Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej

Transkrypt

1 Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej Część Równowagi w wodnych roztworach elektrolitów.1. Dysocjacja elektrolityczna, p atedra i Zakład Chemii Fizycznej Collegium Medicum w Bydgoszczy Uniwersytet Mikołaja opernika w Toruniu Prof. dr hab. n.chem. Piotr Cysewski piotr.cysewski@cm.umk.pl

2 ROZTWORY ELETROLITÓW DYSOCJACJA Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str..1 /

3 DYSOCJACJA Rozpad cząsteczki o budowie jonowej na poszczególne jony pod wpływem polarnego rozpuszczalnika Schemat dysocjacji elektrolitycznej cząsteczki o budowie polarnej Czynniki wpływające na dysocjację: Rodzaj elektrolitów Rodzaj rozpuszczalnika Temperatura Stężenie Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str..1 /

4 ILOŚCIOWA CARATERYSTYA DYSOCJACJI Stała dysocjacji dysocjacja jako proces odwracalny wasy A A Zasady BO B O A A A B B O BO p log A A p log B B A B B B B O B A B 1 O 10 w Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str..1 /

5 ILOŚCIOWA CARATERYSTYA DYSOCJACJI wasy wieloprotonowe PO PO 1 PO PO PO PO PO PO PO 1 PO PO PO PO PO Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str..1 / 5

6 Wartości p A niektórych kwasów i zasad organicznych was p A Zasada p A -0,6 Guanidyna 1,7 Piperydyna,07 Dietyloamina,00 Dimetyloamina,75 Trietyloamina,86 Etyloamina,76 Propylamina,88 Glicyna 7, Amoniak 8,8 ydrazyna 10,00 Pirydyna 15,70 Anilina ok.16,00 -nitroanilina Trifluorooctowy Szczawiowy Nikotynowy Salicylowy Mrówkowy Mlekowy Octowy Propionowy -nitrofenol -chlorofenol Fenol Woda Etanol 1,60 11, 10,9 10,78 10,7 10,6 10,5 9,78 9,5 8,11 5,,60-0,6 Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str..1 / 6

7 Stopień dysocjacji α = stężenie formy zdysocjowanej całkowite stężenie elektrolitu n n 100% N N Wartość stopnia dysocjacji zależy od: rodzaju zastosowanego rozpuszczalnika, a mówiąc ściślej od stałej dielektrycznej tego rozpuszczalnika, stężenia substancji - stopień dysocjacji rośnie ze wzrostem rozcieńczenia roztworu, temperatury - stopień dysocjacji na ogół wzrasta ze wzrostem temperatury, ale w niektórych przypadkach zależność jest odwrotna - obecności innych elektrolitów w roztworze. Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str..1 / 7

8 Podział elektrolitów: kryterium wartości stopnia dysocjacji mocne: > 0, - np. kwasy nieorganiczne, takie jak: Cl, ClO, NO, SO, Br, wodorotlenki litowców, berylowców i srebra oraz prawie wszystkie sole (oprócz niektórych soli rtęci, cynku i kadmu), średniej mocy: w zakresie 0,05 0, np. PO, AsO, Mg(O), słabe: < 0,05 niektóre kwasy nieorganiczne, takie jak SO, CO, CN, zasady nieorganiczne: roztwór amoniaku, wodorotlenki metali (oprócz 1 i grupy układu okresowego), hydrazyna, hydroksylamina, kwasy i zasady organiczne z wyjątkiem kwasu szczawiowego i kwasów sulfonowych. Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str..1 / 8

9 PRAWO ROZCIEŃCZEŃ OSTWALDA BA B A B A c B A BA c c BA c1 B A c c BA c1 c1 1 c c Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str..1 / 9

10 PRAWO ROZCIEŃCZEŃ OSTWALDA Stopień dysocjacji można obliczyć rozwiązując równanie kwadratowe: c 1 c c 0 Dla elektrolitów bardzo słabo zdysocjowanych (< 0,05) w roztworach niezbyt rozcieńczonych. c 1 1 c Treść prawa rozcieńczeń Ostwalda: Stopień dysocjacji słabego elektrolitu jest wprost proporcjonalny do pierwiastka kwadratowego ze stałej dysocjacji tego elektrolitu i odwrotnie proporcjonalny do pierwiastka kwadratowego ze stężenia tego elektrolitu. c Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str..1 / 10

