DYSOCJACJA ELEKTROLITYCZNA, ph ROZTWORU

Save this PDF as:
 WORD  PNG  TXT  JPG

Wielkość: px
Rozpocząć pokaz od strony:

Download "DYSOCJACJA ELEKTROLITYCZNA, ph ROZTWORU"

Transkrypt

1 DYSOCJACJA ELEKTROLITYCZNA, ph ROZTWORU WSTĘP TEORETYCZNY Dysocjacja elektrolityczna Substancje, które rozpuszczając się w wodzie lub innym rozpuszczalniku polarnym rozpadają się na jony dodatnie i ujemne, czyli ulegają dysocjacji elektrolitycznej, nazywane są elektrolitami. Dysocjacja elektrolityczna jest procesem rozpadu substancji na jony pod wpływem rozpuszczalnika. Elektrolitami są substancje o budowie jonowej oraz cząsteczki o wiązaniach kowalencyjnych spolaryzowanych. Mechanizm dysocjacji cząsteczek o budowie jonowej (większość soli, wodorotlenki litowców i berylowców) polega na uwalnianiu jonów z sieci krystalicznej pod wpływem cząsteczek rozpuszczalnika. W roztworach wodnych substancje o budowie jonowej są całkowicie zdysocjowane na jony. Rozpuszczanie elektrolitów jest możliwe tylko wówczas, gdy energia oddziaływań pomiędzy cząsteczkami substancji rozpuszczanej i cząsteczkami rozpuszczalnika jest wyższa niż energia oddziaływań pomiędzy cząsteczkami substancji rozpuszczanej w stanie stałym. W czasie rozpuszczania muszą zostać pokonane siły przyciągania jonów w sieci krystalicznej oraz siły spójności działające między cząsteczkami rozpuszczalnika. Związki, w których występują wiązania kowalencyjne ulegają dysocjacji wówczas, gdy posiadają one wiązania silnie spolaryzowane. Pod wpływem polarnego rozpuszczalnika następuje wzrost polaryzacji takich wiązań w cząsteczce, a następnie ich rozerwanie z utworzeniem się oddzielnych jonów. W roztworach tej grupy związków ustala się określona równowaga pomiędzy jonami a cząsteczkami, które nie uległy dysocjacji. Substancje mające bardzo silnie spolaryzowane wiązania ulegają dysocjacji prawie całkowicie (np. HCI, HNO 3 ), natomiast te, które mają. wiązania słabo spolaryzowane (np. H 2 S, HCN) ulegają rozpadowi na jony tylko częściowo. Powstałe jony są zawsze otoczone cząsteczkami rozpuszczalnika, tj. ulegają solwatacji. Jeżeli rozpuszczalnikiem jest woda, proces ten nazywany jest hydratacją. W roztworach wodnych jony metali występują w postaci akwakompleksów Me(H 2 O)n q+. Jon wodorowy z cząsteczkami wody tworzy jon oksoniowy H 3 O +. W równaniach chemicznych najczęściej zapisywane są jednak uproszczone formy jonów: Me q+ (lub Me q+ aq) oraz H +. Obecność jonów powoduje, że roztwory elektrolitów przewodzą prąd elektryczny. Roztwory wodne elektrolitów to głównie roztwory kwasów, zasad i soli. Na właściwości jonów i cząsteczek w roztworze wodnym mają wpływ m.in. temperatura, inne jony lub cząsteczki, ich ładunki i stężenia. Wskutek wzajemnego przyciągania się różnoimiennych jonów, hydratacji oraz tworzenia się par jonowych, elektrolit zachowuje się tak, jakby jego stężenie było mniejsze od rzeczywistego. Równania dysocjacji elektrolitycznej dla wybranych elektrolitów można przedstawić następująco: HCl H + + Cl - KOH K + + OH - Na 2 SO 4 2Na SO 4 1

2 Kwasy wieloprotonowe oraz zasady wielowodorotlenowe dysocjują stopniowo. Dla przykładu dysocjacja kwasu fosforowego (V) zachodzi zgodnie z równaniami: H 3 PO 4 H + + H 2 PO 4 - H 2 PO 4 - H + + HPO 4 2- HPO 4 2- H + + PO 4 3- I stopień II stopień III stopień Strzałki skierowane w przeciwnych kierunkach oznaczają częściową dysocjację elektrolitu słabego lub średniej mocy, natomiast strzałka skierowana w prawo oznacza całkowitą dysocjację elektrolitu mocnego. We wszystkich wypadkach wielostopniowej dysocjacji kwasów lub zasad najłatwiej przebiega dysocjacja na I stopniu, trudniej na drugim i najtrudniej na dalszych. Jest to spowodowane tym, że w pierwszym etapie jon wodorowy oddysocjowuje od cząsteczki elektrycznie obojętnej, natomiast w drugim etapie i dalszych musi oddysocjowywać od cząsteczek (jonów) naładowanych ujemnie, co jest znacznie trudniejsze. Dysocjację elektrolityczną charakteryzują dwie wielkości: stopień dysocjacji α oraz stała dysocjacji K. Stopień dysocjacji (α) jest to stosunek liczności tej części elektrolitu, która uległa dysocjacji (n ) do całkowitej liczności elektrolitu w roztworze (n 0 ): n' α = lub n 0 α = c' c 0 gdzie: c stężenie jonów powstałych w wyniku dysocjacji, c 0 całkowite stężenie elektrolitu. Tabela 1. Wartość stopnia dysocjacji wybranych elektrolitów: 2

3 Stopień dysocjacji może przyjmować wartości w zakresie 0 < α 1. Zależy od rodzaju elektrolitu, właściwości rozpuszczalnika, stężenia roztworu, obecności innych elektrolitów (szczególnie zawierających jony wspólne z jonami elektrolitu badanego) oraz temperatury. Elektrolity w roztworach wodnych mogą ulegać dysocjacji całkowicie (n = n 0 ) lub częściowo (n' < n 0 ). Z wielkością stopnia dysocjacji wiąże się pojęcie mocy kwasu lub zasady. Elektrolity można zatem podzielić na: mocne, średniej mocy i słabe. Elektrolity mocne są w roztworach wodnych, niezależnie od stężenia, całkowicie zdysocjowane na jony, czyli ich stopień dysocjacji jest praktycznie równy jedności. Należą do nich wszystkie sole, kwas solny, kwas bromowodorowy, kwas azotowy(v), kwas chlorowy(vii), kwas siarkowy(vi), wodorotlenki litowców (NaOH, KOH). Elektrolity, dla których w roztworze wodnym o stężeniu równym 0,1 mol/dm 3 stopień dysocjacji α 0,03 nazywamy elektrolitami słabymi. Należą do nich między innymi: kwas azotowy(lll), kwas węglowy(iv), kwas cyjanowodorowy, kwas octowy, wodny roztwór amoniaku, wodorotlenki metali ciężkich. Pozostałe elektrolity zaliczane są do elektrolitów średniej mocy. Należą do nich: kwas flourowodorowy, kwas fosforowy(v), kwas siarkowy(iv). Dysocjacja elektrolityczna elektrolitów słabych i średniej mocy w wodzie jest reakcją równowagową. W roztworze ustala się równowaga między jonami i cząsteczkami niezdysocjowanymi. Stała dysocjacji K (dla reakcji AB A + + B - ), nazywana również stałą równowagi, zgodnie z prawem działania mas wyraża stosunek iloczynu stężeń jonów, na które rozpada się dany elektrolit do stężenia cząsteczek niezdysocjowanych w stanie równowagi: + [ A ][ B ] K = [ AB] gdzie [A + ],[B - ],[AB] oznaczają wartości liczbowe stężeń molowych jonów i cząsteczek niezdysocjowanych w stanie równowagi. Stała dysocjacji nie zależy od stężenia elektrolitu lecz od temperatury i rodzaju rozpuszczalnika. Jest wielkością bezwymiarową. Wartość liczbowa stałej określa moc elektrolitu. Elektrolity o stałych dysocjacji K rzędu nazywa się potocznie elektrolitami średniej mocy, a charakteryzujące się mniejszymi wartościami od 10-4 elektrolitami słabymi. Ze wzoru definiującego stałą dysocjacji wynika, że jeśli zwiększy się stężenie jednego z jonów, to dla zachowania stałej wartości całego wyrażenia musi się zmniejszyć stężenie drugiego jonu lub zwiększyć stężenie cząsteczek niezdysocjowanych. W rzeczywistości zachodzą oba te procesy. Zwiększenie stężenia cząsteczek niezdysocjowanych jest równoznaczne ze zmniejszaniem się stężenia jonów, a więc z cofnięciem dysocjacji. W przypadku kwasów wieloprotonowych poszczególne etapy dysocjacji charakteryzują kolejne stałe dysocjacji, przy czym K 1 >> K 2...» K n. Przykładowo dla kwasu węglowego (IV) dysocjującego dwustopniowo: H 2 CO 3 H + + HCO [ H ][ HCO3 ] K1 = [ H CO ] 2 3 3

