Reakcje w roztworach wodnych elektrolitów

Plan pracy:

1. Dysocjacja elektrolityczna
2. Moc elektrolitów
3. Reakcja zobojętniania
4. Wytrącanie osadów
5. Odczyn wodnych roztworów substancji
6. Hydroliza soli


Roztworem nazywamy jednolitą mieszaninę, złożoną z rozpuszczalnika, substancji rozpuszczonej oraz produktów ich wzajemnego oddziaływania.
Woda to związek chemiczny, który ma zdolność rozpuszczania wielu substancji stałych, ciekłych i gazowych. W procesie rozpuszczania cząsteczki wody tworzą zupełnie jednolitą ciecz, czyli roztwór. Woda zatem odgrywa rolę rozpuszczalnika, czyli środowiska, w którym to mogą się rozpuszczać inne substancje. Są one nazywane substancjami rozpuszczonymi. Rolę rozpuszczalnika może wypełniać nie tylko woda, ale również inne ciecze, jak np. benzyna, alkohol, eter, czy też inne substancje stałe lub gazowe. Takimi rozpuszczalnikami stałymi mogą być np. metale w stanie ciekłym, albo też azot, w którym rozpuszczono tlen, dwutlenek węgla i inne gazy (czyli tzw. roztwór gazowy).
Moja praca ma, zgodnie z tematem, zająć się wodnymi roztworami elektrolitów. Zatem należy rozważyć przede wszystkim kwestie przewodnictwa roztworów.
Substancje przewodzące prąd elektryczny nazywane są przewodnikami. Tą własność wykazują wszystkie metale, węgiel, niektóre minerały, stopione sole oraz cały szereg roztworów wodnych substancji. Przewodniki są dzielone na dwie klasy. Pierwsza to substancje, w których przewodnictwo nie wywołuje przemian chemicznych. Do tej grupy należą: metale, węgiel i niektóre minerały. Stopione sole oraz roztwory wodne substancji stanowią drugą kategorię przewodników. W tych przewodnikach, podczas przepływu prądu, zachodzą przemiany chemiczne.
Substancje, które w stanie stopionym lub rozpuszczonym w wodzie przewodzą prąd elektryczny nazywa się elektrolitami . Zaś nieelektrolitami nazywane są takie substancje, których roztwory wodne nie przewodzą prądu. Przykładowo będą to: cukier, alkohol, gliceryna oraz inne związki organiczne. Elektrolity nierozpuszczone, czyli w postaci suchych soli, lub bezwodnych kwasów i zasad nie mają własności przewodzenia prądu. Dopiero ich rozpuszczenie w wodzie powoduje nabycie cech przewodnictwa prądu, podobny efekt nadaje także niektórym substancjom ich stopienie. Sama woda w stanie czystym jest bardzo złym przewodnikiem elektryczności. Co zatem powoduje,że ten słaby przewodnik tak radykalne zmienia swe właściwości?

