Data 19.10.1999

Wykonawcy:

Adam Maślanka

Mazur Jarosław

Grupa 5 E

Sprawozdanie 2

Temat: Dysocjacja elektrolityczna

Niektóre substancje zwane elektrolitami ulegają w wodzie rozpadowi na dwa rodzaje cząstek chemicznych tzw. jonów. Pierwszy rodzaj cząsteczek to jony dodatnie - kationy drugi rodzaj cząsteczek to jony ujemne - aniony. Proces rozpadu na jony nazywamy dysocjacją jonową lub elektrolityczną. Dysocjacji jonowej ulegają związki o wiązaniu jonowym i kowalencyjnym spolaryzowanym ( kwasy, zasady i sole ).

Dysocjacja jonowa przebiega w dwóch etapach:

Roztwór elektrolitu jest elektrycznie obojętny ponieważ suma ładunków dodatnich jest równa sumie ładunków ujemnych wytwarzanych w procesie dysocjacji.

Elektrolitami mocnymi nazywamy takie, które w niezbyt stężonym roztworze wodnym są całkowicie zdysocjonowane na jony, a więc nie zawierają cząsteczek niezdysocjonowanych.

Elektrolitami słabymi nazywamy takie, które w roztworze wodnym dysocjują tylko częściowo na jony, a więc oprócz jonów zawierają cząsteczki niezdysocjonowanych.

Dysocjacja jonowa kwasów, zasad i soli.

Kwasy to związki chemiczne, które w czasie rozpuszczania w wodzie dysocjują na kationy wodorowe i aniony reszty kwasowej.

Zasady to wodorotlenki, które w czasie rozpuszczania w wodzie dysocjują na aniony wodorotlenkowe OH^- i kationy metali.

Sole to związki złożone z kationów metali ( lub grupy amonowej NH₄⁺ ) i anionów reszt kwasowych.

Stopień dysocjacji elektrolitycznej α wyraża stosunek stężenia cząstek zdysocjowanych elektrolitu do początkowego stężenia elektrolitu w roztworze.

AB A⁺ + B^-

C_zd [ A⁺ ] [ B^- ]

α = = =

C_o C_o C_o

gdzie:

C_zd - stężenie cząsteczkowe zdysocjowanego elektrolitu,

C_o - początkowe stężenie elektrolitu w roztworze.

Ponieważ dysocjacja elektrolityczna jest procesem odwracalnym, to w roztworze elektrolitów istnieje równowaga

AB A⁺ + B^-

Dla której możemy napisać wyrażenie na stałą równowagi (K_c)

[ A⁺ ] ∙ [ B^- ]

K_c = = const, jeśli t=const

[ AB ]

gdzie:

[ A⁺ ], [ B^- ] - rzeczywiste stężenie jonów w stanie równowagi,

[ AB ] - rzeczywiste stężenie cząsteczek niezdysocjonowanych.

Proces dysocjacji dla elektrolitów typu A_m B_n zapiszemy

A_mB_n mAⁿ⁺ + nB^m-

Stała równowagi wyrazi się zależnością dla reakcji jednoetapowej

[ Aⁿ⁺ ]^m ∙ [ S^m- ]ⁿ

K_c = = const, jeśli t=const

[ A_m ∙ B_n ]

Prawo rozcieńczeń

Związek między stopniem dysocjacji α, stężeniem elektrolitu (C_o) i stałą dysocjacji (K_c)

α² ∙ C_o

K_c = = const

1 - α

Jeśli wartość α jest bardzo mała w stosunku do jedności tzn. gdy mamy do czynienia z bardzo słabymi elektrolitami ( 1 - α ) → 1, to wówczas

K_c = α² ∙ C_o = const

stąd

K_c

α =

C_o

gdzie:

Właściwości kwasowe elektrolitu są związane z obecnością nadmiaru jonów hydroniowych, zasadowe - z nadmiaru jonów hydroksylowych w roztworze. W zależności od liczby jonów dysocjujących z cząsteczki, kwasy dzielimy na: jedno-, dwu-, i wieloprotonowe, a zasady na: jedno-, dwu- i wielo hydroksylowe. Każdemu stopniowi dysocjacji elektrolitycznej odpowiada określona wartość stałej dysocjacji.