11 Aktywność - siła jonowa elektrolitów a f c AB A B a A a a AB B c A c c AB B f A f f AB B I 1 i n il c i z i Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str..1 / 11

12 Aktywność - siła jonowa elektrolitów Współczynniki aktywności jonów wyznaczane są doświadczalnie. Można je również obliczyć na podstawie poniższych wzorów: Jeśli I < 0,01 : log f A z I gdzie: A - stała, charakterystyczna dla rozpuszczalnika w danej temperaturze (dla wody A = 0,5 w temperaturze 0 C), I - siła jonowa roztworu, z - ładunek jonu. Jeśli I > 0,01, ale nie przekracza 0,1: log f 1 A z B a I I gdzie: A, B - stałe wynikające z właściwości rozpuszczalnika i temperatury pomiaru, a - odpowiada średnicy uwodnionego jonu, Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str..1 / 1

13 Aktywność - siła jonowa elektrolitów Wnioski: wraz ze wzrostem wartościowości jonu i siły jonowej roztworu współczynniki aktywności maleją, przy czym zależność ta ma charakter wykładniczy. w miarę rozcieńczania roztworu współczynniki aktywności dążą do jedności. Dlatego w przypadku bardzo rozcieńczonych roztworów elektrolitów można posługiwać się stężeniami, a nie aktywnościami. I Przykład: Oblicz siłę jonową roztworu zawierającego 0,1 mol/1 CI i 0,0 mol/1 MgCl. 1 I c z 0,0 0,01 1 0,1 1 0,1 1 0, 0, 16 Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str..1 / 1 1

14 Autodysocjacja O O O O Jon hydroniowy można traktować jako kation wodorowy (zjonizowany atom wodoru proton) solwatowany jedną cząsteczką wody:. + - O. Oddziaływanie jonu wodorowego + z cząsteczką wody jest bardzo silne, energia oddziaływania + - O w jonie O + wynosi 711,9 J/mol. Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str..1 / 1

15 SALA p (skala Sörensena) Iloczyn jonowy wody O O O O Stała równowagi dla uproszczonej reakcji dysocjacji wody, która nie uwzględnia ani hydratacji protonu, ani agregacji cząsteczek wody (bo prawdopodobnie najbliższy rzeczywistości jest kation : O O 1, g g mol 1 O const 55, mol l O O 1 10 Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str..1 / 15

16 SALA p (skala Sörensena) w [ + ]=[O - ] 0, , , , , , ,6 10-1, W 1909 Sörensen wprowadził skalę logarytmiczną: p log p log a po po log O O O 10 1 log a p po 1 Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str..1 / 16

17 SALA p (skala Sörensena) Skala p jest skalą logarytmiczną. Wartości p dla niektórych płynów ustrojowych krew p = 7,5-7,5 sok żołądkowy p = 1,0 -,0 łzy, pot, ślina - ok. 7 mocz 5-7 osocze - średnio 7, pokarm kobiety - 6,8 Większość artykułów spożywczych ma odczyn kwaśny Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str..1 / 17

18 TEORIE WASÓW I ZASAD Teoria kwasów i zasad Arrheniusa W latach 80. XIX w. Svante Arrhenius ( ) sformułował teorię dysocjacji wyjaśniającą naturę kwasów i zasad. Założył on, że mocne kwasy i zasady dysocjują w roztworach wodnych samorzutnie już pod wpływem cząsteczek wody (wcześniej uważano, że dysocjacja umożliwiająca elektrolizę zachodzi pod wpływem pola elektrycznego). Wytłumaczył w ten sposób fakt, że reakcje zobojętniania między mocnymi kwasami i mocnymi zasadami wykazują stały efekt cieplny, równy ciepłu tworzenia wody z jonów. O O 57kJ mol 1 O NO NO O 57kJ mol 1 NaO Cl NaCl O 57kJ mol 1 Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str..1 / 18

19 TEORIE WASÓW I ZASAD Teoria protonowa Broensteda-Lowry'ego teoria bardziej ogólna sformułowana w 19 r. równolegle przez Jana Mikołaja Brónsteda (Dania) i Tomasza Marcina Lowry'ego (Anglia) woda nie jest biernym środowiskiem reakcji, lecz bierze aktywny udział w dysocjacji: A O O kwas jest cząsteczką lub jonem zdolnym do oddania protonu (jest protonodawcą); definicja kwasu jest więc podobna do teorii Arrheniusa zasada jest cząsteczką lub jonem zdolnym do przyjęcia protonu (jest protonobiorcą). Sprzężenie kwasu i zasady A kwas Reakcje kwasowo-zasadowe (zobojętniania): A B B kwas 1 zasada zasada 1 kwas A A A zasada Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str..1 / 19

