SEMINAR2_do konca_zimski semester

Comments

Transcription

SEMINAR2_do konca_zimski semester
Kisline, baze in soli. Nevtralizacijska titracija.
1
Arrheniusova definicija
• Kisline so elektroliti, ki v vodni raztopini disociirajo vodikove
ione :
• HCl(g) → H+(aq) + Cl-(aq)
• Baze so elektroliti, ki v vodni raztopini disociirajo hidroksidne
ione:
• NaOH (s) → Na+(aq) + OH-(aq)
• Arrheniusova definicija → vodne raztopine.
• Jakost kislin in baz →(α
α), Kdisoc
• Nevtralizacija → ionska reakcija
• H+ + Cl- + Na+ + OH- = Na+ + Cl- + H2O
2
Brönsted
• Kisline so spojine , ki oddajo protone.
• Baze so spojine, ki vežejo protone.
• Kislina vselej odda proton bazi. To reakcijo imenujemo
protolitska reakcija, v njej sodelujeta dve kislini in dve bazi.
•
HCl
+
kislina A
H2O
baza B
⇔ H3O+
+
kislina B
Clbaza A
• Ko snov odda proton, postane konjugirana baza; ko snov
sprejme proton; postane konjugirana kislina. V raztopinah
sta sprejemanje in oddajanje protonov v ravnotežju.
• HCl/Cl- in H3O+/H2O ........konjugirana kislinsko bazna para
3
4
5
Titracija
Merimo volumen reagenta znane koncentracije, da lahko
izračunamo koncentracijo drugega reagenta. Med reagenti
teče kemijska reakcija .
Ko je reakcija končana, smo dosegli ekvivalentno točko.
Dodali smo toliko ml reagenta, kot je potrebno za popolno
reakcijo z vzorcem. To točko nam pokaže indikator, ki v
ekvivalentni točki spremeni barvo.
Reakcija:
HCl + NaOH → NaCl + H2O
6
Indikatorji so šibke organske kisline ali baze, pri katerih je
kislina (HInd) drugače obarvana od konjugirane baze (Ind-)
Odvisnost protolitskega ravnotežja od pH :
HInd + H2O ⇔ H3O+ + Ind [H3 O + ][Ind.- ]
Ka =
[H Ind.]
ali
pH= pKa + log [Ind.-]/ [H Ind.]
7
pH = pKa(HInd) točka preskoka
V praksi razširimo optično zaznavo, saj mešanico barv pri
zgornjem pogoju težko določimo.
Če spremenimo razmerje [Ind.-]/ [H Ind.] od 10:1 do 1:10 ,
pomeni pH = pKa ± 1, (2 enoti pH), se spremeni tudi barvaobmočje preskoka.
Uporabljamo jih za ugotavljanje ekvivalentne točke pri titracijah
8
4,4-6,2
6.2-7.7
pH = pKa ±1 = območje
preskoka indikatorja
8,2-10,0
9
Postopno dodajanje neke baze h kislini (alkalimetrija) oz. neke kisline k
bazi (acidimetrija) imenujemo titracija.
Primer: Titracija močne kisline z močno bazo:
10,0 ml 0,1M HCl (začetni pH = 1) dodajamo po 1,0 ml 0,1M NaOH tako, da
dodamo skupno 15,0 ml raztopine NaOH! Grafično nam prikazuje
spremembo pH v odvisnosti od V (mL) dodanega NaOH spodnja titracijska
krivulja.
Na krivulji opazimo, da se pH na začetku , ko je v prebitku močna kislina le
malo spreminja . Ko je porabljene 90% kisline pH naraste od 1 na 2, pri 99%
porabi kisline pa od 1 na 3. Sledi območje, ko pH močno “skoči” pri le
malem dodatku baze (npr. 1 kapljica). Pri točno 10 mL dodatka baze
dosežemo t.i. ekvivalentno točko, ki leži v našem primeru pri pH=7 in
sovpada z nevtralno točko (po def. pH=7)
Po tej točki, raste pH, saj ga določa le še NaOH.
