Beketovov rad napätia kovov: Význam a využitie

Chémia je veda o látkach a ich premenách. Tieto premeny, nazývané chemické reakcie, sa delia do rôznych typov podľa mechanizmu a charakteru zmien, ktoré počas nich nastávajú. Medzi najdôležitejšie patria protolytické reakcie, redoxné reakcie, zrážacie reakcie a komplexotvorné reakcie. Každá z týchto reakcií má svoje špecifické vlastnosti a využitie v rôznych odvetviach, od priemyslu až po medicínu.

Typy chemických reakcií

Protolytické reakcie

Protolytické reakcie sú reakcie, pri ktorých dochádza k prenosu protónov (katiónov H+) medzi kyselinou a zásadou.

Teórie kyselín a zásad:

• Arrheniova teória: Kyselina je zlúčenina, ktorá sa vo vodnom roztoku ionizuje za vzniku vodíkových katiónov (H+). Zásada je zlúčenina, ktorá sa ionizuje za vzniku hydroxidových aniónov (OH-).
• Brönstedova teória: Kyselina je látka schopná uvoľňovať vodíkový katión H+ (uvoľnením katiónu vodíka sa z kyseliny stáva zásada). Zásada je látka schopná prijať vodíkový katión H+ (prijatím katiónu vodíka sa zo zásady stáva kyselina).

Rovnica protolytickej reakcie:

HA + B → HB+ + A-

Kde:

• HA = kyselina
• B = zásada
• HB+ = Brönstedova kyselina odvodená od zásady B
• A- = Brönstedova zásada odvodená od kyseliny HA

Konjugovaný pár tvorí kyselina a zásada, ktoré sa líšia o protón H+. Amfotérne látky sú látky, ktoré môžu byť aj kyselinou aj zásadou (amfolyty - H2O, HSO4-).

Prečítajte si tiež: Redoxné reakcie a elektrochemický rad

Sila kyselín a zásad:

Kyslosť je schopnosť odštepovať protóny, zatiaľ čo zásaditosť je schopnosť protóny viazať. Sila kyselín a zásad sa určuje najčastejšie vzhľadom na vodu. Silné kyseliny sú úplne disociované vo vodnom roztoku, zatiaľ čo slabé kyseliny sú len čiastočne disociované. Podobne, silné zásady sú úplne disociované vo vodnom roztoku, zatiaľ čo slabé zásady sú len čiastočne disociované. Disociácia kyselín a zásad v roztokoch vedie k ustáleniu protolytickej rovnováhy. Na základe hodnoty disociačnej konštanty zásady alebo kyseliny určujeme ich silu.

Iónový súčin vody (KV):

Iónový súčin vody je konštantný súčin koncentrácií iónov H3O+ a OH- vo vodných roztokoch (10-14, pri t = 25°C). Na kvantitatívne vyjadrovanie acidobázických vlastností vodných roztokov sa využíva látková koncentrácia iónov H3O+ respektíve OH- prítomných v roztoku po dosiahnutí rovnovážneho stavu. Slabá elektrická vodivosť vody je zapríčinená disociáciou (autoiónizáciou).

H2O + H2O ↔ H3O+ + OH-

Pre rovnovážnu konštantu tejto reakcie platí:

K = a(H3O+) . a(OH-) / a2(H2O), kde a je aktivita príslušnej zložky.

Prečítajte si tiež: Dôsledky kriminality v Katastri

Keďže nedisociovaných molekúl vody je obrovský nadbytok, možno člen a2(H2O) považovať za konštantu, potom súčin oxóniových a hydroxidových iónov predstavuje iónový súčin vody, Kv = a(H3O+) . a(OH-). Rovnováha reakcie autoprotolýzy je posunutá na stranu reaktantov, keďže z 50 miliónov molekúl vody disociuje iba jedna.

pH stupnica:

pH (z lat. potencia hydrogeni) vyjadruje kyslosť alebo aciditu vodného roztoku. Je to záporný dekadický logaritmus koncentrácie vodíkových iónov (pH = -log[H3O+]). pH stupnica (1909 Sören Peder Lauritz Sörensen) má rozsah 0 - 14. Roztoky s hodnotou pH od 0 - 7 sú kyslé roztoky. Neutrálne roztoky majú hodnotu pH = 7, zásadité roztoky od 7 - 14. Podľa hodnoty pH a nadbytku iónov v roztoku rozlišujeme neutrálne, kyslé a zásadité roztoky:

• [H3O+] > [OH-] - kyslé
• [H3O+] = [OH-] - neutrálne
• [H3O+] < [OH-] - zásadité

Neutralizácia:

Neutralizácia je chemická reakcia, kedy reaguje kyselina a zásada. Príklady:

• Reakciou kyselinotvorného oxidu s hydroxidom: CO2 + Ca(OH)2 = H2O + CaCO3 (uhličitan vápenatý)
• Reakciou hydroxidotvorného oxidu s kyselinou: CaO + 2HNO3 = H2O + Ca(NO3)2 (dusičnan vápenatý)

Medzi významné soli patria halogenidy, sulfidy, dusičnany, sírany, uhličitany a fosforečnany.