4 HCO 3 - H + + CO [ H ][ CO3 ] K2 = [ HCO ] 3 Wartości stałych dysocjacji roztworów wodnych wybranych kwasów i roztworu amoniaku podano w tabeli 2. Zależność między stałą dysocjacji, stopniem dysocjacji i stężeniem elektrolitu opisuje prawo rozcieńczeń Ostwalda. Korzystając z definicji stopnia dysocjacji α, stężenie produktów dysocjacji c, ) i cząsteczek niezdysocjowanych (c AB ) w stanie równowagi można wyrazić jako funkcję α i ( + A c B stężenia całkowitego c 0, ([A + ] = [B - ] = c 0 α), a stałą dysocjacji K przedstawić w postaci: + 2 [ A ][ B ] c0αc0α c0α K = = = [ AB] (1 α) c (1 α) 0 W słabych elektrolitach α << 1 i możemy tę wartość pominąć przy przybliżonych obliczeniach wówczas: K = α 2 c 0 stąd α = K c 0 Ponieważ stopień dysocjacji (procent cząsteczek zdysocjowanych) zmienia się wraz z rozcieńczeniem, zatem nie jest on odpowiednim kryterium do klasyfikacji mocy elektrolitów. Wielkością taką jest natomiast stała dysocjacji. Umownie przyjmuje się, że substancje których stała dysocjacji jest mniejsza niż 10-4, określane są jako elektrolity słabe. W niektórych podręcznikach szkolnych ciągle można znaleźć jednak informację, że słabe elektrolity są to substancje, które dysocjują w niewielkim (np. 5%) stopniu. Dla wodnych roztworów elektrolitów będących słabymi kwasami lub zasadami obowiązują, jeszcze inne ograniczenia. Z równania opisującego stan równowagi reakcji dysocjacji: cα 2 + Kα - K = 0, gdzie K = constant wynika, że w miarę rozcieńczania do nieskończoności element cα 2 zbliża się do zera, a stopień dysocjacji (procent dysocjacji) α przybliża się do jedności, tzn. wzrasta do 100%. Pomimo tego substancja taka zaliczana jest do słabych elektrolitów. 4

5 Tabela 2. Wartości stałej dysocjacji wybranych elektrolitów. Podane wartości pk = - log K. Elektrolit Reakcja dysocjacji pk 1 pk 2 pk 3 HNO 2 HNO 2 H NO 2 3,15 H 2 CO 3 H 2 CO 3 H HCO 3 HCO - 3 H CO 3 6,35 10,32 H 2 SO 4 H 3 PO 4 H 2 SO 4 H + + HSO 4 - HSO 4 - H + + SO 4 2-1,99 H 3 PO 4 H + + H 2 PO 4 - H 2 PO 4 - H + + HPO 4 2- HPO 4 2- H + + PO 4 3-2,15 7,18 12,38 HF HF H + + F - 3,18 HIO 3 HIO 3 H IO 3 0,85 H 2 S H 2 S H + + HS - HS - H + + S 2-6,98 12,6 CH 3 COOH CH 3 COOH H + + CH 3 COO - 4,79 NH 4 OH NH 4 OH NH OH - 4,76 Zn(OH) 2 Zn(OH) 2 Zn(OH) + + OH - Zn(OH) + Zn 2+ + OH - 4,99 6,31 Dysocjacja wody, ph roztworu Woda należy do elektrolitów bardzo słabych. Dysocjuje według równania: 2H 2 O H 3 O + + OH - lub dla uproszczenia H 2 O H + + OH - Stała równowagi dysocjacji wody ma postać: + [ H ][ OH K = [ H ] 2 O ] Ponieważ stężenie [H 2 O] w czystej wodzie i w roztworach rozcieńczonych można przyjąć za wielkość stałą (c H2O - 55,4 mol/dm 3 ), stąd iloczyn: K[H 2 O] = K w = [H + ][OH - ] jest zdefiniowany jako iloczyn jonowy wody, gdzie K w jest nazywana stałą jonizacji wody. W czystej wodzie w temperaturze 298K stężenia jonów [H 3 O + ] oraz [OH - ] są jednakowe i wynoszą 10-7 mol/dm 3. Stąd wartość stałej K w w tej temperaturze wynosi Wartość K w zależy od temperatury oraz w nieznacznym stopniu od siły jonowej wody (obecności innych jonów w wodzie). W celu uniknięcia operowania bardzo małymi liczbami stężeń jonów wodorowych [H 3 O + ] bądź wodorotlenowych [OH - ] w postaci wykładniczej, dla wyrażenia stężeń tych jonów w postaci liczb całkowitych wprowadzono pojęcie ph oraz poh zdefiniowanymi jako ujemny logarytm dziesiętny ze stężeń tych jonów: ph = -log[h + ] oraz 5

6 poh = -log[oh - ] Analogicznie do stężenia jonów wodorowych wyrażonych jako ph, stężenie dowolnego jonu J można wyrazić jako: pj = - log[j], Logarytmując obustronnie zależność K w = [H + ][OH - ] i korzystając z definicji ph i poh otrzymuje się wyrażenie na iloczyn jonowy wody w postaci: pk w = ph + poh Wartość pk w = - logk w przy sile jonowej I = 0 w temperaturze 298K = 14,00. Jeżeli jony H + i OH - powstają wyłącznie z dysocjacji wody to [H + ] = [OH - ] = 10-7, czyli ph = poh = 7, co oznacza, że roztwór jest obojętny. Wprowadzenie roztworu kwasu, zasady lub soli hydrolizującej powoduje zmianę położenia równowagi reakcji dysocjacji wody. Mimo to wartość iloczynu jonowego wody nie ulega zmianie. Roztwory, w których stężenie jonów wodorowych [H + ] jest większe od stężenia jonów wodorotlenowych sa kwaśne (ph < 7); w roztworach zasadowych [OH - ] > [H + ] czyli ph >7. Do najczęściej stosowanych metod określania ph należą metoda potencjometryczna i wskaźnikowa. W metodzie potencjometrycznej wykorzystuje się zależność między potencjałem odpowiednich elektrod a stężeniem kationów wodorowych w roztworze. Do pomiaru ph stosuje się przyrządy zwane pehametrami. Ze wskazań pehametru odczytuje się bezpośrednio wartość ph roztworu. W metodzie wskaźnikowej wykorzystuje się zmiany barwy roztworów wskaźników kwasowozasadowych lub papierków wskaźnikowych. Wskaźniki ph Wskaźnikami ph (indykatorami) są związki organiczne, o charakterze słabych kwasów lub zasad, których jony posiadają inne zabarwienie niż cząsteczki niezdysocjowane (zmieniają barwę w zależności od ph roztworu). Po wprowadzeniu wskaźnika do roztworu wodnego następuje jego częściowa dysocjacja i ustala się stan równowagi między jonami i cząsteczkami niezdysocjowanymi. Dysocjację wskaźnika o charakterze kwasu (Hlnd) lub zasady (IndOH) wyrażają równania: HInd H + + Ind - IndOH Ind + + OH W przypadku wskaźnika kwasowego Hlnd wzrost stężenia jonów wodorowych przesuwa równowagę reakcji w lewą stronę, zmniejszając stężenie jonów Ind -, natomiast dodatek jonów OH - przesuwa równowagę w prawo, zmniejszając stężenia cząsteczek niezdysocjowanych. Stała dysocjacji wskaźnika Hlnd wyrażona jest równaniem: K HInd + [ H ][ Ind = [ HInd] ] Barwa roztworu zależy od stosunku stężeń formy zdysocjowanej i niezdysocjowanej wskaźnika. Stosunek ten jest ściśle związany ze stężeniem jonów wodorowych. Jeżeli stężenie jonów wodorowych [H + ] jest równe K HInd, połowa wskaźnika uległa dysocjacji; roztwór ma barwę pośrednią między barwami formy zdysocjowanej. i niezdysocjowanej, Gdy stosunek stężeń [lnd - ]/[Hlnd]> 10 6

7 widoczna jest tylko barwa jonów wskaźnika, natomiast gdy [lnd - ]/[Hlnd] < 0,1 zabarwienie roztworu odpowiada niezdysocjowanej formie wskaźnika. Każdy wskaźnik ma określony przedział ph (zakres czułości wskaźnika ph), w którym zachodzą widoczne zmiany barwy roztworu. Zakres ten zależy od jego stałej dysocjacji. Zakres zmiany barwy obejmuje najczęściej ok. 2 jednostki ph (~ pk ± 1). W tabeli 3 podano barwy częściej stosowanych wskaźników. Tabela 3. Zakres zmiany barwy wybranych wskaźników ph. Wskaźnik pk Zakres czułości wskaźnika Barwa w roztworze o ph ph < ph ph = ph ph > ph Błękit tymolowy 1,6 1,2-2,8 czerwona pomarańczowa żółta Oranż metylowy 3,4 3,1 4,4 czerwona pomarańczowa żółta Czerwień metylowa 5,0 4,2 6,2 czerwona pomarańczowa żółta Błękit bromotymolowy 7,1 6,6 7,6 żółta zielona niebieska Lakmus 6,0 5,0 8,0 czerwona fioletowa niebieska Czerwień krezolowa 8,1 7,2 8,8 żółta pomarańczowa czerwona Fenoloftaleina 9,4 8,3 10,0 bezbarwna różowa purpurowoczerwona Oprócz roztworów wskaźników, do określania ph można stosować papierki wskaźnikowe, czyli paski bibuły nasyconej odpowiednimi wskaźnikami. Mogą zawierać one jeden wskaźnik, jak np. papierki lakmusowe lub być nasycone mieszaniną wskaźników tak dobranych, że barwa papierków zmienia się przechodząc przez różne zabarwienia w szerokim zakresie ph. Papierki wskaźnikowe mogą być stosowane tylko razem z załączoną wzorcową skalą barw. Porównując zabarwienie, zwilżonego badanym roztworem, papierka wskaźnikowego z skalą barw odczytujemy orientacyjne wartości ph (Ryc. 1). 7

