać: HA + MOH —> MA + H₂0, uzależniony jest on od mocy reagujących kwasów i zasad, np:

,i) Mocny kwas - mocna zasada

HCI + NaOH NaCI + H₂0

H⁺ +C1^- + Na⁺+OH~ -» Na⁺ +CI^- + H₂0

w rzeczywistości w postaci jonowej reakcja przebiega: H⁺ + OH^- —> H₂0 li) Mocny kwas - słaba zasada

HCI + NH₃ H₂0 <-> NH₄CI + H₂0

h⁺ + cr + NHj h₂o nh|+ci +h₂o

H⁺ + NIIj H₂0 4-* NH4 + H₂0

i ) Slaby kwas - mocna zasada

CH3COOH + NaOH <-» CH₃COONa + H₂0 CH3COOH + Na + OH" 4-> CH₃COO“ + Na⁺ + H₂0 CH3COOH + OH” CH₃COO~ + II₂0

d) Slaby kwas - słaba zasada

CHjCOOH + NH₃ H₂0 4-> CH3COONH4 + H₂0 CH3COOH +NH3 1I₂0 <-» CH₃COO + NII4 + h₂o

Reakcje przedstawione w punktach bn-d są odwracalne, gdyż powstające w nich sole ulegają nie tylko dysocjacji ale również reakcji hydrolizy, w wyniku I lnic) roztwory wodne soli wykazują odczyn kwaśny lub zasadowy:

< II ,('()()" +Na⁺+ H₂() 4—> CH3COOH + Na⁺ + OH" (odczyn alkaliczny) lub w postaci uproszczonej: CH₃COO + II₂0 4-» CH3COOH + OH

Właściwości amfoteryczne

Właściwości amfoteryczne wykazuje pewna grupa związków metali, tlenków iiH t-iłi, wodorotlenków, które w zależności od warunków reakcji wykazują cha-uiMci raz kwasowy raz zasadowy. Związane jest to ze zdolnością do dysocjacji, up : wodorotlenków, w dwóch niezależnych kierunkach.