10
Kislinsko bazne titracije
pH
Ekvivalentna
in nevtralna
točka
Začetni
pH
Titracijska krivulja za HCl (0,1MHCl in 0,1M NaOH)
11
12
Naloge
1. Računski nalogi
a) Izračunajte množinsko koncentracijo raztopine, če v 250
mL merilni bučki zmešamo 10 g Na2CO3, 10 g Na2CO3 x
10 H2O, 10 g 5% raztopine Na2CO3 in 10 mL raztopine
Na2CO3 z množinsko koncentracijo 1 mol/L, ter
dopolnimo dobljeno raztopino z destilirano vodo do
oznake!
b) 12 mL HCl z množinsko koncentracijo 1 mol/L
nevtralizira 1 g trdne zmesi KOH in Ba(OH)2. Izračunajte
masni delež KOH v prvotni zmesi!
13
Primer 2:
Raztopini NaOH želimo določiti koncentracijo. V erlenmajerico odmerimo s
pipeto točno določeno prostornino raztopine NaOH (n. pr. 25,0 mL) in ji
dodamo nekaj kapljic indikatorja metiloranž. Z bireto dodajamo standardno
raztopino HCl (n.pr. 0,100 M HCl), dokler raztopina v erlenmajerici ne
spremeni barve (v primeru navedene titracije iz rumene v čebulno - rjavo).
Bireta omogoča dodajanje raztopine po kapljicah (pri standardnih biretah je
prostornina kapljice 0,03 mL). Tako lahko z malo vaje določimo ekvivalentno
točko z natančnostjo ±0,03 mL ali kot rečemo v žargonu »na eno kapljico
natančno«. Titracijo vedno večkrat ponovimo. Recimo, da smo pri treh
titracijah, pri katerih smo vedno titrirali 25,0 mL raztopine NaOH, porabili
(dodali toliko 0,100 M HCl, da smo dosegli ekvivalentno točko):
V1(0,100 M HCl) = 22,2 mL
V2(0,100 M HCl) = 22,2 mL
V3(0,100 M HCl) = 22,3 mL
(R: 0,0889 mol/L NaOH)
14
3. 10,0 g natrijevega hidroksida si raztopil v vodi in
raztopino razredčil v 1000 mL merilni bučki. Pri titraciji
20,0 mL razredčene raztopine si porabil 16,0 mL 0,125 M
H2SO4. Koliko % nečistoč vsebuje natrijev hidroksid?
• (R: 2,00 g nečistoč oziroma 20,0 % nečistoč)
15
Titracija, Nevtralizacija
1.
Za popolno obarjanje 40,0 mL raztopine AgNO3 potrebuješ
36,0 mL 0,50 M NaCl. Izračunaj molarnost raztopine
AgNO3!
(R: 0,45 M AgNO3)
2.
Če v 100 mL raztopine AgNO3 uvedeš 2,50 L plinastega
HCl, merjenega pri temperaturi 27 °C in tlaku 99,8 kPa,
oboriš vse srebro v obliki trdnega AgCl. Izračunaj masno
koncentracijo raztopine AgNO3!
(R: 170 g/L)
3.
50,0 mililitrom raztopine HCl si dodal 100 mL 0,10 M
NaOH. Za nevtralizacijo prebitnega NaOH si porabil 25,0
mL 0,050 M HCl. Izračunaj molarnost prve
raztopine HCl!
(R: 0,175 M HCl)
4.
1,43 g Na2CO3.×H2O si raztopil v vodi in razredčil na 250
mL. Pri titraciji 25,0 mL te raztopine si porabil 49,95 mL
0,0100 M žveplove (VI) kisline. S koliko molekulami vode
(R: Na2CO3×10H2O) 16
kristalizira natrijev karbonat?
5. 20,0 mL 2,0 M HCl razredčiš na 500 mL. Koliko mL 0,1 M
NaOH porabiš pri titraciji 25,0 mL razredčene raztopine?
20 mL
6. Koliko mL 1,18 M NaOH potrebuješ za nevtralizacijo 25,0 mL
0,295 M H2SO4? 12,5 mL
7. 15,0 mL 10 % raztopine H2SO4 z gostoto 1,070 g mL-1(20°C)
razredčiš na 250 mL. Pri titraciji 20,0 mL razredčene raztopine
porabiš 10,0 mL raztopine NaOH. Izračunaj molarnost
raztopine NaOH! 0,262 M
8. Koliko litrov plinastega HCL pri 105 kPa in 30 °C, moraš
uvesti v 250 mL 2,0 M NaOH, da bo hidroksid popolnoma
nevtraliziran? 12,4 L
9. Za nevtralizacijo raztopine alkalijskega hidroksida si porabil
45,0 mL 0,120 M HCl. Po izparevanju in sušenju si dobil 0,403
g trdne soli. Izračunaj molsko maso soli! 74,6 g/mol
17
Elektrolitska disociacija
• Elektroliti so snovi, katerih vodne raztopine prevajajo električni tok.