1. Dysocjacja elektrolityczna
W 1887 r. szwedzki uczony Arrhenius sformułował pewną teorię, która wyjaśnia zjawiska zachodzące w roztworach elektrolitów. Nazwano ją teorią dysocjacji elektrolitycznej.
Arrhenius twierdził, że w czasie rozpuszczania elektrolitów w wodzie następuje rozpad ich cząsteczek na mniejsze elementy, zdolne do przenoszenia ładunków elektrycznych, które nazwano jonami. Cząsteczki elektrolitów ulegają rozpadowi na jony dodatnie, nazywane kationami, i jony ujemne określane nazwą: aniony, a ponieważ liczba jednych i drugich jest taka sama, to roztwór pozostaje elektrycznie obojętny. Temu zjawisku rozpadu cząsteczek elektrolitu na jony (kationy i aniony) nadano właśnie nazwę dysocjacji elektrolitycznej.
Do wyjaśnienia przebiegu dysocjacji posłużono się teorią atomowo- cząsteczkową. Dysocjacja elektrolityczna zachodzi tylko w roztworach soli, kwasów i zasad, czyli tych substancji, które mają wiązania jonowe. Cząsteczki soli, zasad i kwasów złożone są z kationów, czyli jonów metalu w zasadach i solach lub też jonów wodorowych w kwasach, i z anionów, którymi są reszty kwasowe albo grupy wodorotlenowe.
Woda stanowi czynnik powodujący rozpad cząsteczek, bo swym działaniem osłabia siły przyciągania jonów w cząsteczkach każdego elektrolitu. To osłabienie powoduje, że cząsteczki rozkładają się na jony.
Substancje, w których atomy są związane wiązaniem atomowym, takiej dysocjacji nie ulegają. Ten typ wiązań bowiem znacznie silniej wiąże elementy cząsteczek i dla nich siła oddziaływania cząsteczek wody jest stanowczo za mała, by podołać zerwaniu wiązań.
Jony powstałe w roztworze na skutek rozpadu cząsteczek elektrolitu poruszają się swobodnie we wszystkich kierunkach. Na skutek stałego ruchu dochodzi do zderzania się kationów i anionów, a to prowadzi do częściowego łączenia się tych jonów w cząsteczki. Dysocjacja jest zatem procesem odwracalnym i dlatego prawidłowe będzie przedstawienie tego procesu w postaci:
AB  A+ + B-
gdzie
AB oznacza cząsteczkę kwasu, zasady lub soli złożoną z kationu i anionu
A+ oznacza kation czyli jon naładowany dodatnio
B- oznacza anion czyli jon o ładunku ujemnym
Jony oznaczane są symbolami i wzorami chemicznymi z dodanymi u góry znakami + lub -, zaś liczba zamieszczonych w górnym indeksie symboli powinna odpowiadać wartościowości tego jonu, np. H+, Cl-, Mg++, SO4- -, Al+++, PO4- - -.
Proces powtórnego łączenia się jonów w cząsteczki powoduje, że roztwór niecałkowicie zostaje zdysocjowany z cząsteczek na jony. Stąd też istotne jest określenie stopnia dysocjacji, czyli zależności między liczbą cząsteczek zdysocjowanych do ogólnej liczby cząsteczek rozpuszczonych.
Pomocnym dla określenia mocy elektrolitu jest wyznaczenie stopnia dysocjacji. Ten stopień wyrażany jest wzorem:
n
α = N
gdzie α – to stopień dysocjacji
n – liczba cząsteczek zdysocjowanych
N – ogólna liczba cząsteczek elektrolitu znajdujących się w roztworze
Stopień dysocjacji wyrażany jest ułamkiem lub w postaci procentowej. Liczba cząsteczek zdysocjowanych wzrasta wraz ze wzrostem temperatury i w miarę rozcieńczania, a gdy wszystkie cząsteczki ulegną rozpadowi, ten stopień osiągnie maksymalną wartość, czyli 1 lub 100%.
Dysocjacja kwasów przebiega w taki oto sposób:
HCl  H+ + Cl-
HNO3 H+ + NO3-
We wszystkich kwasach znajduje się dodatni jon wodorowy, nadający kwasom wspólne własności chemiczne. Kation wodorowy powoduje, że kwasy mają smak kwaśny, barwią lakmus na czerwono, reagują z metalami z wydzielaniem wodoru, itp. Te wszystkie własności charakteryzują tylko wodne roztwory kwasów. Większość kwasów stężonych takich cech nie posiada.
Nie we wszystkich kwasach dysocjacja jest procesem jednostopniowym. W kwasach wielozasadowych proces ten odbywa się w następujący sposób:
H3PO4 H+ + H2PO4-
H2PO4- H+ + HPO4- -
HPO4- -H++ PO4- - -
Zatem w wodnym roztworze kwasu fosforowego, oprócz niezdysocjowanych cząsteczek i jonów wodorowych, znajdują się również trzy rodzaje anionów.
Dotychczasowe rozważania prowadzą nas do wniosku, że substancje, które w roztworach wodnych dysocjują na kationy wodorowe i aniony złożone z reszt kwasowych to kwasy.
Dysocjacja zasad prowadzi do powstania anionów wodorotlenowych.
NaOH  Na+ + OH-
KOH  K+ + OH-
Warunkiem zasadowości roztworów jest więc obecność anionów wodorotlenowych, odpowiedzialnych za ważne cechy zasad, jak np. nadawanie wskaźnikom chemicznym innego koloru jak w przypadku kwasów lub reagowanie z kwasami.
Możemy stąd stwierdzić, że zasady to substancje, które w wodnych roztworach dysocjują na kationy metali i aniony wodorotlenowe.
Roztwory, które zawierają aniony OH- mają odczyn zasadowy. Jeżeli natomiast w roztworze znajdują się jednocześnie i jony wodorowe, i jony wodorotlenowe, to o jego odczynie zadecyduje ten jon, który występuje w większej ilości.
Podczas dysocjacji soli, cząsteczki ich rozpadają się na kationy metalu i aniony reszt kwasowych.
NaCl ↔ Na+ + Cl-
CuSO4 ↔ Cu++ + SO4- -
Ponieważ roztwory soli nie zawierają ani kationów wodoru, ani anionów wodorotlenowych, to większość ich ma odczyn obojętny. Natomiast sole kwaśne wykazują odczyn kwaśny, za który odpowiadają jony wodorowe.