Teoria kwasów i zasad wg Brönsteda'ego

Teoria zwana protonową teorią kwasów i zasad. Według tej teorii kwas może wykazywać swoje właściwości kwasowe tylko wobec zasady, która przyjmuje proton i odwrotnie - zasada może być nią tylko w obecności kwasu, który proton oddaje.

Woda zachowuje się jako kwas i jako zasada, zależnie od rozpuszczonej w niej substancji. Podobnie do wody zachowuje się wiele innych rozpuszczalników.

Teoria elektrolitów mocnych

Na początku bieżącego stulecia stwierdzono, że elektrolity są całkowicie zdysocjonowane na jony nawet w stężonych roztworach. Zmniejszanie się przewodnictwa molowego oraz własności kaligatywnych wraz ze wzrostem stężenia powoduje nie całkowite zdysocjowanie mocnych elektrolitów. Obserwowane odstępstwa od pełnej dysocjacji spowodowane są głównie działaniem elektrostatycznym na wiele różnych jonów oraz ich hydratację. Ruch jonu dodatniego powoduje jednoczesne przesunięcie się chmury otaczających go jonów ujemnych oraz hydratowanych przez ten jon cząsteczek wody. Nalogicznie utrudniony jest ruch jonów ujemnych. Efektem zahamowania swobody poruszania się jonów jest zmniejszenie przewodnictwa elektrycznego i właściwości koligatywnych.

Roztwory elektolitów mocnych nie stosuje się do praw charakterystycznych dla elektrolitów słabych, jak np. prawa rozcieńczeń Ostwalda, czy prawa działania mas.

Efektywne stężenie jonów elektrolitu określa się jako aktywność. Stosunek jej do stężenia elektrolitu nosi nazwę współczynnika

aktywności (f).

a

f = skąd a = f ∙ C

C

gdzie:

a - aktywność

C - stężenie molowe elektrolitu.

Obecność innych elektrolitów w roztworze utrudnia swobodne poruczanie się jonów. Wpływ wszystkich jonów obecnych w roztworze wyraża moc ( siła ) jonowa (J)

J = ½ ΣC ∙ z²

gdzie:

C - stężenie molowe elektrolitu

Z - wartościowość jonu

Moc jonowa elektrolitów typu AB jest równa sumie ich stężeń. W roztworach zawierających jony o ładunku większym od jedności moc jonowa jest większa od sumy stężeń jonów w roztworze. Przybliżona wartość współczynnika aktywności (f) danego jonu w roztworze wodnym obliczamy z zależności

logf = -0,509 ∙ z² ∙ √J

gdzie:

J - moc jonowa,

Z - wartościowość jonu.

Wzór jest słuszny dla wartości J ≤ 0,01 mola/dm³

Jeżeli do wyrażenia matematycznego określającego stałą dysocjacji, zamiast stężenia molowego wstawi się aktywność, otrzymuje się wówczas zależność termodynamiczną stałej dysocjacji (K_a).

AB A⁺ + B^-

[ A⁺ ]f_A+ ∙ [ B^- ]f_B¯

K_a =

[ AB ] ∙ f_AB

Ponieważ cząsteczki nie zdysocjowane AB elektrolitu są pozbawione ładunku elektrycznego ( Z = 0 ), w wyrażeniu na logf _AB = 0 i f_AB=1, ale f_A+ = f_B- ( jony jednowartościowe ) wobec tego równanie K_a przyjmuje postać

A = f ∙ C

a_A+ ∙ a_B¯

K_a =

a_AB

gdzie:

a_A+ - aktywność jonu A⁺,

a_B+ - aktywność jonu B⁺,

a_AB - aktywność czącsteczki AB

Część doświadczalna

Przyrządy i odczynniki:

Statyw z probówkami, cylinder miarowy o poj. 50 cm³ , mikrołopatka; roztwory: 1M chlorek miedzi(II) CuCl₂, aceton CH₃COCH₃, 1M chlorek kobaltu(II) CoCl₂, stężony kwas solny HCL, 0,1M siarczan(VI) żelaza(III) Fe₂(SO₄)₃, 0,3M tiocyjanian potasu KSCN, 0,2M azotan(V) ołowiu(II) Pb(NO₃)₂, 0,2M octan ołowiu(II) (CH₃COO)₂Pb, 0,2M chlorek ołówiu(II) PbCl₂, 2M kwas siarkowy(VI) H₂SO₄, 1M siarczan(VI) potasu K₂SO₄, 1M siarczan(VI) amonu (NH­­_­­­­₄)₂SO₄, 0,1M kwas octowy CH₃COOH, 2M wodorotlenek amonu NH₄OH, 1M siarczan(VI) sodu Na₂SO₄; substancje stałe: chlorek amonu NH₄Cl, octan sodu CH₃COONa; wskaźniki:0,1% roztwór oranżu metylowego, 0,1% alkocholowy roztwór fenoloftaleiny.

Doświadczenie 1

Do dwóchprobówek wprowadzić po 2cm³ (ok. 1/5 objętości) roztworu chlorku miedzi(II). Do jednej z nich dodawać aceton do zmiany barwy, do drugiej - 1cm³ wody destylowanej. Zanotować barwę roztworów. Następnie do probówki z acetonem dodać wody destylowanej - do zmiany barwy. Porównać barwy roztworów w obu probówkach.

Opracowanie wyników

Doświadczenie 2

Do probówki wprowadzić 2cm³ (ok. 1/5 obiętości) roztworu chlorku kobaltu(II). Zaobserwować barwę roztworu. Następnie dodać kroplami (do zmiany barwy) stężony kwas solny. Ponownie rozcieńczyć roztwór wodą destylowaną i jeszcze raz zaobserwować zmianę barwy.

Opracowanie wyników

Doświadczenie 3

W zlewce o poj. 100cm³ zmieszac 2-3 krople siarczanu(VI) żelaza(III) z taką samą ilością tiocjanianu potasowego. Dodać

ok. 5cm³ wody destylowanej, wymieszać i postwić zlewkę na kartce białego papieru. Zaobserwować barwę roztworu. Następnie rozcieńczyć roztwór wodą destylowaną aż do zaniku krwistoczerwonego zabarwienia. Powstały żółty roztwór podzielić na dwi części. Do jednej części roztworu dodać kroplami roztwór siarczanu(VI) żelaza(III), do drugiej - roztwór tiocjanianu potasowego. Obserwować w obu zlewkach barwy roztworów na białym tle.

Opracowanie wyników

Doświadczenie 4

Do trzech probówek wprowadzić po 2cm³ roztworów:

Następnie do każdej dodać po 2 krople kwasu siarkowego(VI).

Do trzech innych probówek wprowadzić po 3 cm³ roztworów:

Następnie dodać do każdej probówki po 2 krople azotanu(V) ołowiu(II). Otrzymane osady porównać na ciemnym tle.

Opracowanie wyników

Doświadczenie 5

Do dwóch probówek wlać do 1/5 obiętości kwas octowy. Następnie do każdej probówki dodać po dwie krople roztworu oranżu metylowego. Jedną probówkę z kwasem octowym pozostawić jako próbkę kontrolną, do drugiej wsypać 1 mikrołopatkę octanu sodowego i zamieszać. Porównać zabarwienia otrzymanego roztworu z zabarwieniem roztworu w próbce kontrolnej. Do dwóch następnych probówek wproeadzić ok. 1/5 obiętości roztworu wodorotlenku amonowego. Do każdej z nich dodać po jednej kwopli roztworu fenoloftaleiny. Jedną probówkę z wodorotlenkiem amonowym zostawić jako próbkę kontrolną, do drugiej wsypać 1 mikrołopatkę chlorku amonowego i zamieszać roztwór. Porównać zabarwienie otrzymanego roztworu z zabarwieniem próbki kontrolnej.

Opracowanie wyników

6