• Prevodnost raztopin elektrolitov je posledica elektrolitske disociacijespontanega razpada molekul topljenca na ione (Arrhenius).
• Ionizacija :
HCl(aq) ⇒ H+(aq) + Cl-(aq)
• Večina elektrolitov pa je tudi v čisti obliki ionsko zgrajena (npr.vse soli,
NaOH...)
• Pri disociaciji ionska snov razpade na ione v raztopini (poruši se ionska
mreža):
NaOH(s) ⇒ Na+(aq) + OH-(aq)
NaCl(aq) ⇒ Na+(aq) + Cl-(aq)
Raztopine elektrolitov dobijo nove lastnosti, ki jih izhodne snovi niso imele.
• Te spremembe so posledica posebno močne interakcije - medsebojnega
delovanja, med molekulami vode in topljenca. Ta pojav imenujemo
elektrolitska disociacija.
18
IONSKE REAKCIJE. Destilacija in retitracija
So reakcije med raztopinami elektrolitov. Pogoj, da pride
do reakcije med ioni raztopljene snovi je:
1.
nastanek lahko hlapne spojine
2.
nastanek težko topne spojine
3.
nastanek slabo disociirane spojine
Do reakcij med elektroliti običajno ne pride, ker so ioni
hidratizirani in se pogosto ne privlačijo.
Značilnost ionskih reakcij je, da niso ravnotežne oz.
Krav >> 1, so hitre in večinoma potečejo do konca.
19
1. nastanek lahko hlapne spojine:
Ionska reakcija:
Neto ionska reakcija:
20
Primer:
21
2. nastanek težko topne spojine:
22
23
24
25
26
3. nastanek slabo disociirane spojine
27
50 mL 2M,
NaOH
NH3
vzorec
NH4Cl
50mL 0,1 M
HCl
28
Stehiometrijsko razmerje za izračun mase NH4Cl:
n (NH4Cl) = n (HCl)
n1(HCl) = 50mL x 0,1 mol/L = 5 mmol
n2(HCl) = V(NaOH) x 0,1 mol/L titracija
n (NH4Cl) = n1(HCl) - n2(HCl)
m(NH4Cl)= n x M(NH4Cl)
Bučka:
NH4Cl + NaOH →
Erlenmajerica:
HCl + NH3(aq) →
29
Stopnja protolize(disociacije) α - merilo za jakost
elektrolita
α = N/N0 = n/n0= cd/c
α = stopnja protolize (disociacije)
N = število disociiranih molekul (HCl) oz. formulskih enot
(NaCl)
N0= število vseh molekul v raztopini
cd =konc. disoc. molekul
c= konc. vseh molekul(analitska konc.)
močni elektroliti: α > 0,8
šibki elektroliti : α < 0,3
neelektroliti : α = 0
30
Npr.:
α
α
HCl
0.784
KOH
0.77
H2SO4
0.510
NaOH
0.73
HF
0.70
Ba(OH)2
0.69
HCN
0.0001
NH4OH
0.004
31
Naloge:
1.
Izračunaj masno koncentracijo kloridnih ionov v 0,0512 M
MgCl2! Predpostavi popolno disociacijo!
Popolna disociacija α = 1 (močan elektrolit)
H2O(l)
MgCl2(s) → Mg2+(aq) + 2Cl-(aq)
Lahko pišemo tudi:
MgCl2(aq) → Mg2+(aq) + 2Cl-(aq)
ali enostavno:
MgCl2 → Mg2+ + 2Cl-
32
2.
V 1,00 mL 0,030 M CH3COOH je 4,3.1017 acetatnih ionov
CH3COO-. Izračunaj stopnjo ionizacije v 0,030 M
CH3COOH!
CH3COOH(aq) + H2O(l) ⇔ H3O+ (aq) + CH3COO- (aq)
H2O(l)
CH3COOH(l) → CH3COOH(aq)
Čista ocetna kislina je molekulsko zgrajena in je pri sobni
temperaturi tekoča. Če nekaj ocetne kisline raztopimo v vodi,
dobimo vodno raztopino ocetne kisline!
33
3. 28,1 mL NH3 plina pri 20°C in 86,65 kPa uvedeš v 100 mL
vode. Koncentracija hidroksidnih ionov v dobljeni raztopini
je 1,3.10-4 molL-1. Izračunaj stopnjo protolize raztopljenega
NH3! Spremembo prostornine pri uvajanju NH3 zanemari!