Hydrolýza solí:

Hydrolýza solí je protolytická reakcia iónov solí s vodou. Pri rozpúšťaní solí vo vode dochádza k ich ionizácii. Vo všeobecnosti platí, že pri disociácii silnej kyseliny vzniká slabo zásaditý anión, zatiaľ čo pri disociácii slabej kyseliny vzniká silne zásaditý anión. Podobne, pri disociácii silnej zásady vzniká slabo kyslý katión, zatiaľ čo pri disociácii slabej zásady vzniká silnekyslý katión. Hydrolýze nepodliehajú slabo kyslé katióny ani slabo zásadité anióny.

Prečítajte si tiež: Tehotenstvo a lietanie: Čo potrebujete vedieť

Pri hydrolýze solí môžu nastať tieto štyri prípady:

1. Hydrolýza soli so slabo kyslým katiónom a so slabo zásaditým aniónom: Keďže tieto nepodliehajú hydrolýze, s vodou nereagujú a výsledný roztok bude neutrálny (napr. K2SO4).
2. Hydrolýza soli so silnekyslým katiónom a so slabo zásaditým aniónom: Silne kyslý katión (označme ho M+) podlieha hydrolýze, slabo zásaditý anión s vodou nereaguje: M+ + 2H2O → MOH + …, koncentrácia sa zvyšuje, výsledný roztok bude kyslý.
3. Hydrolýza soli so slabo kyslým katiónom a so silne zásaditým aniónom: Slabo kyslý katión s vodou nereaguje, silne zásaditý anión (označme ho B-) podlieha hydrolýze: B- + 2H2O → HB + …, koncentrácia sa zvyšuje, výsledný roztok bude zásaditý (napr. Na2CO3, KCN).
4. Hydrolýza soli so silnekyslým katiónom a so silne zásaditým aniónom: Oba podliehajú hydrolýze, výslednú reakciu určuje ión s vyššou hodnotou disociačnej konštanty (napr. NH4ClO, CH3COONH4).

Redoxné reakcie

Pri redoxných reakciách dochádza k výmene elektrónov. Každá redoxná reakcia je zložená z dvoch čiastkových reakcií (čiastkových dejov) a to z oxidácie a redukcie. Tieto deje prebiehajú súčasne.

Oxidačné číslo prvku:

Oxidačné číslo prvku v zlúčeninách sa rovná náboju, ktorý by atóm prvku získal pri úplnej polarizácii všetkých svojich väzieb v molekule alebo ióne. Náboj získame, ak elektróny v každej väzbe priradíme elektronegatívnejšiemu z väzbových atómov.

Oxidácia:

Pri oxidácii východisková látka odovzdáva elektróny (zvyšuje svoje oxidačné číslo). Napríklad:

Zn0 - 2e- → ZnII

Atóm zinku (Zn) odovzdal 2 valenčné elektróny, pôvodné oxidačné číslo 0 sa zmenilo (zväčšilo) na oxidačné číslo +II - došlo k oxidácii. Oxidačné číslo sa zvýšilo o 2, pretože zinok odovzdal 2 elektróny. Z toho vyplýva, že oxidačné číslo pri oxidácii sa zvyšuje v závislosti od počtu odovzdaných elektrónov.

Redukcia:

Pri redukcii východisková látka príjima elektróny (znižuje svoje oxidačné číslo). Napríklad:

S0 + 2e- → S-II

Oxidačné číslo sa pri redukcii zmenšuje v závislosti od počtu prijatých elektrónov, podobne ako sa pri oxidácii zvyšuje v závislosti od počtu odovzdaných elektrónov. Atóm síry prijal dva elektróny, pôvodné oxidačné číslo 0 sa zmenšilo na -II došlo k redukcii, teda oxidačné číslo pri redukcii sa znižuje v závislosti od počtu prijatých elektrónov.

V redoxných reakciách platí pravidlo, že počet odovzdaných elektrónov sa musí rovnať počtu elektrónov prijatých. Redukcia a oxidácia prebiehajú vždy súčasne (naraz) a sú vzájomne prepojené. Vždy, keď prebehne oxidácia (redukcia), prebehne aj redukcia (oxidácia).

