66. Olimpiada Chemiczna – kilka przydatnych zagadnień : część I

*Krótkim słowem wstępu – miejsca na pakiet platynowy (sprawdź ofertę : link) już się kończą. W razie pytań (dużo osób nie do końca rozumie jak działa ten interaktywny kurs) proszę śmiało pisać do mnie na facebooku, z chęcią odpowiem na pytania.

Chemia analityczna – zadanie A1 (link)

W zadaniu z chemii analitycznej mamy ,,tylko” rozpuszczalność, ale moim zdaniem trzeba być odważnym, żeby przygotować się ,,tylko” na to. Z perspektywy autora naprawdę nie trzeba się wiele natrudzić, żeby połączyć te dwa aspekty.

A tegoroczny folder wstępny jest podejrzanie krótki, co też skłania do przemyśleń…

Na jednej z edycji połączono rozpuszczalność z obecnością buforu \(NH_{3} + NH_{4}Cl \) , a podstawą zrozumienia tego jest znajomość obliczeń słabej zasady, co możesz zobaczyć w poniższej tabelce (jeden z tabelkowych algorytmów obecnych w kursie z chemii fizycznej oraz analitycznej).

4.  (Tabelkowe algorytmy) Słaba zasada, na przykład amoniak :

\(NH_{3} + H_{2}O \rightleftharpoons NH_{4}^{+} + OH^{-} \)

\(\displaystyle K_{b} = \frac{[NH_{4}^{+}] \cdot [OH^{-}]}{[NH_{3}]} \)

Dysocjacja amoniaku opisana jest oczywiście stałą zasadową :  \(K_{b} \)

• stężenie jonów hydroksylowych wynosi zatem :  \([OH^{-}] = x \)
  • tyle samo wynosi stężenie jonów  \(NH_{4}^{+} \)  –  widzimy wszystko w tabelce.
• odczyn roztworu wynosi :  \(pOH = -log \ [OH^{-}] = -log \ x  \)  i następnie   \(pH = 14 – pOH  \)
  • aby to obliczyć, będziemy potrzebować wartości stałej dysocjacji, w przypadku słabej zasady jest to stała zasadowa :  \(\displaystyle K_{b} = \frac{[NH_{4}^{+}] \cdot [OH^{-}]}{[NH_{3}]} \)
  •      i używając symboli z tabelki można to zapisać jako :  \(\displaystyle K_{b} = \frac{x \cdot x}{c – x}= \frac{ x^{2}}{c – x}  \)
    • gdy spełniony jest warunek  \(\frac{c}{K_{b}} \geq 400 \)  wyrażenie to upraszcza się do postaci :  \(K_{b} = \frac{ x^{2}}{c – x}  \approx \frac{x^{2}}{c}  \)
• stopień dysocjacji zasady wynosi :  \(\alpha = \frac{x}{c}  \)
  • zapisując stałą zasadową z użyciem stopnia dysocjacji otrzymamy :  \(\displaystyle K_{b} = \frac{ x^{2}}{c – x} = \frac{\alpha^{2} \cdot c}{1 – \alpha} \)
    • gdy spełniony jest warunek  \(\alpha < 0,05  \)  wówczas wyrażenie to upraszcza się do postaci :   \(K_{b} \approx \alpha^{2} \cdot c  \)

[Komentarz] : jak widzisz w przypadku zasady zmieniają się dwie rzeczy (w porównaniu do kwasu). Po pierwsze, najpierw wyliczamy pOH, a następnie dopiero pH. Po drugie, zmienia się stałą kwasowa  (\(K_{a} \))   na stałą zasadową  (\(K_{b} \))  

A co jeśli zostanie podana wartość  (\(K_{a} \))  lub  \(pK_{a} \) ? Oczywiście korzystamy z omawianej (i wyprowadzanej) zależności : 

\(K_{a} \cdot K_{b} = K_{w} = 10^{-14} \)   lub w postaci zlogarytmowanej :

\(pK_{a} + pK_{b} = 14 \)

Warto teraz zabrać się za to zadanie z poprzedniej olimpiady :  63 edycja, I etap – Zadanie 1

Chemia nieorganiczna – zadanie A2 (link)

Z jednej strony nastawianie się na to, że żelazo będzie na I etapie to niczym oczekiwanie, że na szkolnych lekcjach chemii będziemy robić fajne doświadczenia, to z drugiej strony pierwiastki z bloku d są trudne i jest to argument, który przemawia na jego korzyść. Ale no, nie róbcie żartów i przyszykujcie się też z bloku s oraz p  🙂

• Zadanie z żelazem
  • to jest zadanie, które ułożyłem dla osób szykujących się na II etap, ale ta pierwsza reakcja rozkładu szczawianu to taka na pewno do zapamiętania. I pod koniec zadania jest bardzo ciekawy motyw z niestechiometrycznym tlenkiem żelaza – warto zerknąć.
• Olimpijskie zadanie z żelazem

Chemia fizyczna – zadanie A3  (link)

W Folderze Wstępnym pojawia się reguła przekory, stąd można na zawodach I etapu spodziewać się pytań o kierunek reakcji (samorzutność reakcji). Moim zdaniem warto zwrócić uwagę na iloraz reakcji – w tym celu można zerknąć na to zadanie :  62 edycja, I etap : Zadanie 1 – podpunkt  f)  oraz  h)

*Tabelka podsumowująca samorzutność reakcji cz. 2

Gwiazdka (*) oznacza, że jest to temat dla chętnych, aczkolwiek jeśli do tej pory wyrabiasz się z materiałem zawartym w kursie, to gorąco zachęcam do analizy tej tabelki.