4. 8,00g NaOH raztopiš v vodi in razredčiš na 250 mL.
Izračunaj molarnost natrijevih ionov v raztopini! Predpostavi
popolno disociacijo!
34
5. V enem litru vode si raztopil 30 g KNO3 in 40 g NaNO3.
Gostota dobljene raztopine pri 20°C je 1,07 g/mL. Izračunaj
molarnost nitratnih ionov v raztopini. Predpostavi popolno
disociacijo!
6. Koliko gramov Cu(OH)2 se izloči iz raztopine, če zmešamo
100 mL 0,10 M KOH in 100 mL 0,10 M Cu(NO3)2 ?
7. Če v 100 mL raztopine AgNO3 uvedeš 2,50 L plinastega HCl,
merjenega pri 27°C in tlaku 99,8 kPa, oboriš vse srebro v
obliki trdnega AgCl. Izračunaj masno koncentracijo
raztopine AgNO3!
35
Opredelitev jakosti kislin in baz s stopnjo
protolize(disociacije)
Ostwald (1953): za ravnotežje med ioni in nedisociiranimi
molekulami je uporabil zakon o vplivu mas:
CH3COOH H+ + CH3COO–
c ( 1– α) c α + c α
Kdis. = [H+].[CH3COO–] / [CH3COOH]
Kdis. = cα × cα / c(1– α) = cα2 /(1– α)
α2 + (Kdis / c)α – Kdis /c = 0
Ta zakon ravnotežja velja le za razredčene vodne raztopine
šibkih elektrolitov (Kdis.< 1.10-4)
36
Kdisoc. = cα2 / 1-α
pribl. formula za α << 1 : K disoc. ≈ cα2 /1
Kdisoc. = cα2
α = √K/c
37
Kadar α ni zanemarljiv uporabljamo kvadratno enačbo:
Kdisoc.= cα2 / 1-α
α2 + (Kd / c) α - (Kd / c) = 0
a
b
c
koreni kvadratne enačbe
2 - 4ac )/ 2a
α
√
b
=
(
-b
+
1 2
1α 2
= ( -Kd /c + √ (Kd /c )2 – 4(Kd /c) )
2
38
Vodne raztopine šibkih kisli in baz
Zelo malo K in B močno disociira ali sprejema protone.
Večina jih je šibkih. Relativno” moč” K in B lahko izrazimo
s KONSTANTO RAVNOTEŽJA, ki jo za šibko kislino
zapišemo:
HA(aq) + H2O(l) ⇔ H3O+ (aq) + A-(aq)
+
-
[H3O ][A ]
Ka =
[HA]
39
• Ravnotežje ocetne kisline v vodni raztopini je podano z
naslednjo zvezo:
CH3COOH(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + CH3COO–(aq)
+
-
[H3 O ][CH3COO ]
Ka =
[CH3COOH]
Kadar je Ka velika, pomeni, da je ravnotežje reakcije pomaknjeno
v desno. Kislina je močna. Nizka vrednost Ka pomeni, da je
kislina šibka.
40
šibka baza:
B(aq) + H2O(l) ⇔ BH+(aq) + OH-(aq)
+
-
[BH ][OH ]
Kb =
[B]
MOČNE KISLINE, MOČNE BAZE
ŠIBKE KISLINE, ŠIBKE BAZE
K >> 1
K << 1
41
Disociacijske konstante
nekaterih kislin v vodi (25 ºC) :
Disociacijske konstante
nekaterih baz v vodi (25 ºC) :
Kislina
Ka
CH3COOH
C3H6O3
1,76 × 10–5
1,4 x 10-4
4,75
3,85
NH3
1,77 × 10–5
4,75
HF
5,62× 10–4
3,25
C2H5NH2
5,62 × 10–4
3,25
HClO
3,72× 10–8
7,43
B(OH)3.H2O 7,3 x 10-10
9,14
(C2H5 )2NH
9,55 × 10–4
3,02
C6H5NH2
3,80 × 10–10
9,42
pKa
H2SO4
103
–3
HSO4-
1,2× 10–2
1,92
HClO4
109
–9
HNO3
20
–1,3
Baza
Kb
pKb
42
Aplikacija ZDM na disociacijo vode- pH
Kw = [H3O+][OH-] = 1.0 x 10-14 (pri 22 °C) ionski produkt
vode
V čisti vodi velja [H3O+] = [OH–]…nevtralna raztopina pri
22 oC
[ H3O+ ] = Kw1/2 = 1x10–7 mol/L
• [ H3O+ ] > [ OH–]………….kisla raztopina
• [ H3O+ ] < [ OH–]…………bazična raztopina
43
Sørensen (1909):
•pH(raztopin) = –log[H3O+]
do H3O+ = 0,1 mol/L
•pOH(raztopin) = –log[OH-]
•pH + pOH = 14
sicer
pH = –log a(H3O+) za celotno konc. območje
44
• Šibka kislina
[H+] = √Kk.ck
• Šibka baza
[OH-] = √Kb.cb
• Močna kislina
[ H +] = c k
• Močna baza
[OH- ] = cb
45
Kemijsko ravnotežje. Ravnotežna konstanta
kemijske reakcije.