8 Ryc.1. Skala barw papierka wskaźnikowego oraz barwy najczęściej stosowanych wskaźników ph. Wskaźnikami ph mogą być również naturalne barwniki zawarte w roślinach. Barwniki większości kwiatów i warzyw są najczęściej antocyjanami lub flawonoidami. Jest to grupa związków organicznych występujących w soku komórkowym roślin, których barwa zależy od ph środowiska w którym zawarty jest określony barwnik. Najbardziej znane są właściwości barwników z liści czerwonej kapusty. Mieszanina barwników zawartych w czerwonej kapuście (grupa antocyjanin o różnej budowie strukturalnej) ma wyjątkowo szeroki zakres zmiany barwy (od czerwonego przy ph < 3, przez fioletowy, niebieski, zielony do żółtego przy ph > 13). Natomiast pochodne taniny zawarte w ekstrakcie z herbaty charakteryzują się tylko jasnożółtym zabarwieniem w środowisku kwaśnym, a brunatnym w środowisku zasadowym. Literatura: A. Bielański, Podstawy chemii nieorganicznej, PWN, Warszawa I.Barycka, K.Skudlarski, Podstawy chemii,. Oficyna Wydawnicza Pol. Wr.. Wrocław T.Lipiec, Z.S.Szmal, Chemia analityczna z elementami analizy instrumentalnej, PZWL, Warszawa A. Jabłoński. T.Palewski, L.Pawlak, W.Walkowiak, B.Wróbel, B.Ziółek, W.Żyrnicki, Obliczenia w chemii nieorganicznej, Oficyna Wydawnicza P.Wr., Wrocław

9 OPIS DOŚWIADCZEŃ Ćwiczenie 1. Określenie mocy elektrolitu i jego ph na podstawie zabarwienia papierków wskaźnikowych. Odczynniki i przybory laboratoryjne: Opis ćwiczenia: 0,1 M kwas solny (HCl) 0,1 M kwas octowy (CH 3 COOH) 0,1 M wodny roztwór wody amoniakalnej (NH 4 OH) 0,1 M wodorotlenek sodu (NaOH) 0,1 M chlorek amonu (NH 4 Cl) probówki w statywie papierki wskaźnikowe. Do pięciu ponumerowanych probówek dodać kolejno po 1 ml następujących roztworów: 0,1 M HCI; 0,1 M CH 3 COOH; H 2 O (destylowana); 0,1 M NH 4 OH; 0,1 M NaOH. Przygotować pięć papierków wskaźnikowych. Z każdej probówki pobrać dobrze opłukaną i osuszoną bagietką kropelkę roztworu i zwilżyć nią jeden papierek wskaźnikowy. Analiza doświadczenia i wnioski Porównać obserwowane barwy papierków z barwną skalą ph. Odczytać na skali ph jakim jego wartościom odpowiadają zabarwienia papierków zwilżanych badanymi roztworami. Napisać zachodzące w roztworach reakcje. Wyniki przedstawić w formie tabelki: Roztwór 0,1 M HCl 0,1 M CH 3 COOH H 2 O (destylowana) 0,1 M NH 4 OH 0,1 M NaOH 0,1 M NH 4 Cl Zabarwienie papierka wskaźnikowego Wartość ph odczytana ze skali Ćwiczenie 2. Wskaźniki stosowane w laboratorium chemicznym Odczynniki i przybory laboratoryjne: Opis ćwiczenia: Stężenia jonów i cząsteczek niezdysocjowanych obecnych w roztworze Obliczona wartość ph 0,1 M kwas solny (HCI) 0,1 M wodorotlenek sodu (NaOH) wskaźniki (roztwory): fenoloftaleiny, oranżu metylowego, lakmusu, czerwieni metylowej, błękitu bromotymolowego probówki w statywie Celem ćwiczenia jest określenie wpływu ph na barwę roztworów wskaźników stosowanych w laboratoriach chemicznych. 9

10 Do trzech probówek wlać po 0,5 ml następujących roztworów: 0,1 M HCI; H 2 O (destylowana); 0,1 M NaOH. Do każdej z nich dodać po 2 krople roztworu fenoloftaleiny. Obserwować zabarwienie roztworów. Kolejno dla każdego wskaźnika przygotować roztwory w probówkach z 0,5 ml roztworów: 0,1 M HCI; H 2 O (destylowana); 0,1 M NaOH. Do każdej z probówek dodać po 2 krople wskaźnika: oranżu metylowego, lakmusu, czerwieni metylowej i błękitu bromoty molowego. Zanotować obserwowane barwy roztworów w obecności badanych wskaźników. Wyniki przedstawić w formie tabelki: Wskaźnik Fenoloftaleina Oranż metylowy Lakmus Czerwień metylowa Błękit bromotymolowy Środowisko kwaśne 0,1 M HCl Środowisko obojętne H 2 O (destylowana) Środowisko zasadowe 0,1 M NaOH Ćwiczenie 3. Wpływ wspólnego jonu na stopień dysocjacji roztworu słabego elektrolitu. Odczynniki i przybory laboratoryjne: Opis ćwiczenia: 1,0 M roztwór amoniaku (NH 4 OH) stały chlorek amonu (NH 4 CI) roztwór fenoloftaleiny probówki w statywie Celem doświadczenia jest określenie wpływu jonów NH4+ na położenie stanu równowagi i stopień dysocjacji wodnego roztworu amoniaku Do dwóch probówek wlać po 0,5 ml 1,0 M NH4OH oraz 2 krople fenoloftaleiny. Do jednej z probówek dodawać małymi porcjami (stale mieszając) stały NH4CI. Obserwować zabarwienie wskaźnika w obu probówkach. Analiza doświadczenia i wnioski W którym kierunku nastąpiło przesunięcie położenia równowagi dysocjacji roztworu amoniaku? 10

DYSOCJACJA ELEKTROLITYCZNA, ph ROZTWORU

DYSOCJACJA ELEKTROLITYCZNA, ph ROZTWORU DYSOCJACJA ELEKTROLITYCZNA, ph ROZTWORU WSTĘP TEORETYCZNY Dysocjacja elektrolityczna Substancje, które rozpuszczając się w wodzie lub innym rozpuszczalniku polarnym rozpadają się na jony dodatnie i ujemne,

Bardziej szczegółowo

roztwory elektrolitów KWASY i ZASADY

roztwory elektrolitów KWASY i ZASADY roztwory elektrolitów KWASY i ZASADY nieelektrolit słaby elektrolit mocny elektrolit Przewodnictwo właściwe elektrolitów < 10-2 Ω -1 m -1 dla metali 10 6-10 8 Ω -1 m -1 Pomiar przewodnictwa elektrycznego

Bardziej szczegółowo

- w nawiasach kwadratowych stężenia molowe.

- w nawiasach kwadratowych stężenia molowe. Cz. VII Dysocjacja jonowa, moc elektrolitów, prawo rozcieńczeń Ostwalda i ph roztworów. 1. Pojęcia i definicja. Dysocjacja elektroniczna (jonowa) to samorzutny rozpad substancji na jony w wodzie lub innych

Bardziej szczegółowo

Temat 7. Równowagi jonowe w roztworach słabych elektrolitów, stała dysocjacji, ph

Temat 7. Równowagi jonowe w roztworach słabych elektrolitów, stała dysocjacji, ph Temat 7. Równowagi jonowe w roztworach słabych elektrolitów, stała dysocjacji, ph Dysocjacja elektrolitów W drugiej połowie XIX wieku szwedzki chemik S.A. Arrhenius doświadczalnie udowodnił, że substancje

Bardziej szczegółowo

WARSZTATY olimpijskie. Co już było: Atomy i elektrony Cząsteczki i wiązania Stechiometria Gazy, termochemia Równowaga chemiczna Kinetyka

WARSZTATY olimpijskie. Co już było: Atomy i elektrony Cząsteczki i wiązania Stechiometria Gazy, termochemia Równowaga chemiczna Kinetyka WARSZTATY olimpijskie Co już było: Atomy i elektrony Cząsteczki i wiązania Stechiometria Gazy, termochemia Równowaga chemiczna inetyka WARSZTATY olimpijskie Co będzie: Data Co robimy 1 XII 2016 wasy i

Bardziej szczegółowo

dla której jest spełniony warunek równowagi: [H + ] [X ] / [HX] = K

dla której jest spełniony warunek równowagi: [H + ] [X ] / [HX] = K RÓWNOWAGI W ROZTWORACH Szwedzki chemik Svante Arrhenius w 1887 roku jako pierwszy wykazał, że procesowi rozpuszczania wielu substancji towarzyszy dysocjacja, czyli rozpad cząsteczek na jony naładowane

