66. Olimpiada Chemiczna – kilka zagadnień : część I

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}

  NH_{3}    NH_{4}^{+}  OH^{-}
stężenie na

początku reakcji

       c            0        0
stężenie w równowadze

(,,na końcu reakcji”)

      c - x            x         x

 

  • 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).

Q   oraz  K    \frac{Q}{K} ln \  \frac{Q}{K} \Delta G_{r}   Samorzutność
Q < K \frac{Q}{K} < 1 ln \  \frac{Q}{K} < 0 \Delta G_{r} < 0            Tak
Q > K \frac{Q}{K} > 1 ln \  \frac{Q}{K} > 0 \Delta G_{r} > 0            Nie
Q = K \frac{Q}{K} = 1 ln \  \frac{Q}{K} = 0 \Delta G_{r} = 0   Pytanie do czytelnika – co wtedy???

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). 

5 myśli w temacie “66. Olimpiada Chemiczna – kilka zagadnień : część I”

  1. czy na entalpię swobodną są dwa wzory? Tutaj Podałeś
    G=RT*ln(Q/T)
    ale ja kojarzę też:
    G=H – T*S
    czy to o tą samą entalpię chodzi?

Leave a Reply