1. Računske naloge:
a) Konstanta Ka (CH3COOH) = 1,74 . 10-5. Izračunajte stopnjo
disociacije ocetne kisline s koncentracijo 0,01 mol/L !
1) po približni formuli
2) po kvadratni enačbi
b) Izračunajte pH 0,1 M baze s stopnjo disociacije........!
c) Izračunajte množinsko koncentracijo (molarnost) ..........., ki
ima pH = ...... in Kd = ....... Delež disociiranih molekul je
zanemarljiv.
46
Kemijsko ravnotežje.
Protolitska ravnotežja v vodnih raztopinah
1.a)Titracija močne kisline z močno bazo: 10,0 ml 0,1M HCl
dodajamo po 1,0 ml 0,1M NaOH tako, da dodamo skupno 20,0
ml raztopine NaOH!
HCl + NaOH → NaCl + H2O
Kdisoc.=1.74x10-5
1.b) Titracija šibke kisline z močno bazo: 10 ml 0.1M CH3COOH
dodajamo po 1,0 ml 0.1M NaOH tako, da dodamo skupno 20,0
ml raztopine NaOH!
Kdisoc.=1.8x10-5
CH3COOH + NaOH → CH3COONa + H2O
47
1. Koliko g NH4Cl moramo dodati k 500 mL raztopine s c (NH3) =
0,1 mol/L, da dobimo raztopino s pH =9 ? (Spremembo
volumna zanemarimo!) Kb= 1,8.10-5
Rešitev : 4,81g soli
2. Izračunaj pH in [H3O+] , če zmešamo 22mL raztopine HAc s c
(HAc) = 0,1 mol/L in 22 mL raztopine NaOH s c (NaOH) = 0,1
mol/L ! Ka= 1,8.10-5
Rešitev : 8,72
3. Pri kateri pH vrednosti dosežemo ekvivalentno točko, če 10 mL
raztopine NH4OH s c (NH4OH) = 0,3 mol/L titriramo z
raztopino HCl s c(HCl) =0,3 mol/L ? Kb= 1,79.10-5
Rešitev : 5,04
48
4. Koliko mL NaOH s c (NaOH) = 1mol/L moramo dodati k
100mL CH3COOH s c (CH3COOH) = 1mol/L, da bo pH=5 ?
Kk= 1,8.10-5
Rešitev : 64,3 mL
5. Raztopina, ki vsebuje 8,08g NaOH v 2L ima pH=12,9.
Izračunaj stopnjo protolize!
Rešitev : 0,79
6.
HNO2 + H2O → H3O+ + NO2Koncentracija ck = 0,08 mol/L, Kk = 4,5 .10-4. Izračunaj [H3O+] !
Rešitev: [H3O+] = 5,8 .10-3 mol/L
49
Pufrsko raztopino pripravimo tako, da v 250 mL 0,15 M raztopine
CH3COOH dodamo 4,95g NaCH3COO
pKk = 4,74
a) Izračunaj pH
b) Kakšen je pH, če k 100 mL pufrske raztopine dodaš 80 mg NaOH?
Katera reakcija poteče?
50
Rešitev
pH= pKk + log [CH3COO-] / [CH3COOH] = 4,74 + log 4,95:82/
0,25x0,15=4,95
v 100ml je : 0,1L .0,15mol/L = 0,015mol kisline;
0,06 mol.100/250=0,024mol soli
pH= pKk + log [CH3COO-] / [CH3COOH] = 4,74 +
log0,026/0,013=5,04
[CH3COO-] = 0,024 + 0,08g/40 gmol-1=0,026
[CH3COOH] = 0,015 - 0,08/40=0,013
pH = 4,95
pH = 5,04
51
pH raztopin soli/hidroliza/
Ko reagirata ekvimolarni količini HCl in NaOH, pride do
reakcije nevtralizacije
Raztopine soli, ki nastanejo pri nevtralizaciji močne kisline z
močno bazo imajo pH=7.