Bardziej szczegółowo

RÓWNOWAGI W ROZTWORACH ELEKTROLITÓW

RÓWNOWAGI W ROZTWORACH ELEKTROLITÓW RÓWNOWAGI W ROZTWORACH ELETROLITÓW Opracowanie: dr Jadwiga Zawada, dr inż. rystyna Moskwa, mgr Magdalena Bisztyga 1. Dysocjacja elektrolityczna Substancje, które podczas rozpuszczania w wodzie (lub innych

Bardziej szczegółowo

Opracowała: mgr inż. Ewelina Nowak

Opracowała: mgr inż. Ewelina Nowak Materiały dydaktyczne na zajęcia wyrównawcze z chemii dla studentów pierwszego roku kierunku zamawianego Inżynieria Środowiska w ramach projektu Era inżyniera pewna lokata na przyszłość Opracowała: mgr

Bardziej szczegółowo

STĘŻENIE JONÓW WODOROWYCH. DYSOCJACJA JONOWA. REAKTYWNOŚĆ METALI

STĘŻENIE JONÓW WODOROWYCH. DYSOCJACJA JONOWA. REAKTYWNOŚĆ METALI Ćwiczenie 8 Semestr 2 STĘŻENIE JONÓW WODOROWYCH. DYSOCJACJA JONOWA. REAKTYWNOŚĆ METALI Obowiązujące zagadnienia: Stężenie jonów wodorowych: ph, poh, iloczyn jonowy wody, obliczenia rachunkowe, wskaźniki

Bardziej szczegółowo

HYDROLIZA SOLI. 1. Hydroliza soli mocnej zasady i słabego kwasu. Przykładem jest octan sodu, dla którego reakcja hydrolizy przebiega następująco:

HYDROLIZA SOLI. 1. Hydroliza soli mocnej zasady i słabego kwasu. Przykładem jest octan sodu, dla którego reakcja hydrolizy przebiega następująco: HYDROLIZA SOLI Hydroliza to reakcja chemiczna zachodząca między jonami słabo zdysocjowanej wody i jonami dobrze zdysocjowanej soli słabego kwasu lub słabej zasady. Reakcji hydrolizy mogą ulegać następujące

Bardziej szczegółowo

RÓWNOWAGI KWASOWO-ZASADOWE W ROZTWORACH WODNYCH

RÓWNOWAGI KWASOWO-ZASADOWE W ROZTWORACH WODNYCH RÓWNOWAGI KWASOWO-ZASADOWE W ROZTWORACH WODNYCH Większość reakcji chemicznych (w tym również procesy zachodzące w środowisku naturalnym) przebiegają w roztworach wodnych. Jednym z ważnych typów reakcji

Bardziej szczegółowo

6. ph i ELEKTROLITY. 6. ph i elektrolity

6. ph i ELEKTROLITY. 6. ph i elektrolity 6. ph i ELEKTROLITY 31 6. ph i elektrolity 6.1. Oblicz ph roztworu zawierającego 0,365 g HCl w 1,0 dm 3 roztworu. Odp 2,00 6.2. Oblicz ph 0,0050 molowego roztworu wodorotlenku baru (α = 1,00). Odp. 12,00

Bardziej szczegółowo

Kwas HA i odpowiadająca mu zasada A stanowią sprzężoną parę (podobnie zasada B i kwas BH + ):

Kwas HA i odpowiadająca mu zasada A stanowią sprzężoną parę (podobnie zasada B i kwas BH + ): Spis treści 1 Kwasy i zasady 2 Rola rozpuszczalnika 3 Dysocjacja wody 4 Słabe kwasy i zasady 5 Skala ph 6 Oblicznie ph słabego kwasu 7 Obliczanie ph słabej zasady 8 Przykłady obliczeń 81 Zadanie 1 811

Bardziej szczegółowo

HYDROLIZA SOLI. ROZTWORY BUFOROWE

HYDROLIZA SOLI. ROZTWORY BUFOROWE Ćwiczenie 9 semestr 2 HYDROLIZA SOLI. ROZTWORY BUFOROWE Obowiązujące zagadnienia: Hydroliza soli-anionowa, kationowa, teoria jonowa Arrheniusa, moc kwasów i zasad, równania hydrolizy soli, hydroliza wieloetapowa,

Bardziej szczegółowo

Inżynieria Środowiska

Inżynieria Środowiska ROZTWORY BUFOROWE Roztworami buforowymi nazywamy takie roztwory, w których stężenie jonów wodorowych nie ulega większym zmianom ani pod wpływem rozcieńczania wodą, ani pod wpływem dodatku nieznacznych

Bardziej szczegółowo

Chemia - laboratorium

Chemia - laboratorium Chemia - laboratorium Wydział Geologii, Geofizyki i Ochrony Środowiska Studia stacjonarne, Rok I, Semestr zimowy 2013/14 Dr hab. inż. Tomasz Brylewski e-mail: brylew@agh.edu.pl tel. 12-617-5229 Katedra

Bardziej szczegółowo

ĆWICZENIE NR 4 PEHAMETRIA. Poznanie metod pomiaru odczynu roztworów wodnych kwasów, zasad i soli.

ĆWICZENIE NR 4 PEHAMETRIA. Poznanie metod pomiaru odczynu roztworów wodnych kwasów, zasad i soli. ĆWICZENIE NR 4 PEHAMETRIA Cel ćwiczenia Poznanie metod pomiaru odczynu roztworów wodnych kwasów, zasad i soli. Zakres wymaganych wiadomości 1. Dysocjacja elektrolityczna.. Iloczyn jonowy wody.. Pojęcie

Bardziej szczegółowo

Równowagi jonowe - ph roztworu

Równowagi jonowe - ph roztworu Równowagi jonowe - ph roztworu Kwasy, zasady i sole nazywa się elektrolitami, ponieważ przewodzą prąd elektryczny, zarówno w wodnych roztworach, jak i w stanie stopionym (sole). Nie wszystkie wodne roztwory

Bardziej szczegółowo

Opracowanie: dr Jadwiga Zawada, dr inż. Krystyna Moskwa

Opracowanie: dr Jadwiga Zawada, dr inż. Krystyna Moskwa RÓWNOWAGI W ROZTWORACH ELEKTROLITÓW Opracowanie: dr Jadwiga Zawada, dr inż. Krystyna Moskwa CZĘŚĆ TEORETYCZNA 1. Dysocjacja elektrolityczna Substancje, które podczas rozpuszczania w wodzie (lub innych

Bardziej szczegółowo

Wykład 11 Równowaga kwasowo-zasadowa

Wykład 11 Równowaga kwasowo-zasadowa Wykład 11 Równowaga kwasowo-zasadowa JS Skala ph Skala ph ilościowa skala kwasowości i zasadowości roztworów wodnych związków chemicznych. Skala ta jest oparta na aktywności jonów hydroniowych [H3O+] w

Bardziej szczegółowo

Zmiana barwy wskaźników w roztworach kwaśnych, obojętnych i zasadowych.

Zmiana barwy wskaźników w roztworach kwaśnych, obojętnych i zasadowych. Zmiana barwy wskaźników w roztworach kwaśnych, obojętnych i zasadowych. Doświadczenie1: Poznanie barwy wskaźników w roztworach kwasów, zasad i wody. Wykonanie doświadczenia: Do pięciu probówek wlewamy

Bardziej szczegółowo

POLITECHNIKA POZNAŃSKA ZAKŁAD CHEMII FIZYCZNEJ ĆWICZENIA PRACOWNI CHEMII FIZYCZNEJ

POLITECHNIKA POZNAŃSKA ZAKŁAD CHEMII FIZYCZNEJ ĆWICZENIA PRACOWNI CHEMII FIZYCZNEJ WARTOŚĆ ph ROZTWORÓW WODNYCH WSTĘP 1. Wartość ph wody i roztworów Woda dysocjuje na jon wodorowy i wodorotlenowy: H 2 O H + + OH (1) Stała równowagi tej reakcji, K D : wyraża się wzorem: K D = + [ Η ][

Bardziej szczegółowo

Chemia - B udownictwo WS TiP

Chemia - B udownictwo WS TiP Chemia - B udownictwo WS TiP dysocjacja elektrolityczna, reakcje w roztworach wodnych, ph wykład nr 2b Teoria dys ocjacji jonowej Elektrolity i nieelektrolity Wpływ polarnej budowy cząsteczki wody na proces

Bardziej szczegółowo

Równowaga kwasowo-zasadowa

Równowaga kwasowo-zasadowa Równowaga kwasowo-zasadowa Elektrolity - substancje, które rozpuszczając się w wodzie lub innych rozpuszczalnikach rozpadają się na jony dodatnie i ujemne, czyli ulegają dysocjacji elektrolitycznej Stopień

Bardziej szczegółowo

Odczyn roztworu Skala ph. Piotr Zawadzki i Aleksandra Jarocka

Odczyn roztworu Skala ph. Piotr Zawadzki i Aleksandra Jarocka Odczyn roztworu Skala ph Piotr Zawadzki i Aleksandra Jarocka Wskaźniki a odczyn Ph Wskaźniki, to związki, które w zależności od odczynu roztworu zmieniają barwę. Najczęściej spotykanymi w naszym otoczeniu

Bardziej szczegółowo

RÓWNOWAGI W ROZTWORACH ELEKTROLITÓW.