2. Moc elektrolitów

Jeżeli porównać niektóre właściwości roztworów zasad lub kwasów o jednakowym stężeniu molowym da się spostrzec, że cechuje je niejednakowa aktywność chemiczna. Choć porównując wzory chemiczne nie dostrzeżemy różnicy, to porównując działanie tych roztworów w praktyce spostrzeżemy ich odmienność. Podczas gdy tak samo stężony jeden kwas będzie przewodził prąd słabo to inny uczyni to bardzo dobrze. Wystarczy w tym celu porównać np., kwas siarkowy i kwas węglowy. Owa różnica wynika z tego, że ich cząsteczki dysocjują w różnym stopniu i kiedy stężony kwas siarkowy dysocjuje prawie całkowicie, to stężony węglowy rozpada się tylko nieznacznie.
Z powyższych spostrzeżeń wywnioskowano, że to stopień dysocjacji przesądza o chemicznej aktywności elektrolitów. I tak zależnie od stopnia dysocjacji podzielono elektrolity na mocne i słabe. Do grupy mocnych zaliczane są takie elektrolity, których stopień dysocjacji w roztworach rozcieńczonych osiąga co najmniej 30%.
Stosownie do tego podziału rozróżniane są elektrolity mocne i słabe. Do kategorii mocnych należą:
• prawie wszystkie sole,
• wśród kwasów: kwas solny (HCl), kwas siarkowy (H2SO4), kwas azotowy (HNO3), kwas bromowodorowy (HBr), kwas chlorowy (HClO4), kwas jodowodorowy (HI),
• wśród zasad: wodorotlenki litowców i berylowców z wyjątkiem wodorotlenku berylu, np.
zasada sodowa (NaOH), i zasada potasowa (KOH).
Słabymi elektrolitami są odpowiednio:
• kwas siarkawy (H2SO3),
• kwas węglowy (H2CO3),
• kwas fosforowy (H3PO4),
• zasada azotowa (NH4OH).
Słabe elektrolity obok jonów zawierają także niezdysocjowane cząsteczki.