Odstopanja od tega pH kažejo tiste raztopine soli, ki nastanejo
pri reakciji šibke kisline z močno bazo.
Ekvimolarne količine ocetne kisline in natrijevega
hidroksida, reagirajo zaradi reakcije nevtralizacije
do natrijevega acetata in vode.
pH take raztopine ni nevtralen, ampak pH>7:
CH3COOH + NaOH → CH3COO- + Na+ + H2O
52
• To je povezano z dejstvom, da so acetatni ioni kot srednje
močna konjugirana baza v ravnotežju z nedisociirano šibko
kislino:
CH3COO- + H2O → CH3COOH + OHPrehod protonov povzroči povišanje OH- , glede na čisto
vodo. Hidratizirani Na+ ioni ne kažejo nobene reakcije z vodo!
• Podobno je če reagira močna kislina z šibko bazo. V raztopini
je prebitek H3O+ ionov, reagira torej kislo: pH< 7, kar pokaže
primer z amonijevim kloridom:
NH4+ + H2O → H3O+ + NH3
• Prehod protonov povzroči povišanje H3O+, glede na čisto 53
vodo. Hidratizirani Cl- ioni ne kažejo nobene reakcije z vodo.
54
Pufri in njihovo delovanje
Puferske raztopine vsebujejo substance, ki omogočajo da se
pri dodatku kisline ali baze, pH raztopine neznatno
spremeni.
• Pufri so:
Mešanica šibke kisline in njene konjugirane baze npr. ocetna
kislina/natrijev acetat
Mešanica šibke baze in njene konjugirane kisline npr.
amoniak/amonijev klorid
Kadar govorimo o 0,2M acetatnem pufru, pomeni to da
imamo v 1L vodne raztopine pufra:
0,1mol ocetne kisline in 0,1 mol natrijevega acetata.
Kaj se zgodi, ko dodamo H3O+ oz. OH- ione?
55
• Ko dodamo H3O+, prevzame acetat protone in tvori
nedisociirano ocetno kislino.
H3O+ + CH3COO- → CH3COOH + H2O
(1)
• Ko dodamo OH- ione, odvzamejo le ti ocetni kislini
protone, tvorijo pa se acetatni ioni:
OH- + CH3COOH → CH3COO- + H2O
(2)
V obeh primerih nastane nevtralna voda, ki je že
prisotna v raztopini. Povišanje koncentracije ene ali
druge vrste ionov ne vpliva bistveno na pH!
To kar velja za acetatni pufer lahko razširimo na vse
puferske raztopine.
56
HIDROLIZA h = nh /n0 stopnja hidrolize
je odvisna od temperature
[OH-] =√Kh.cs
[OH-] =√(Kw/Kk).cs
ali
[H+] = √ (Kw/Kb).cs
PUFRI
[H+] = Kk. ck/cs
[OH-] = Kb. cb/cs
57
Topnostni produkt
Velja za slabo topne a dobro disociirane elektrolite, npr:
AgCl. Ravnotežje v heterogenem sistemu:
AgCl (s) ⇔ AgCl (aq)
Če je snov slabo topna, je koncentracija nasičene raztopine
majhna.