RÓWNOWAGI W ROZTWORACH ELEKTROLITÓW. RÓWNOWAGI W ROZTWORACH ELEKTROLITÓW. Zagadnienia: Zjawisko dysocjacji: stała i stopień dysocjacji Elektrolity słabe i mocne Efekt wspólnego jonu Reakcje strącania osadów Iloczyn rozpuszczalności Odczynnik

Bardziej szczegółowo

W rozdziale tym omówione będą reakcje związków nieorganicznych w których pierwiastki nie zmieniają stopni utlenienia. Do reakcji tego typu należą:

W rozdziale tym omówione będą reakcje związków nieorganicznych w których pierwiastki nie zmieniają stopni utlenienia. Do reakcji tego typu należą: 221 Reakcje w roztworach Wiele reakcji chemicznych przebiega w roztworach. Jeżeli są to wodne roztwory elektrolitów wtedy faktycznie reagują między sobą jony. Wśród wielu reakcji chemicznych zachodzących

Bardziej szczegółowo

Wodorotlenki. n to liczba grup wodorotlenowych w cząsteczce wodorotlenku (równa wartościowości M)

Wodorotlenki. n to liczba grup wodorotlenowych w cząsteczce wodorotlenku (równa wartościowości M) Wodorotlenki Definicja - Wodorotlenkami nazywamy związki chemiczne, zbudowane z kationu metalu (zazwyczaj) (M) i anionu wodorotlenowego (OH - ) Ogólny wzór wodorotlenków: M(OH) n M oznacza symbol metalu.

Bardziej szczegółowo

SPRAWOZDANIE 2. Data:... Kierunek studiów i nr grupy...

SPRAWOZDANIE 2. Data:... Kierunek studiów i nr grupy... SPRAWOZDANIE 2 Imię i nazwisko:... Data:.... Kierunek studiów i nr grupy..... Doświadczenie 1.1. Wskaźniki ph stosowane w laboratorium chemicznym. Zanotować obserwowane barwy roztworów w obecności badanych

Bardziej szczegółowo

Równowagi w roztworach wodnych

Równowagi w roztworach wodnych Równowagi w roztworach wodnych V 1 A + B = C + D V 2 Szybkości reakcji: v 1 = k 1 c A c B v 2 = k 2 c C c D ogólnie Roztwory, rozpuszczalność, rodzaje stężeń, iloczyn rozpuszczalności Reakcje dysocjacji

Bardziej szczegółowo

ph ROZTWORÓW WODNYCH ph + poh = 14

ph ROZTWORÓW WODNYCH ph + poh = 14 ph ROZTWORÓW WODNYCH ph + poh = 1 ILOCZYN JONOWY WODY, ph H 2 O H + + OH H 2 O + H 2 O H 3 O + + OH W warunkach standardowych (p = 1013,25 hpa, t = 25 o C) K [H 2 O] 2 = 1 10 1 = O + ] [OH ] = K w W czystej

Bardziej szczegółowo

ANALIZA MIARECZKOWA. ALKACYMERIA

ANALIZA MIARECZKOWA. ALKACYMERIA Grażyna Gryglewicz ANALIZA MIARECZKOWA. ALKACYMERIA l. Wiadomości ogólne Analiza miareczkowa jest jedną z ważniejszych metod analizy ilościowej. Metody analizy miareczkowej polegają na oznaczeniu ilości

Bardziej szczegółowo

Zad: 5 Oblicz stężenie niezdysocjowanego kwasu octowego w wodnym roztworze o stężeniu 0,1 mol/dm 3, jeśli ph tego roztworu wynosi 3.

Zad: 5 Oblicz stężenie niezdysocjowanego kwasu octowego w wodnym roztworze o stężeniu 0,1 mol/dm 3, jeśli ph tego roztworu wynosi 3. Zad: 1 Oblicz wartość ph dla 0,001 molowego roztworu HCl Zad: 2 Oblicz stężenie jonów wodorowych jeżeli wartość ph wynosi 5 Zad: 3 Oblicz stężenie jonów wodorotlenkowych w 0,05 molowym roztworze H 2 SO

Bardziej szczegółowo

WPŁYW SUBSTANCJI TOWARZYSZĄCYCH NA ROZPUSZCZALNOŚĆ OSADÓW

WPŁYW SUBSTANCJI TOWARZYSZĄCYCH NA ROZPUSZCZALNOŚĆ OSADÓW WPŁYW SUBSTANCJI TOWARZYSZĄCYCH NA ROZPUSZCZALNOŚĆ OSADÓW Wstęp W przypadku trudno rozpuszczalnej soli, mimo osiągnięcia stanu nasycenia, jej stężenie w roztworze jest bardzo małe i przyjmuje się, że ta

Bardziej szczegółowo

1 Kinetyka reakcji chemicznych

1 Kinetyka reakcji chemicznych Podstawy obliczeń chemicznych 1 1 Kinetyka reakcji chemicznych Szybkość reakcji chemicznej definiuje się jako ubytek stężenia substratu lub wzrost stężenia produktu w jednostce czasu. ν = c [ ] 2 c 1 mol

Bardziej szczegółowo

WYMAGANIA EDUKACYJNE

WYMAGANIA EDUKACYJNE GIMNAZJUM NR 2 W RYCZOWIE WYMAGANIA EDUKACYJNE niezbędne do uzyskania poszczególnych śródrocznych i rocznych ocen klasyfikacyjnych z CHEMII w klasie II gimnazjum str. 1 Wymagania edukacyjne niezbędne do

Bardziej szczegółowo

Roztwory elekreolitów

Roztwory elekreolitów Imię i nazwisko:... Roztwory elekreolitów Zadanie 1. (2pkt) W teorii Brönsteda sprzężoną parą kwas-zasada nazywa się układ złożony z kwasu oraz zasady, która powstaje z tego kwasu przez odłączenie protonu.

Bardziej szczegółowo

RÓWNOWAGI W ROZTWORACH ELEKTROLITÓW WODNYCH I NIEWODNYCH

RÓWNOWAGI W ROZTWORACH ELEKTROLITÓW WODNYCH I NIEWODNYCH RÓWNOWAGI W ROZTWORACH ELEKTROLITÓW WODNYCH I NIEWODNYCH Opracowanie: dr Jadwiga Zawada, dr inż. K. Moskwa CZĘŚĆ TEORETYCZNA 1. Dysocjacja elektrolityczna Substancje, które podczas rozpuszczania w wodzie

Bardziej szczegółowo

KWASY I WODOROTLENKI. 1. Poprawne nazwy kwasów H 2 S, H 2 SO 4, HNO 3, to:

KWASY I WODOROTLENKI. 1. Poprawne nazwy kwasów H 2 S, H 2 SO 4, HNO 3, to: KWASY I WODOROTLENKI 1. Poprawne nazwy kwasów H 2 S, H 2 SO 4, HNO 3, to: 1. kwas siarkowy (IV), kwas siarkowy (VI), kwas azotowy, 2. kwas siarkowy (VI), kwas siarkowy (IV), kwas azotowy (V), 3. kwas siarkowodorowy,

Bardziej szczegółowo

LICEALIŚCI LICZĄ PRZYKŁADOWE ZADANIA Z ROZWIĄZANIAMI

LICEALIŚCI LICZĄ PRZYKŁADOWE ZADANIA Z ROZWIĄZANIAMI Zadanie 1: Słaby kwas HA o stężeniu 0,1 mol/litr jest zdysocjowany w 1,3 %. Oblicz stałą dysocjacji tego kwasu. Jeżeli jest to słaby kwas, można użyć wzoru uproszczonego: K = α C = (0,013) 0,1 = 1,74 10-5

Bardziej szczegółowo

Repetytorium z wybranych zagadnień z chemii

Repetytorium z wybranych zagadnień z chemii Repetytorium z wybranych zagadnień z chemii Mol jest to liczebność materii występująca, gdy liczba cząstek (elementów) układu jest równa liczbie atomów zawartych w masie 12 g węgla 12 C (równa liczbie

Bardziej szczegółowo

Roztwory mocnych elektrolitów ćwiczenia 1

Roztwory mocnych elektrolitów ćwiczenia 1 Roztwory mocnych elektrolitów ćwiczenia 1 1 Stała dysocjacji Słabe kwasy i zasady nie ulegają całkowicie reakcji dysocjacji elektrolitycznej. Oznacza to, że są słabymi elektrolitami. Najczęściej używanym

Bardziej szczegółowo

http://www.dami.pl/~chemia/wyzsza/rozdzial_viii/elektrolity5.htm Miareczkowanie Tutaj kliknij Alkacymetria - pojęcia ogólne Zobojętnianie mocny kwas - mocna zasada słaby kwas - mocna zasada mocny kwas

Bardziej szczegółowo

Równowagi w roztworach wodnych (I) Zakład Chemii Medycznej PUM

Równowagi w roztworach wodnych (I) Zakład Chemii Medycznej PUM Równowagi w roztworach wodnych (I) Zakład Chemii Medycznej PUM Dysocjacja elektorolityczna Elektrolity rozpuszczając się w wodzie lub innych rozpuszczalnikach polarnych rozpadają się na jony dodatnie i

Bardziej szczegółowo

1 Hydroliza soli. Hydroliza soli 1

1 Hydroliza soli. Hydroliza soli 1 Hydroliza soli 1 1 Hydroliza soli Niektóre sole, rozpuszczone w wodzie, reagują z cząsteczkami rozpuszczalnika. Reakcja ta nosi miano hydrolizy. Reakcję hydrolizy soli o wzorze BA, można schematycznie

Bardziej szczegółowo

Rozkład materiału nauczania chemii klasa 2.