Redukovadlo je látka, ktorá sa sama oxiduje (odovzdáva elektróny). Spôsobuje redukciu inej látky (oxidovadla). Oxidovadlo je látka, ktorá sa sama redukuje - to znamená, že prijíma elektróny. Spôsobuje oxidáciu inej látky (redukovadla).

Elektrochemický rad napätia kovov (ECHRNK)

Elektrochemický rad napätia kovov (tiež nazývaný Becketov rad) vzniká tak, že kov ponoríme do roztoku jeho solí. Medzi kovom a roztokom sa vytvorí elektrochemické napätie. Toto napätie vyjadruje „ochotu“ elektródy kovu prijímať elektróny. Napätie nám zároveň určuje redukčné vlastnosti daného kovu. Ak usporiadame kovy podľa ich elektrochemických napätí, dostaneme elektrochemický rad napätia kovov. Ušľachtilé kovy, ktoré reagujú len so silnými oxidačnými kyselinami, nevytvárajú vodík. Napríklad:

Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO2 + H2O

Poloha prvku určuje jeho redukčné schopnosti a každý prvok dokáže redukovať len tie katióny kovov, ktoré sú od neho vpravo. Napríklad:

Zn + FeSO4 → ZnSO4 + Fe

Redoxné reakcie sú charakterizované rovnovážnou konštantou, táto konštanta je tým väčšia, čím sú prvky ďalej od seba. Rovnováha v redoxných reakciách V redoxnej reakcií v uzavretej sústave sa podobne ako pri iných reakciách ustáli chemická rovnováha dynamického charakteru. Túto rovnováhu charakterizuje rovnovážna konštanta, ktorej hodnota závisí od teploty a od redukčných vlastnosti reagujúcej látky.

Redoxné reakcie sa využívajú pri výrobe niektorých kovov a ako zdroj elektrického prúdu.

Galvanický článok

Galvanický článok je zdrojom jednosmerného napätia, ktorý funguje na princípe spontánnych redoxných dejov. Skladá sa z dvoch polo článkov, z ktorých každý obsahuje elektródu ponorenú do roztoku elektrolytu. Elektródy - Katóda (kladná) a Anóda (záporná) sú obyčajne z rôznych kovov a sú vodivo spojené.

Ak ponoríme kovovú elektródu do vodného roztoku soli toho istého kovu, dochádza k redoxnému deju, pri ktorom z anódy vystupuje do roztoku ďalší ión kovu, Zn - 2é → ZnII, roztok sa nabíja kladne a elektróda záporne, na anóde prebieha oxidácia. Zároveň sa z roztoku na katódu vylučuje kov, napr. Na rozhraní kovu a roztoku vzniká tenká vrstva - elektródová dvojvrstva, nachádza sa tu elektrické pole, medzi kovom a roztokom je elektromotorické napätie Ak elektródy vodivo spojíme, prechádzajú vodičom elektróny uvoľnené zo zinkovej elektródy na medenú elektródu (kde reagujú s CuII iónmi) a vzniká elektrický prúd.

Elektrolýza

Elektrolýza je elektrochemický dej vyvolaný účinkom jednosmerného prúdu, prechádzajúceho roztokom alebo taveninou elektrolytu, dochádza pri ňom k látkovým zmenám. Zariadenie pozostáva z elektrolytu a dvoch elektród - zápornej Katódy a kladnej Anódy. Tavenina alebo roztok elektrolytu obsahuje voľne pohyblivé ióny vykonávajúce neusporiadaný pohyb, ktoré sú schopné prenášať elektrický náboj, napr. tavenina NaCl obsahuje Na+ a Cl-. Elektrolytická vodivosť je schopnosť iónov prenášať elektrický náboj.

Zrážacie reakcie

Zrážacia reakcia je chemická reakcia, pri ktorej z reaktantov vzniká produkt, ktorý je málo rozpustný. Tento produkt nazývame zrazenina. Zrážacie reakcie nazývame aj vylučovacie reakcie.

Mechanizmus zrážania:

Pri reakcii katiónov látky A a aniónov látky B (A+ + B-) dochádza najprv k vzniku nasýteného roztoku látky AB, z ktorého sa postupným pridávaním zrážadla vylúči málo rozpustná látka AB (zrazenina). To znamená, že z nasýteného roztoku sa okamžite vylučuje zrazenina. Vzniknutá zrazenina sa v danom roztoku nerozpúšťa.