58
Lahko predpostavimo, da raztopljena snov popolnoma
disociira:
AgCl (aq) ⇔ Ag+(aq) + Cl-(aq)
AgCl (s) ⇔ Ag+(aq) + Cl-(aq)
59
K=
[Ag+] . [Cl-]
[AgCl]]
Koncentracija AgCl v trdni fazi je konstantna oz. se
zelo malo spreminja ⇒
[Ag+ ] ⋅ [ Cl-] = [ K ⋅ AgCl]] = LAgCl
LAgCl = (topnostni produkt AgCl ) = 1,8 .10-10
s = [Ag+ ] = [ Cl-] [ mol ion/L]
[Ag+] . [Cl-] = s2
s = Lp = (1,8 ×10-10)1/2 = 1,34 ⋅ 10-5 [mol ion/L]
60
PbCl2 ⇔ Pb2+ + 2ClLPbCl2,25°°C = [Pb2+ ] ⋅ [ Cl-]2 = 1,7 ⋅ 10-5
Lp (PbCl2) = s . (2s)2 = 4s3
As2S3
s=
3
1
Lp(PbCl 2 )
4
⇔ 2As 3+ +3S2-
LAs2S3,25°°C = [As 3+]2 ⋅ [S2-]3 = 4 ⋅10-5
61
Med topnostnim produktom L , K in topnostjo s
(konc. nasičene raztopine v mol/L) velja za poljubni
elektrolit zveza:
AmBn ⇔ nA+m + mB-n
s
ns
ms
K=[A+m]n×[B-n]m = (ns)n(ms)m = nnmm sn+m
s = (L/ nnmm) 1/(n+m)
As2S3 ⇔ 2 As 3+ +3 S 2LAs2S3 = [As 3+]2 ⋅ [S2-]3 = 4 ⋅10-5 = (2.s)2.(3.s)3=108s5
s = (LAs2S3 /108)1/5 = (4 ⋅10-5 /108)1/5 = 5,17× 10-2 mol ion /L
62
Vpliv skupnega iona
Na izločanje ali raztapljanje trdnih snovi lahko v skladu z
zakonom o vplivu koncentracij vplivamo s spreminjanjem
koncentracije enega od ionov.
Enačba [Ag+ ] ⋅ [ Cl-] = LAgCl kaže , da se iz nasičene
raztopine izloči trdna snov, če je produkt koncentracije
obeh vrst ionov - Q večji od topnostnega produkta.
63
Q = L……..sistem je v ravnotežju
Q < L……..razt. ni nasičena, oborina se ne izloči,
ampak se sol še raztopi dokler ni Q = L
Q > L…….izloči se oborina
64
LAgCl = [Ag+ ] ⋅ [ Cl-] = 1,8⋅⋅10-10
[ NaCl ] = [ Cl-] = 0,1mol/L
s = [Ag+ ] = LAgCl / [ Cl-] = 1,8 ⋅10-10 /10-1
= 1,8 ⋅10-9 [ mol ion/L]
V čisti vodi je topnost AgCl:
[Ag+ ] = [Cl-] s = ( LAgCl)1/2 = 1,34 ⋅10-5 [ mol ion/L]
65
Naloge:
1. Računski nalogi:
a) Topnostni produkt ........ je ............. . Koliko mg ........... se
lahko raztopi v 1 L vode? Koliko mg pa se raztopi v 1 L
........ M .................. ?
b) Topnostni produkt .......... je .......... . Izračunaj množinsko
koncentracijo (molarnost) nasičene raztopine! Koliko mg
......... se lahko raztopi v 150 L vode?
66
30 mL nasičene raztopine PbCl2⇔ Pb2+ + 2Cl-
filtrat I
Pb 2+ + 2Cl-
dodatek : Na+ + Cl-
filtrat II
Pb 2+ + 2Cl-
dodatek : 2H+ + SO42-
67
PbCl2 + Pb 2+ + 2Cl-+ Na+
filtrat III
PbSO 4+ 2H+ + 2Clveč PbSO4 oborine
dodatek : 2H+ + SO42-
PbSO4+ 2Cl-+ Na++2H+
manj PbSO4 oborine
68
REAKCIJE OKSIDACIJE IN REDUKCIJE
Oksidacija pomeni, da je postalo oksidacijsko število bolj
pozitivno, element je izgubil nekaj nadzora nad e-. Snov se
je oksidirala.
Redukcija pomeni, da je postalo oksidacijsko
število elementa bolj negativno, element je pridobil nekaj
nadzora nad e-. Snov se je reducirala.
Oksidanti in reducenti imajo različne redukcijske in
oksidacijske lastnosti. Oksidanti povzročijo oksidacijo
snovi, s katero reagirajo. Snov, ki se oksidira oddaja eoksidantu. Ker oksidant sprejema e-, to pomeni, da se
reducira.
69
Zato so oksidanti akceptorji elektronov. To so običajno:
Reaktivne nekovine: t.j. kisik in halogeni
Oksospojine, zlasti: npr.kalijev dikromat
V kislem mediju: kalijev permanganat
Reducenti povzročijo redukcijo snovi, s katero reagirajo.