Rozkład materiału nauczania chemii klasa 2. Rozkład materiału nauczania chemii klasa 2. Lp. Treści nauczania (temat lekcji) Liczba godzin na realizację Umiejętności wymagania szczegółowe (pismem półgrubym zostały zaznaczone wymagania obowiązujące

Bardziej szczegółowo

Rozkład materiału nauczania chemii klasa 2 gimnazjum.

Rozkład materiału nauczania chemii klasa 2 gimnazjum. Rozkład materiału nauczania chemii klasa 2 gimnazjum. Lp. Treści nauczania (temat lekcji) Liczba godzin na realizację Umiejętności wymagania szczegółowe (pismem półgrubym zostały zaznaczone wymagania obowiązujące

Bardziej szczegółowo

Scenariusz lekcji w technikum zakres podstawowy 2 godziny

Scenariusz lekcji w technikum zakres podstawowy 2 godziny Scenariusz lekcji w technikum zakres podstawowy 2 godziny Temat : Hydroliza soli. Cele dydaktyczno wychowawcze: Wyjaśnienie przyczyn różnych odczynów soli Uświadomienie różnej roli wody w procesach dysocjacji

Bardziej szczegółowo

Zajęcia 10 Kwasy i wodorotlenki

Zajęcia 10 Kwasy i wodorotlenki Zajęcia 10 Kwasy i wodorotlenki Według teorii Brönsteda-Lowrego kwasy to substancje, które w reakcjach chemicznych oddają protony, natomiast zasady to substancje, które protony przyłączają. Kwasy, które

Bardziej szczegółowo

CHEMIA BUDOWLANA ĆWICZENIE NR 3

CHEMIA BUDOWLANA ĆWICZENIE NR 3 CHEMIA BUDOWLANA ĆWICZENIE NR 3 HYDROLIZA SOLI I WYZNACZANIE ph ROZTWORÓW WSTĘP TEORETYCZNY Kwasy są to substancje zdolne do oddawania protonów. Zasady są zdolne do wiązania protonów. Definicję kwasów

Bardziej szczegółowo

CHEMIA - wymagania edukacyjne

CHEMIA - wymagania edukacyjne CHEMIA - wymagania edukacyjne III. Woda i roztwory wodne charakteryzuje rodzaje wód występujących podaje, na czym polega obieg wody wymienia stany skupienia wody nazywa przemiany stanów skupienia wody

Bardziej szczegółowo

Chemia Nowej Ery Wymagania programowe na poszczególne oceny dla klasy II

Chemia Nowej Ery Wymagania programowe na poszczególne oceny dla klasy II Chemia Nowej Ery Wymagania programowe na poszczególne oceny dla klasy II Szczegółowe kryteria oceniania po pierwszym półroczu klasy II: III. Woda i roztwory wodne charakteryzuje rodzaje wód występujących

Bardziej szczegółowo

Związki nieorganiczne

Związki nieorganiczne strona 1/8 Związki nieorganiczne Dorota Lewandowska, Anna Warchoł, Lidia Wasyłyszyn Treść podstawy programowej: Typy związków nieorganicznych: kwasy, zasady, wodorotlenki, dysocjacja jonowa, odczyn roztworu,

Bardziej szczegółowo

Chemia - laboratorium

Chemia - laboratorium Chemia - laboratorium Wydział Geologii, Geofizyi i Ochrony Środowisa Studia stacjonarne, Ro I, Semestr zimowy 01/14 Dr hab. inż. Tomasz Brylewsi e-mail: brylew@agh.edu.pl tel. 1-617-59 atedra Fizyochemii

Bardziej szczegółowo

KONDUKTOMETRIA. Konduktometria. Przewodnictwo elektrolityczne. Przewodnictwo elektrolityczne zaleŝy od:

KONDUKTOMETRIA. Konduktometria. Przewodnictwo elektrolityczne. Przewodnictwo elektrolityczne zaleŝy od: KONDUKTOMETRIA Konduktometria Metoda elektroanalityczna oparta na pomiarze przewodnictwa elektrolitycznego, którego wartość ulega zmianie wraz ze zmianą stęŝenia jonów zawartych w roztworze. Przewodnictwo

Bardziej szczegółowo

ROZTWORY część I ROZPUSZCZALNOŚĆ

ROZTWORY część I ROZPUSZCZALNOŚĆ ROZTWORY część I ROZPUSZCZALNOŚĆ Mieszanina dwóch lub większej liczby substancji może być: a) niejednorodna (heterogeniczna) tzn., że składniki tej mieszaniny zachowują indywidualne cechy makroskopowe

Bardziej szczegółowo

Fragmenty Działu 5 z Tomu 1 REAKCJE W ROZTWORACH WODNYCH

Fragmenty Działu 5 z Tomu 1 REAKCJE W ROZTWORACH WODNYCH Fragmenty Działu 5 z Tomu 1 REAKCJE W ROZTWORACH WODNYCH Podstawy dysocjacji elektrolitycznej. Zadanie 485 (1 pkt.) V/2006/A2 Dysocjacja kwasu ortofosforowego(v) przebiega w roztworach wodnych trójstopniowo:

Bardziej szczegółowo

ĆWICZENIE 2 KONDUKTOMETRIA

ĆWICZENIE 2 KONDUKTOMETRIA ĆWICZENIE 2 KONDUKTOMETRIA 1. Oznaczanie słabych kwasów w sokach i syropach owocowych metodą miareczkowania konduktometrycznego Celem ćwiczenia jest ilościowe oznaczenie zawartości słabych kwasów w sokach

Bardziej szczegółowo

Skład zespołu (imię i nazwisko): (podkreślić dane osoby piszącej sprawozdanie):

Skład zespołu (imię i nazwisko): (podkreślić dane osoby piszącej sprawozdanie): Wydział Chemii Katedra Chemii Ogólnej i Nieorganicznej pracownia studencka prowadzący: ĆWICZENIE 3 RÓWNOWAGI W ROZTWORACH ELEKTROLITÓW Data wykonania ćwiczenia: Skład zespołu (imię i nazwisko): (podkreślić

Bardziej szczegółowo

Spis treści. Wstęp. Roztwory elektrolitów

Spis treści. Wstęp. Roztwory elektrolitów Spis treści 1 Wstęp 1.1 Roztwory elektrolitów 1.2 Aktywność elektrolitów 1.3 Teorie kwasów i zasad 1.3.1 Teoria Arrheniusa 1.3.2 Teoria Lowry ego-brönsteda 1.3.3 Teoria Lewisa 1.4 Roztwory buforowe 1.5

Bardziej szczegółowo

MIARECZKOWANIE ALKACYMETRYCZNE

MIARECZKOWANIE ALKACYMETRYCZNE WPROWADZENIE MIARECZKOWANIE ALKACYMETRYCZNE Miareczkowanie jest to kontrolowana reakcja nieznanej ilości (o nieznanym stężeniu) danej substancji w postaci stałej lub zawartej w roztworze o określonej objętości

Bardziej szczegółowo

ODCZYN WODY BADANIE ph METODĄ POTENCJOMETRYCZNĄ

ODCZYN WODY BADANIE ph METODĄ POTENCJOMETRYCZNĄ ODCZYN WODY BADANIE ph METODĄ POTENCJOMETRYCZNĄ Instrukcja do ćwiczeń opracowana w Katedrze Chemii Środowiska Uniwersytetu Łódzkiego. 1. Wprowadzenie 1.1. Odczyn wody Odczyn roztworu określa stężenie,

Bardziej szczegółowo

TWARDOŚĆ WODY. Ca(HCO 3 ) HCl = CaCl 2 + 2H 2 O + 2CO 2. Mg(HCO 3 ) 2 + 2HCl = MgCl 2 + 2H 2 O + 2CO 2

TWARDOŚĆ WODY. Ca(HCO 3 ) HCl = CaCl 2 + 2H 2 O + 2CO 2. Mg(HCO 3 ) 2 + 2HCl = MgCl 2 + 2H 2 O + 2CO 2 TWARDOŚĆ WODY Ćwiczenie 1. Oznaczanie twardości przemijającej wody wodociągowej Oznaczenie twardości przemijającej wody polega na miareczkowaniu określonej ilości badanej wody roztworem kwasu solnego o

Bardziej szczegółowo

Wymagania programowe na poszczególne oceny CHEMII kl. II 2017/2018. III. Woda i roztwory wodne. Ocena dopuszczająca [1] Uczeń:

Wymagania programowe na poszczególne oceny CHEMII kl. II 2017/2018. III. Woda i roztwory wodne. Ocena dopuszczająca [1] Uczeń: Wymagania programowe na poszczególne oceny CHEMII kl. II 2017/2018 III. Woda i roztwory wodne charakteryzuje rodzaje wód występujących w przyrodzie podaje, na czym polega obieg wody w przyrodzie wymienia

Bardziej szczegółowo

Drogi uczniu zostań Mistrzem Chemii!