Príklady:

1. Reakcia jodidu draselného s dusičnanom olovnatým:

Pb(NO3)2 + 2 KI ↔ PbI2 + 2 KNO3

Iónový zápis chemickej reakcie (iónová rovnica) uvádza ióny reaktantov a ióny produktu (alebo poprípade ióny produkty), ktoré z reaktantov vznikajú.

2. Chemická reakcia Na2SO4 (síranu sodného) a BaCl2 (roztoku chloridu bárnatého).

Súčin rozpustnosti látok:

Súčin rozpustnosti látok je konštanta, ktorá kvantitatívne charakterizuje rovnováhu medzi zrazeninou a jej iónmi v nasýtenom roztoku. Označujeme ju Ks.

Všeobecne:

AmBn ↔ mAn+(aq) + nBm-(aq)

vyjadrenie vzťahu pre Ks:

Ks = [An+]m . [Bm-]n

Kde:

• [An+] - rovnovážna koncentrácia iónov An+
• [Bm-] - rovnovážna koncentrácia iónov Bm-

[An+] a [Bm-] sú pri danej teplote konštantné, ich číselná hodnota závisí od teploty. Konštanta charakterizuje málo rozpustné látky. Hodnota závisí od teploty. Čím je hodnota súčinu rozpustnosti väčšia, tým je rozpustnosť látky pri danej teplote väčšia. Hodnoty súčinov rozpustnosti látok sa uvádzajú v chemických tabuľkách, napríklad Ks (BaSO4) = 1. 10-10, pri t = 25°C. Ks (BaSO4)= [Ba2+] . [SO42-].

Komplexotvorné reakcie

Koordinačná zlúčenina je zložený systém - centrálny atóm je obklopený donornými atómami ligandov v počte prevyšujúcom jeho oxidačný stupeň. To znamená, že koordinačné číslo centrálneho atómu prevyšuje jeho oxidačný stupeň.

Koordinačná väzba:

Koordinačná (donorno- akceptroná väzba) - spočíva na nasledovnom princípe:

• DONOR - darca, ktorý poskytuje oba elektróny potrebné na vytvorenie väzby
• AKCEPTOR - príjemca - druhý atóm, ktorý disponuje voľným orbitálom a vďaka tomu môže prijať oba elektróny.

Príklad: Dusík v molekule amoniaku disponuje neväzbovým elektrónovým párom. Vodíkový katión má s orbitál bez elektrónov - voľný orbitál môže prijať elektróny. Dusík poskytuje elektróny a vodík poskytuje voľný orbitál - vzniká amónny katión.

Centrálny atóm v koordinačnej zlúčenine je obvykle katión, ale niekedy to môže byť aj neutrálny atóm kovového prvku (najčastejšie sú to atómy prechodných prvkov, ktoré majú voľné d orbitály vhodnej symetrie). Takýto kovový prvok disponuje voľnými orbitálmi, ktoré sú vhodné na vytvorenie koordinačnej väzby. Ligandy sú častice, najčastejšie anióny, alebo neutrálne molekuly, ktoré obsahujú voľný elektrónový pár. V komplexe sú donormi elektrónových párov a sú koordinované na centrálny atóm. Koordinačné číslo udáva počet ligandov, ktoré sa viažu na centrálny atóm. Príklad ligandu: ammin (NH3).

Význam a použitie koordinačných zlúčenín:

Komplexné zlúčeniny sa často využívajú v analytickej chémii, napríklad pri stanovovaní a identifikácii kovov. Napríklad stanovenie Fe2+ alebo Fe3+ prebieha nasledovne: Použijú sa komplexné anióny [FeIII(CN)6]3- respektíve [FeII(CN)6]4-. Pri dôkazovej reakcii (za prítomnosti Fe2+ alebo Fe3+ a pri použití nadbytku skúmadla) vzniká intenzívne modrosfarbený roztok alebo zrazenina (berlínska modrá). Na stanovenie Ni2+ sa používa dimetylglyoxím (chelatotvorné skúmadlo). Vzniká jasnočervená zrazenina. V medicíne sa využívajú napríklad chelátotvorné činidlá pri akútnych otravách soľami kovov (katióny Pb, Cu, Cd, Co, Hg alebo Ni) na ich odstránenie z organizmu. Komplexné zlúčeniny s komplexným aniónom a komplexným katiónom. Názov je zložený z dvoch slov: z podstatného mena - je tvorené z názvu komplexného aniónu. Zahŕňa názov centrálneho atómu a názvy a počet ligandov. Obsahuje príponu - an. Z prídavného mena - je tvorené z názvu komplexného katiónu.

tags: #beketov #rad #napatia #kovov #vyznam