3. Reakcja zobojętniania

Reakcja zobojętniania należy do ważniejszych reakcji chemicznych. W niej to biorą udział jony kwasu i jony zasady. W roztworach wodnych mocnych zasad i kwasów ich cząsteczki są całkowicie zdysocjowane, czyli prawidłową postacią reakcji zapisanej będzie postać:
H+ + Cl- + Na+ + OH- = Na+Cl- + H2O
Z tego równania widać, że jony sodu i chloru nie uległy żadnej zmianie, a powstały chlorek sodu jest mocnym elektrolitem, który pozostaje w roztworze w postaci zdysocjowanej. Natomiast jony wodorowe i wodorotlenowe połączyły się w niezdysocjowane cząsteczki wody. Równanie to należy zapisać w takiej postaci, a nie z użyciem strzałek, z powodu tego, że powstanie niezdysocjowanych cząsteczek wody uniemożliwi bieg reakcji w kierunku przeciwnym.
W reakcjach zobojętniania biorą udział jedynie jony wodorowe i wodorotlenowe, które tworzą cząsteczki wody, czyli tak naprawdę reakcje zobojętniania sprowadzają się do procesu, który obrazuje równanie:
H+ + OH- = H2O
Jest to najogólniejsza postać reakcji zobojętniania, czyli tzw. równanie jonowe. Równanie to może być zastosowane do każdego kwasu i każdej zasady bo każda reakcja zobojętniania to tak naprawdę połączenie się jonów H+ i OH- w niezdysocjowane cząsteczki.
O takim przebiegu procesu zobojętniania dowodzi wydzielające się podczas reagowania ciepło.

4. Wytrącanie osadów

Reakcje chemiczne w roztworach przebiegają wtedy, jeżeli w reakcji powstają produkty trudnorozpuszczalne w wodzie oraz produkty, które nie dysocjują.
Klasycznym przykładem takiej reakcji jest zmieszanie roztworów azotanu srebra i chlorku sodowego. Produktem powstałym jest pewien osad. To wytrącenie się osadu dowodzi, że po zmieszaniu takich roztworów na pewno zachodzi reakcja chemiczna. Osad jest właśnie powstałym trudnorozpuszczalnym chlorkiem srebra. Tą przykładowo opisaną reakcję przedstawia zapis:
AgNO3 + NaCl → AgCl (osad) + NaNO3
Wytrącenie się osadu następuje, ponieważ kation srebra łączy się z anionem chlorkowym, tworząc ów nowy produkt nierozpuszczalny w wodzie.
Jeżeli jednak dojdzie do zmieszania innych roztworów, np. azotanu sodowego i chlorku potasowego, to mimo, że zapis tej reakcji ma również postać równania podwójnej wymiany, to w tym roztworze nie zaobserwujemy wytrąconego osadu, bo nowo powstałe związki również są dobrze rozpuszczalne w wodzie i bardzo dobrze dysocjują.

5. Odczyn wodnych roztworów substancji

Odczyn roztworu jest cechą roztworu określającą, czy w danym roztworze znajduje się nadmiar jonów wodorowych H+ (odczyn kwaśny), czy nadmiar jonów wodorotlenkowych OH- (odczyn zasadowy),czy też są one w równowadze (odczyn obojętny).
Odczyn określa się za pomocą stężenia jonów wodorowych [H+]. Jeśli:
[H+] = [OH-] = 10-7 mol/dm3, roztwór ma odczyn obojętny;
[H+] > 10-7 mol/dm3, roztwór ma odczyn kwasowy;
[H+] < 10-7 mol/dm3, roztwór ma odczyn zasadowy.
W praktyce określa się odczyn roztworu przez podanie wartości pH
pH = - log [H+].
Skala pH mieści się w granicach od 1-14,a została wprowadzona w 1909 roku przez Soerena Petera Soerensena (1868-1939),duńskiego biochemika i fizykochemika. Oto jak wygląda taka skala:


pH 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
H+
10-1 10-2 10-3 10-4 10-5 10-6 10-7 10-8 10-9 10-10 10-11 10-12 10-13 10-14
Odczyn silnie kwasowy
Odczyn słabo kwasowy
Odczyn obojętny
Odczyn słabo zasadowy
Odczyn silnie zasadowy