Drogi uczniu zostań Mistrzem Chemii! Chemia klasa II kwasy Drogi uczniu zostań Mistrzem Chemii! Cała Twoja kariera szkolna zależy tak naprawdę od Ciebie. Jeśli chcesz poszerzyć swoją wiedzę i umiejętności z zakresu chemii lub powtórzyć określoną

Bardziej szczegółowo

Analiza miareczkowa. Alkalimetryczne oznaczenie kwasu siarkowego (VI) H 2 SO 4 mianowanym roztworem wodorotlenku sodu NaOH

Analiza miareczkowa. Alkalimetryczne oznaczenie kwasu siarkowego (VI) H 2 SO 4 mianowanym roztworem wodorotlenku sodu NaOH ĆWICZENIE 8 Analiza miareczkowa. Alkalimetryczne oznaczenie kwasu siarkowego (VI) H 2 SO 4 mianowanym roztworem wodorotlenku sodu NaOH 1. Zakres materiału Pojęcia: miareczkowanie alkacymetryczne, krzywa

Bardziej szczegółowo

Wymagania z chemii na poszczególne oceny Klasa 2 gimnazjum. Kwasy.

Wymagania z chemii na poszczególne oceny Klasa 2 gimnazjum. Kwasy. Wymagania z chemii na poszczególne oceny Klasa 2 gimnazjum Stopień celujący mogą otrzymać uczniowie, którzy spełniają kryteria na stopień bardzo dobry oraz: Omawiają przemysłową metodę otrzymywania kwasu

Bardziej szczegółowo

ĆWICZENIE 2 WSPÓŁOZNACZANIE WODOROTLENKU I WĘGLANÓW METODĄ WARDERA. DZIAŁ: Alkacymetria

ĆWICZENIE 2 WSPÓŁOZNACZANIE WODOROTLENKU I WĘGLANÓW METODĄ WARDERA. DZIAŁ: Alkacymetria ĆWICZENIE 2 WSPÓŁOZNACZANIE WODOROTLENKU I WĘGLANÓW METODĄ WARDERA DZIAŁ: Alkacymetria ZAGADNIENIA Prawo zachowania masy i prawo działania mas. Stała równowagi reakcji. Stała dysocjacji, stopień dysocjacji

Bardziej szczegółowo

CHEMIA BUDOWLANA ĆWICZENIE NR 2

CHEMIA BUDOWLANA ĆWICZENIE NR 2 CHEMIA BUDOWLANA ĆWICZENIE NR 2 PODSTAWY CHEMICZNEJ ANALIZY ILOŚCIOWEJ OZNACZANIE STĘŻENIA WODOROTLENKU SODU METODĄ MIARECZKOWANIA ALKACYMETRYCZNEGO WSTĘP TEORETYCZNY Analiza ilościowa Analiza ilościowa

Bardziej szczegółowo

Przewodnictwo elektryczne roztworów wodnych. - elektrolity i nieelektrolity.

Przewodnictwo elektryczne roztworów wodnych. - elektrolity i nieelektrolity. 1 Przewodnictwo elektryczne roztworów wodnych - elektrolity i nieelektrolity. Czas trwania zajęć: 45 minut Pojęcia kluczowe: - elektrolit, - nieelektrolit, - dysocjacja elektrolityczna, - prąd, - jony.

Bardziej szczegółowo

Materiały dodatkowe do zajęć z chemii dla studentów

Materiały dodatkowe do zajęć z chemii dla studentów ANALIZA ILOŚCIOWA ALKACYMETRIA Materiały dodatkowe do zajęć z chemii dla studentów Opracowała dr Anna Wisła-Świder ANALIZA MIARECZKOWA Analiza miareczkowa - metodą ilościowego oznaczania substancji. Polega

Bardziej szczegółowo

SEMINARIUM Z ZADAŃ ALKACYMETRIA

SEMINARIUM Z ZADAŃ ALKACYMETRIA Zagadnienia, których znajomość umożliwi rozwiązanie zadań: Znajomość pisania reakcji w oznaczeniach alkacymetrycznych, stopień i stała dysocjacji, wzory na obliczanie ph buforów SEMINARIUM Z ZADAŃ ALKACYMETRIA

Bardziej szczegółowo

Wymagania programowe na poszczególne oceny chemia kl. II Gimnazjum Rok szkolny 2015/2016 Wewnętrzna budowa materii

Wymagania programowe na poszczególne oceny chemia kl. II Gimnazjum Rok szkolny 2015/2016 Wewnętrzna budowa materii Wymagania programowe na poszczególne oceny chemia kl. II Gimnazjum Rok szkolny 2015/2016 Wewnętrzna budowa materii Dopuszczający (K) Dostateczny(P) Dobry(R) Bardzo dobry (D) Celujący (W) Uczeń : - wie,

Bardziej szczegółowo

ĆWICZENIE I - BIAŁKA. Celem ćwiczenia jest zapoznanie się z właściwościami fizykochemicznymi białek i ich reakcjami charakterystycznymi.

ĆWICZENIE I - BIAŁKA. Celem ćwiczenia jest zapoznanie się z właściwościami fizykochemicznymi białek i ich reakcjami charakterystycznymi. ĆWICZENIE I - BIAŁKA Celem ćwiczenia jest zapoznanie się z właściwościami fizykochemicznymi białek i ich reakcjami charakterystycznymi. Odczynniki: - wodny 1% roztwór siarczanu(vi) miedzi(ii), - 10% wodny

Bardziej szczegółowo

Zadanie: 2 Zbadano odczyn wodnych roztworów następujących soli: I chlorku baru II octanu amonu III siarczku sodu

Zadanie: 2 Zbadano odczyn wodnych roztworów następujących soli: I chlorku baru II octanu amonu III siarczku sodu Zadanie: 1 Sporządzono dwa wodne roztwory soli: siarczanu (VI) sodu i azotanu (III) sodu Który z wyżej wymienionych roztworów soli nie będzie miał odczynu obojętnego? Uzasadnij odpowiedź i napisz równanie

Bardziej szczegółowo

WODA JAKO ROZPUSZCZALNIK

WODA JAKO ROZPUSZCZALNIK Politechnika Warszawska Wydział Budownictwa Mechaniki i Petrochemii w Płocku Laboratorium Chemii Budowlanej Instrukcja do ćwiczenia WODA JAKO ROZPUSZCZALNIK Opracowała: dr inŝ. Maria Bukowska Płock, styczeń

Bardziej szczegółowo

Propozycja planu wynikowego Chemia Nowej Ery - klasa 2 gimnazjum

Propozycja planu wynikowego Chemia Nowej Ery - klasa 2 gimnazjum 1 Propozycja planu wynikowego Chemia Nowej Ery - klasa 2 gimnazjum Tytuł rozdziału w podręczniku Temat lekcji Dział III. Woda i roztwory wodne Treści nauczania 7. Poznajemy związek chemiczny wodoru i tlenu

Bardziej szczegółowo

Plan wynikowy i wymagania edukacyjne z chemii w klasie II - giej

Plan wynikowy i wymagania edukacyjne z chemii w klasie II - giej 1 Plan wynikowy i wymagania edukacyjne z chemii w klasie II - giej Woda i roztwory wodne 7.1. Woda właściwości i rola w przyrodzie 7.2. Zanieczyszczenia wód 51. Właściwości i rola wody w przyrodzie. Zanieczyszczenia

Bardziej szczegółowo

Dysocjacja elektrolityczna, przewodność elektryczna roztworów

Dysocjacja elektrolityczna, przewodność elektryczna roztworów tester woda destylowana tester Ćwiczenie 1a woda wodociągowa tester 5% roztwór cukru tester 0,1 M HCl tester 0,1 M CH 3 COOH tester 0,1 M tester 0,1 M NH 4 OH tester 0,1 M NaCl Dysocjacja elektrolityczna,

Bardziej szczegółowo

CHEMIA KLASA II I PÓŁROCZE

CHEMIA KLASA II I PÓŁROCZE CHEMIA KLASA II I PÓŁROCZE wymienia zasady bhp dotyczące obchodzenia się z kwasami definiuje pojęcia: elektrolit i nieelektrolit wyjaśnia, co to jest wskaźnik i wymienia trzy przykłady odróżnia kwasy od

Bardziej szczegółowo

Zagadnienia z chemii na egzamin wstępny kierunek Technik Farmaceutyczny Szkoła Policealna im. J. Romanowskiej

Zagadnienia z chemii na egzamin wstępny kierunek Technik Farmaceutyczny Szkoła Policealna im. J. Romanowskiej Zagadnienia z chemii na egzamin wstępny kierunek Technik Farmaceutyczny Szkoła Policealna im. J. Romanowskiej 1) Podstawowe prawa i pojęcia chemiczne 2) Roztwory (zadania rachunkowe zbiór zadań Pazdro

Bardziej szczegółowo

5. RÓWNOWAGI JONOWE W UKŁADACH HETEROGENICZNYCH CIAŁO STAŁE - CIECZ

5. RÓWNOWAGI JONOWE W UKŁADACH HETEROGENICZNYCH CIAŁO STAŁE - CIECZ 5. RÓWNOWAGI JONOWE W UKŁADACH HETEROGENICZNYCH CIAŁO STAŁE - CIECZ Proces rozpuszczania trudno rozpuszczalnych elektrolitów można przedstawić ogólnie w postaci równania A m B n (stały) m A n+ + n B m-