Snov, ki se reducira sprejema e- od reducenta. Ker
reducenti oddajajo e-, to pomeni, da se oksidirajo. Zato so
reducenti donorji elektronov. To so običajno:
Reaktivne kovine: kovine 1. In 2.skupine ter Zn, Fe, Sn;
Vodik, ogljik,in ogljikov monoksid
Vodikov sulfid in žveplov dioksid
70
1. Elektrokemijska napetostna vrsta za kovine
K
Ca
Mg
Zn
Fe
Sn
Pb H Cu Ag Au
Elementi levo od vodika izpodrivajo vodik.
Elementi desno od vodika ne izpodrivajo vodika iz
kislin.
Vsak element izpodriva iz spojin vse elemente, ki so
desno od njega.
Redoksi reakcije potečejo zato, ker elementi, ioni in spojine
različno močno vežejo elektrone npr :
Zn + 2HCl = H2 + ZnCl2
Vodikov ion močneje privlači elktron, kot cinkov atom, zato pride do
reakcije!
Zn - e- = Zn 2+
H+ + e- = Ho
delne reakcije
71
1. Elektrokemijska napetostna vrsta za kovine
Baker močneje veže elektrone kot vodik, zato ga ne izpodriva iz
kislin:
Cu + 2HCl = ne poteče
Cu + CuCl2 = ne poteče
Cink slabše veže elektrone kot baker, zato ga izpodriva iz spojin:
Zn+ CuCl2 = Cu + ZnCl2
Zno - 2e- = Zn2+
delne reakcije
Cu 2+ + 2e- = Cuo
Cu + ZnCl2 = ne poteče
Zn + ZnCl2= ne poteče
72
Figure 21.2 An oxidation-reduction reaction. A strip of zinc metal was
placed in a solution of copper(II) sulfate (left), and the zinc reacts with the
copper(II) ions to give copper metal and zinc ions in solution.
Zn+ CuCl2 = Cu + ZnCl2
Zn(s) + Cu 2+(aq) → Zn 2+(aq) + Cu(s)
Copper metal accumulates on the zinc strip, and the blue color of aqueous
73
copper(II) ions fades as copper(II) ions disappear from solution (middle and right).
2.Napetostna vrsta za nekovine
Elementi I.skupine P.S. so močni reducenti. Halogeni pa
so močni oksidanti.
NaBr + Cl2 + H2O → NaCl + Br2 + H2O
Br2 se raztaplja v CCl4 (rjava barva dokaz Br2 )
KJ + Cl2 + H2O → KCl + J2 + H2O
J2 se raztaplja v CCl4 (vijolična barva dokaz za J2 )
Napetostna vrsta za nekovine:
F Cl Br J S
74
3. Kalijev manganat (VII) kot oksidant v različnih medijih:
KMnO4 + H2SO4 + Na2SO3 → Na2SO4 + K2SO4 + H2O + MnSO4
Mn7+ + 5e- = Mn 2+
S4+ - 2e- = S6+
x2
x5
KMnO4 + H2O + Na2SO3 → MnO2 + KOH + Na2SO4
Mn 7+ + 3e- = Mn 4+ x2
S4+ -2e= S6+
x3
KMnO4 + NaOH + Na2SO3 → K2SO4 + H2O + Na2MnO4
Mn7+ + 1eS4+ - 2e-
= Mn6+
= S6+
x2
x1
75
4. Določevanje Fe 2+ s titracijo z 0,02M KMnO4
KMnO4 + H2SO4 + FeSO4 → Fe2(SO4)3 + K2SO4 + H2O + MnSO4
Mn 7+ + 5e2Fe 2+ - 2e-
=
Mn 2+ / x2
= 2Fe 3+ / x5
76
Reakcije HNO3 in H2SO4 z nekaterimi
polžlahtnimi kovinami:
HNO3 (razr.) + Cu → Cu(NO3)2 + NO + H2O
HNO3 (konc.) + Cu → Cu(NO3)2 + NO2 + H2O
Enako velja za: Ag, Hg, Cr, Co in Ni !
H2SO4 + Cu → CuSO4 + SO2 + H2O
Aktivne kovine in HNO3
Zn + HNO3 → Zn(NO3)2 + H2
77
Žlahtne kovine in HNO3
Au + HNO3 + 3HCl → AuCl3 + NO + H2O
78
Naloge:
1. Računska naloga
Izračnajte, koliko mililitrov ....... HNO3 z gostoto ...... g/mL
potrebujete za raztapljanje ........ g ......! Izračunajte tudi, koliko
litrov in kateri plin pri reakciji nastane pri temperaturi ..... °C in
tlaku ...... kPa!
79