Czym jest zatem pH? Jest to wykładnik stężenia jonów wodorowych. Jego liczbę podaje się jednakże z pominięciem znaku -. Tabela przedstawia umownie przyjętą skalę. Zgodnie z porozumieniem, jeżeli pH roztworu <7, ma on odczyn kwaśny, przy pH= 7 mówimy, że roztwór jest obojętny, a po przekroczeniu wartości 7, roztwór postrzegamy jako zasadowy.
Określenia pH można dokonać za pomocą pehametru lub odpowiednich wskaźników. Wskaźniki pH, są to substancje, których barwa zmienia się na odpowiedni kolor w zależności od odczynu roztworu.Wskaźnikami są między innymi oranż metylowy i fenoloftaleina.Przez odpowiednie mieszanie wskaźników pH można otrzymywać wskaźniki uniwersalne, które zależnie od pH roztworu przybierają charakterystyczną barwę. Nasycenie pasków bibułki roztworami takich wskaźników i ich wysuszenie to metoda otrzymania papierków uniwersalnych, stosowanych często w laboratoriach chemicznych do szybkiego określenia pH danego roztworu. Papierki te łączone są często razem w książeczkę, do której dołączona jest barwna skala. Odczyn roztworu określa się, maczając pasek bibułki w badanym roztworze i porównując uzyskany kolor z barwą dołączonej skali. Te wskaźniki uniwersalne, obejmujące dość szeroki zakres pH (około 10 jednostek), pozwalają jedynie oszacować wartości pH (z dokładnością do 0,5 jednostki pH). Znacznie dokładniej pH roztworu oznaczmy za pomocą urządzenia zwanego pehametrem. Urządzenie to mierzy poziom pH metodą potencjometryczną.

6. Hydroliza soli

Hydrolizą nazywa się ogólnie reakcje zawiązku chemicznego z wodą. Szczególny jej rodzaj stanowi odwracalny proces hydrolizy soli. Przemiany hydrolityczne występują w czasie rozpuszczania soli w wodzie, bowiem hydroliza soli to chemiczne oddziaływanie wody na jony rozpuszczonych w niej soli. Produktami reakcji hydrolizy są: zasada i kwas. Nie wszystkie sole ulegają hydrolizie. Do soli nie ulegających hydrolizie należą sole mocnych kwasów i mocnych zasad. Proces ten zachodzi zatem w roztworach wodnych soli, które powstały z :
• słabych jednoprotonowych kwasów i mocnych jednowodorotlenowych zasad,
• mocnych jednoprotonowych kwasów i słabych jednowodorotlenowych zasad,
• słabych jednoprotonowych kwasów i słabych jednowodorotlenowych zasad,
• słabych dwuprotonowych kwasów i mocnych jednowodorotlenowych zasad,
• trójprotonowych kwasów i mocnych jednowodorotlenowych zasad,
• mocnych jednoprotonowych lub dwuprotonowych kwasów i słabych jednowodorotlenowych lub wielowodorotlenowych zasad.
Miarą zaawansowania procesu hydrolizy jest stopień hydrolizy. Jest on określony stosunkiem liczby cząsteczek (moli) zhydralizowanych do liczby cząsteczek (moli) soli wprowadzonych pierwotnie do roztworu.
□ h = ch
c
Drugą wielkością, która charakteryzuje sól w roztworze jest stała hydrolizy (Kh), która jest zależna od temperatury.


Literatura:
1. Chemia- wirtualny podręcznik - podstawy i zastosowania, cz. 1, http://www.dami.pl/~chemia/
2. Chemia- wirtualny podręcznik- podstawy i zastosowania, cz. 2, http://www.dami.pl/~chemia/wyzsza
3. Kałużna B., Kamińska F., Chemia 3 Roztwory, Procesy utleniania i redukcji, Podręcznik dla szkół średnich, Wydawnictwo Edukacyjne Żak, Warszawa 1999
4. Rotnicki J., Chemia ogólna dla techników niechemicznych, PWSZ, Warszawa 1962