Bardziej szczegółowo

PEHAMETRIA I ROZTWORY BUFOROWE

PEHAMETRIA I ROZTWORY BUFOROWE 4. PEHAMETRIA I ROZTWORY BUFOROWE 1. Sporządzanie i oznaczanie buforu octanowego Pehametria jest analizą instrumentalną, słuŝącą do potencjometrycznego bezpośredniego pomiaru wskaźnika stęŝenia jonów H

Bardziej szczegółowo

REAKCJE UTLENIAJĄCO-REDUKCYJNE

REAKCJE UTLENIAJĄCO-REDUKCYJNE 7 REAKCJE UTLENIAJĄCO-REDUKCYJNE CEL ĆWICZENIA Zapoznanie się z reakcjami redoks. Zakres obowiązującego materiału Chemia związków manganu. Ich właściwości red-ox. Pojęcie utleniania, redukcji oraz stopnia

Bardziej szczegółowo

Chemia - laboratorium

Chemia - laboratorium Chemia - laboratorium Wydział Geologii, Geofizyki i Ochrony Środowiska Studia stacjonarne, Rok I, Semestr zimowy 2013/14 Dr hab. inż. Tomasz Brylewski e-mail: brylew@agh.edu.pl tel. 1617-5229 Katedra Fizykochemii

Bardziej szczegółowo

WYMAGANIA EDUKACYJNE na poszczególne oceny śródroczne i roczne Z CHEMII W KLASIE II gimnazjum

WYMAGANIA EDUKACYJNE na poszczególne oceny śródroczne i roczne Z CHEMII W KLASIE II gimnazjum WYMAGANIA EDUKACYJNE na poszczególne oceny śródroczne i roczne Z CHEMII W KLASIE II gimnazjum Program nauczania chemii w gimnazjum autorzy: Teresa Kulawik, Maria Litwin Program realizowany przy pomocy

Bardziej szczegółowo

Eksperyment laboratoryjny, burza mózgów, pogadanka, praca z całym zespołem, praca w grupach, praca indywidualna.

Eksperyment laboratoryjny, burza mózgów, pogadanka, praca z całym zespołem, praca w grupach, praca indywidualna. Hydroliza soli 1. Cele lekcji a) Wiadomości Uczeń zna: istotę reakcji hydrolizy, pojęcia: hydroliza kationowa i hydroliza anionowa. Uczeń wie: które sole ulegają hydrolizie, które sole nie ulegają hydrolizie.

Bardziej szczegółowo

Zakres problemów związanych z reakcjami jonowymi.

Zakres problemów związanych z reakcjami jonowymi. Wiadomości dotyczące reakcji i równań jonowych strona 1 z 6 Zakres problemów związanych z reakcjami jonowymi. 1. Zjawisko dysocjacji jonowej co to jest dysocjacja i na czym polega rozpad substancji na

Bardziej szczegółowo

Zasady oceniania z chemii w klasie II w roku szkolnym 2015/2016. Ocena dopuszczająca Ocena dostateczna Ocena dobra Ocena bardzo dobra

Zasady oceniania z chemii w klasie II w roku szkolnym 2015/2016. Ocena dopuszczająca Ocena dostateczna Ocena dobra Ocena bardzo dobra Zasady oceniania z chemii w klasie II w roku szkolnym 2015/2016 I. Kwasy wymienia zasady bhp dotyczące obchodzenia się z kwasami definiuje pojęcia: elektrolit i nieelektrolit wyjaśnia, co to jest wskaźnik

Bardziej szczegółowo

HA H + + A - HCl H + + Cl - MeOH Me + + OH - Svante Arrhenius. NaOH Na + + OH -

HA H + + A - HCl H + + Cl - MeOH Me + + OH - Svante Arrhenius. NaOH Na + + OH - HA H A - HCl H Cl - Svante Arrhenius MeOH Me OH - NaOH Na OH - elektrolity - test przewodnictwa głównie jony bateria CH COOH głównie cząsteczki kwas = donor protonu zasada = akceptor protonu HA B BH A

Bardziej szczegółowo

WYMAGANIA NA POSZCZEGÓLNE OCENY Z CHEMII DLA KLASY II. mgr Marta Warecka Lenart

WYMAGANIA NA POSZCZEGÓLNE OCENY Z CHEMII DLA KLASY II. mgr Marta Warecka Lenart WYMAGANIA NA POSZCZEGÓLNE OCENY Z CHEMII DLA KLASY II mgr Marta Warecka Lenart (program nauczania chemii Chemia Nowej Ery autorstwa T.Kulawik i M.Litwin) Ocenę dopuszczający otrzymuje uczeń, który w 75%

Bardziej szczegółowo

Wymagania programowe na poszczególne oceny. IV. Kwasy. Ocena bardzo dobra. Ocena dostateczna. Ocena dopuszczająca. Ocena dobra [1] [ ]

Wymagania programowe na poszczególne oceny. IV. Kwasy. Ocena bardzo dobra. Ocena dostateczna. Ocena dopuszczająca. Ocena dobra [1] [ ] Wymagania programowe na poszczególne oceny IV. Kwasy Ocena dopuszczająca Ocena dostateczna Ocena dobra Ocena bardzo dobra [1] [1 + 2] [1 + 2 + 3] [1 + 2 + 3 + 4] wymienia zasady bhp dotyczące obchodzenia

Bardziej szczegółowo

Świat chemii cz. 1 i cz.2, rok szkolny 2016/17 Opis założonych osiągnięć ucznia

Świat chemii cz. 1 i cz.2, rok szkolny 2016/17 Opis założonych osiągnięć ucznia Świat chemii cz. 1 i cz.2, rok szkolny 2016/17 Opis założonych osiągnięć ucznia Osiągnięcia podstawowe Gazy wykonuje lub obserwuje doświadczenie potwierdzające, że powietrze jest mieszaniną; opisuje, na

Bardziej szczegółowo

Wymagania edukacyjne z chemii dla klasy 2a. Gimnazjum Publicznego im. Jana Pawła II w Żarnowcu. w roku szkolnym 2015/2016

Wymagania edukacyjne z chemii dla klasy 2a. Gimnazjum Publicznego im. Jana Pawła II w Żarnowcu. w roku szkolnym 2015/2016 Wymagania edukacyjne z chemii dla klasy 2a Gimnazjum Publicznego im. Jana Pawła II w Żarnowcu w roku szkolnym 2015/2016 Nauczyciel Joanna Szasta Wodorotlenki i kwasy Uczeń: Ocenę dopuszczającą: -dzieli

Bardziej szczegółowo

OZNACZANIE WŁAŚCIWOŚCI BUFOROWYCH WÓD

OZNACZANIE WŁAŚCIWOŚCI BUFOROWYCH WÓD OZNACZANIE WŁAŚCIWOŚCI BUFOROWYCH WÓD POWIERZCHNIOWYCH WPROWADZENIE Właściwości chemiczne wód występujących w przyrodzie odznaczają się dużym zróżnicowaniem. Zależą one między innymi od budowy geologicznej

Bardziej szczegółowo

Przedmiotowy system oceniania dla uczniów z obowiązkiem dostosowania wymagań edukacyjnych z chemii kl. II

Przedmiotowy system oceniania dla uczniów z obowiązkiem dostosowania wymagań edukacyjnych z chemii kl. II Chemia klasa II - wymagania programowe dla uczniów z obowiązkiem dostosowania wymagań edukacyjnych opracowane na podstawie planu wynikowego opublikowanego przez wydawnictwo OPERON 1. Wodorotlenki i kwasy

Bardziej szczegółowo

Podstawy termodynamiki.

Podstawy termodynamiki. Podstawy termodynamiki. Termodynamika opisuje ogólne prawa przemian energetycznych w układach makroskopowych. Określa kierunki procesów zachodzących w przyrodzie w sposób samorzutny, jak i stanów końcowych,

Bardziej szczegółowo

PRZYKŁADOWE ROZWIĄZANIA ZADAŃ

PRZYKŁADOWE ROZWIĄZANIA ZADAŃ PRZYKŁADOWE ROZWIĄZANIA ZADAŃ 1. Odważono 1.0 g mieszaniny zawierającej NaOH, Na 2 CO 3 oraz substancje obojętną i rozpuszczono w kolbie miarowej o pojemności 250 ml. Na zmiareczkowanie próbki o objętości

Bardziej szczegółowo

Chemia klasa II - wymagania programowe. opracowane na podstawie planu wynikowego opublikowanego przez wydawnictwo OPERON

Chemia klasa II - wymagania programowe. opracowane na podstawie planu wynikowego opublikowanego przez wydawnictwo OPERON Chemia klasa II - wymagania programowe opracowane na podstawie planu wynikowego opublikowanego przez wydawnictwo OPERON 1. Wodorotlenki i kwasy na ocenę dopuszczającą uczeń: - dzieli tlenki na tlenki metali

Bardziej szczegółowo

Chemia. Wymagania programowe na poszczególne oceny dla uczniów klas II gimnazjum

Chemia. Wymagania programowe na poszczególne oceny dla uczniów klas II gimnazjum Chemia Wymagania programowe na poszczególne oceny dla uczniów klas II gimnazjum 1 określa, co wpływa na aktywność chemiczną pierwiastka o dużym stopniu trudności wykonuje obliczenia stechiometryczne [1+2]

Bardziej szczegółowo