Dysocjacja jonowa i odczyn roztworu Filip Pietluch

Dysocjacja jonowa i odczyn roztworu
Filip Pietluch
Zespół Szkoły Podstawowej im. św. Jadwigi Śląskiej i Gimnazjum im. św. Jadwigi Śląskiej w Działoszynie
1
DYSOCJACJA ELEKTROLITYCZNA
2
NAJWAŻNIEJSZE
ZAŁOŻENIA TEORII
ARRHENIUSA
- reakcja rozpadu cząstek elektrolitów pod wpływem wody lub innego
rozpuszczalnika albo temperatury na jony dodatnie i ujemne.
Do elektrolitów zalicza się kwasy, zasady i sole.
Substancje, które podczas rozpuszczania nie ulegają dysocjacji nazywamy
nieelektrolitami, a ich roztwory nie przewodzą prądu elektrycznego.
Należą do nich głównie związki organiczne, np. alkohole, cukry.
Elektrolity pod wpływem
wody rozpadają się na
jony dodatnie (kationy)
oraz jony ujemne
(aniony).
Nie wszystkie elektrolity
w jednakowym stopniu
rozpadają się na jony.
Suma ładunków
elektrycznych jonów
powstałych w wyniku
dysocjacji jonowej jest
równa zeru.
Zachowanie się elektrolitów w roztworach wodnych opisuje teoria Arrheniusa
3
PODZIAŁ ZWIĄZKÓW
CHEMICZNYCH WEDŁUG TEORII
ARRHENIUSA
4
Powstałe jony mają
wpływ na właściwości
chemiczne roztworu.
PODZIAŁ ELEKTROLITÓW
MOCNE
Kwasy
związki, które ulegają
dysocjacji na kationy
wodorowe i aniony reszty
kwasowej
związki, które pod
wpływem wody dysocjują
na kationy metali i aniony
reszt kwasowych
związki, które pod wpływem
wody ulegają dysocjacji na
kationy matali i jednoujemne
aniony wodorotlenkowe
praktycznie całkowicie
zdysocjonowane na jony (α ≅ 100%)
jony
H+ i
Zasady
HCl
H2SO4
nH+ + Rn
H2O
H2O
H2O
M(OH)n
H+ + Cl2H+ + SO4 2-
5
H2O
NaOH
H2O
Mg(OH)2
H2O
np.
Sole
jony OH- i jony metalu
jony reszty kwasowej
HnR
m
n
MnRm
NaCl
Na+ + OH-
H2O
Do nazwy pierwiastka dodaje się
wartościowość jonu np. Cu2+ - jon
miedzi (II)
Odczyn kwaśny
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
amoniak rozpuszczony w wodzie
Na+ + OH-
NH 3 + H2O
NH4+ + OH-
większość kwasów i zasad organicznych
Ag+ +
NO3-
Zapis
H2O
H2O
Odczyn roztworu
- określa się, stosując wskaźniki, czyli
indykatory. Są to substancje mające inne
zabarwienie w roztworach kwasów niż
w roztworach zasad. Wyniki pomiaru
przekształca się na odpowiednie wartości
skali pH opracowanej przez
Søren Sørensen`a.
KWASOWY
pH <7
Jon OH- to jon wodorotlenkowy.
Jon NH4+ to jon amonowy. Jon
H3O+ to jon oksoniowy.
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
4
AgNO3
6
Zmiany zabarwienia wskaźnika
uniwersalnego
skala pH
3
np.
H2O
Zapis
7
2
H2O
2K+ + SO4 2-
Pochodzi od nazwy kwasu,
z którego ta sól powstała, np. SO42- jon siarczanowy (VI), HCO3- -jon
wodorowęglanowy, H2PO4- - jon
diwodoroortofosforanowy (V).
Dla pierwiastków mających tylko
jeden stopień utlenienia nie podaje
się wartościowości np. Al3+ - jon
glinu.
1
NaOH
Nazwa reszty
kwasowej
Nazwy kationów
wodorotlenki nieorganiczne:
wodorotlenki metali, za wyjątkiem matali
aktywnych
H+ + NO3-
H2O
rozpuszczalne w wodzie sole
Na+ + Cl-
H2O
Tworzenie nazw jonów
0
np.
nMm+ + Rn-
H2O
K2SO4
Mg2+ + 2 OH-
HNO3
wodorotlenki metali z grupy 1 i 2 (bez
berylu), czyli zasady
jony metali i jony reszty kwasowej
Mn+ + nOH-
tylko część cząsteczek ulega
rozpadowi na jony
kwasy (niektóre) – np. siarkowy (IV),
azotowy (III), fosforowy (V),
fluorowodorowy
kwasy (niektóre) - np. kwas solny,
azotowy (V), siarkowy (VI), chlorowy (VII)
DYSOCJACJA (ROZPAD ELEKTROLITÓW NA JONY)
Kwasy
SŁABE
Sole
Zasady
Nadają go roztworowi
kationy wodoru H+
8
ZASADOWY
pH > 7
OBOJĘTNY
pH = 7
Wykazuje go roztwór,
w którym liczba jonów
H+ i OH- jest
jednakowa
Nadają go roztworowi
aniony
wodorotlenkowe OH-
ZMIANY ZABARWIENIA WSKAŹNIKÓW (INDYKATORÓW)
WSKAŹNIK
ŚRODOWISKO
KWASOWE
ŚRODOWISKO
OBOJĘTNE
ŚRODOWISKO
ZASADOWE
MALINOWA (pH >8,3)
FENOLOFALEINA
BEZBARWNA
BEZBARWNA
ORANŻ METYLOWY
CZERWONA
JASNO POMARAŃCZOWA
ŻÓŁTA
BŁĘKIT BROMOMETYLOWY
(6-7,6 pH)
CZERWONA
ŻÓŁTA
NIEBIESKA
LAKMUS (ZAKRES ZMIANY BARWY
(pH 5-8)
CZERWONA
FIOLETOWA
NIEBIESKA
WYWAR Z CZERWONEJ KAPUSTY
CZERWONA
FIOLETOWONIEBIESKA
SŁABO ZASADOWYZIELONY
SILNIE ZASADOWY ŻÓŁTY
ESENCJA HERBACIANA
JASNO -ŻÓŁTA
(pH <5,5)
JASNO- BRĄZOWA
CIEMNO- BRĄZOWA
(pH>7,5)
SOK Z JAGÓD
CZERWONA
BEZ ZMIAN
CIEMNO-ZIELONA
Odczyn zasadowy
Odczyn obojętny
Źródło:
S. Hejwowska: Chemia Vademekum maturalne 2011, Gdynia: Operon 2011.
B. Kupczyk , W. Nowak , M. B. Szczepaniak: Chemia Vademekum. Egzamin gimnazjalny 2010, Gdynia: Operon 2010.
www. chemia.zamkor.pl , D. Lewandowska, A.Warchoł , L.Wasłyszyn: Związki nieorganiczne .
www. wstip.q4.pl/media/1/pliki/Chemia, Reakcje w roztworach wodnych elektrolitów.