Cała tabelka jest absolutnie zrozumiała na podstawie wzoru :  \(\Delta G_{r} = RT \ ln \ \frac{Q}{K} \)

Powyższe symbole zostały już wcześniej w kursie z chemii fizycznej, ale przypomnijmy sobie to jeszcze raz :

\(\Delta G_{r} \)  to entalpia swobodna danej reakcji (stąd symbol ,,r” , ale często się go pomija), a więc wielkość, która mówi nam o tym, w którą stronę idzie reakcja. Mówiąc też inaczej, wartość entalpii swobodnej wskazuje na to czy reakcja zachodzi w prawo czy w lewo. 

• Jeśli reakcja idzie w prawo, to określa się to też jako reakcję samorzutną/spontaniczną/samoistną – te trzy słówka pojawiają się na OlChemie i warto je skojarzyć właśnie z entalpią swobodną. Pytanie na zawodach może brzmieć – oceń, czy dana reakcja jest spontaniczna, co jest kodem na : ,,Oblicz entalpię swobodną”.
• Kolejna rzecz, która od dzisiaj powinna już Wam kojarzyć się z entalpią swobodną to trwałość termodynamiczna. Myślę, że definicja jest tutaj łatwa, bo jest intuicyjna – związek jest trwały termodynamicznie jeśli w danych warunkach się nie rozpada. Przykładowo, można rozpatrywać reakcję syntezy amoniaku – jeśli na podstawie entalpii swobodnej oceniliśmy, że reakcja idzie w stronę syntezy amoniaku (a nie jego rozpadu na pierwiastki, czyli w lewo), to w takim razie amoniak jest trwały termodynamicznie.
  • Typowo też pytają o to w kontekście małych organicznych pierścieni, np. cyklopropanu, który ze względu na swoje naprężenie jest nietrwały termodynamicznie.

\(R  \)  to stała gazowa, znana Wam już pewnie z równania Clapeyrona. Wynosi ona  \(\displaystyle R = 8,314 \ \frac{J}{mol \cdot K} \)

\(Q \)  to iloraz reakcji, czyli tak naprawdę to samo co stała równowagi (oblicza się go w identyczny sposób), różnica jest taka, że iloraz reakcji dotyczy dowolnego momentu reakcji, natomiast stała równowagi odnosi się tylko do momentu równowagi, a więc sytuacji,  w której szybkość reakcji w prawo równa się szybkości reakcji w lewo.

\(K \)  to stała równowagi. 

Wróćmy jeszcze raz do naszego wzoru :

\(\Delta G_{r} = RT \ ln \ \frac{Q}{K} \)

Z kursu pamiętamy, że w sytuacji gdy :

• \(\Delta G_{r} < 0 \)  to reakcja idzie w prawo (jest samorzutna), co oczywiście można łatwo udowodnić na mocy wzoru  \(\Delta G = – RT \ ln \ K \)  , co przerabialiśmy już w zadaniach na kursie. 
  • bardzo łatwo udowodnić, że gdy  \(\Delta G_{r} <0 \)  to  \(Q < K \) . Jak to zrobić? Wystarczy podstawowa znajomość logarytmów. Bo jeśli  \(Q < K \)  to ułamek  \(\frac{Q}{K} < 1 \) , a przecież logarytm z liczby mniejszej od jeden jest ujemny. I teraz po kolei :
    • Patrzymy na wzór :  \(\Delta G_{r} = RT \ ln \ \frac{Q}{K} \)
    • \(R \)  jest dodatnie,  \(T \)  też jest dodatnie (bo jest w Kelwinach) i przed chwilą udowodniliśmy, że  \(ln \  \frac{Q}{K} < 0 \) , w takim razie faktycznie entalpia swobodna będzie ujemna = reakcja idzie w prawo (jest samorzutna). 

Wszystko jest zebrane w tabelce – oczywiście samemu należy sobie to wszystko poprzeliczać i poudowadniać (zachęcam do wstawiania własnych, przykładowych liczb oraz przerobienie też tego ogólnie, tak jak jest to w tabeli).

Jeżeli chcesz poćwiczyć ten wzór w praktyce to masz tu piękne, edukacyjne zadanie : 

Zadanie 5B – przewidywanie kierunku reakcji cz.2 (podpunkt a1, a2 oraz a3).