20 TEORIE WASÓW I ZASAD teoria Broensteda-Lowry'ego jest bardziej ogólna, obejmuje także roztwory niewodne: Środowisko Jon kwasowy Jon zasadowy O O O O O O O Środowisko Jon kwasowy Jon zasadowy N ciecz N N N N N N Środowisko Jon kwasowy Jon zasadowy C COO 100% C COO C COO C COO C COO C C COO COO Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str..1 / 0

21 TEORIE WASÓW I ZASAD reakcje protolityczne w teorii Broensteda-Lowry'ego dysocjacja C COO O C COO O hydroliza C COO O C COO O zobojętnienie O O O O Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str..1 / 1

22 TEORIE WASÓW I ZASAD Problem: Wyjaśnić zasadowe właściwości amoniaku. Rozwiązanie: W świetle teorii Arrheniusa, zakładano jego reakcję z wodą i tworzenie zasady amonowej: N O N O N O Tymczasem związek taki jest bardzo nietrwały i może istnieć jedynie w bardzo niskich temperaturach, poniżej - 0 C. W teorii protonowej: O N O N Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str..1 /

23 TEORIE WASÓW I ZASAD Skala mocy wybranych kwasów i zasad Brönsteda Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str..1 /

24 TEORIE WASÓW I ZASAD Problem tóry kwas i która zasada są najmocniejsze i jako trwałe występują w roztworach wodnych? Rozwiązanie: Najsilniejszym kwasem, trwałym w roztworze wodnym, jest jon oksoniowy O + ; najsłabszym jeszcze dysocjującym kwasem jest cząsteczka O. Najsilniejszą zasadą, trwałą w roztworze wodnym, jest jon O -, a najsłabszą zasadą jest cząsteczka O. Istnieją zarówno kwasy mocniejsze niż O +, np. kwas chlorowy (VII) ClO, jak i zasady mocniejsze niż O -, np. N -, ale są nietrwałe gdyż zachodzą natychmiast reakcje, których produktem będzie O + i O -, a w roztworze nie możemy wykryć niezdysocjowanych cząsteczek ClO lub jonu N - ClO N O O ClO N O O Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str..1 /

25 TEORIE WASÓW I ZASAD Problem W jakim kierunku przebiegają reakcje protolityczne? Rozwiązanie: w roztworze reakcje biegnąca takim kierunku, który prowadzi do powstania najsłabszego kwasu i najsłabszej zasady, jakie mogą się utworzyć w danych warunkach. wprowadzając, np. do wodnego roztworu kwasu octowego amoniak, zajdzie przede wszystkim reakcja kwasu octowego z amoniakiem (a nie reakcja kwasu octowego z wodą): C N C COO COO N Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str..1 / 5

26 Reakcje zobojętniania Zgodnie z klasyczną, jonową teorią Arrheniusa reakcje zobojętniania przebiegają między cząsteczkowymi kwasami i zasadami, np.: O O Według protonowej teorii Brönsteda-Lowry'ego reakcje zobojętniania, podobnie jak reakcje dysocjacji kwasów lub zasad, polegają na przeniesieniu protonu z jonu O + lub wprost z cząsteczki kwasu, do jonu O -. - mocny kwas + mocna zasada, np.: Cl + O - słaby kwas + mocna zasada, np.: C COO + O O O O O A O O A - mocny kwas + słaba zasada, np.: Cl + N O B B O - słaby kwas + słaba zasada, np.: C COO + N A B B A Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str..1 / 6

27 OBLICZANIE p ROZTWORÓW PRZYPADE MOCNYC WASÓW I MOCNYC ZASAD mocny kwas Cl Cl ckw p log c kw mocna zasada NaO Na O p 1 log c zas Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str..1 / 7

28 OBLICZANIE p ROZTWORÓW MOCNY WAS Czy w miarę rozcieńczania roztworu Cl p tego roztworu rośnie? Tak oczywiście. Rozważmy skrajny wypadek: jedna cząsteczka kwasu solnego rozpuszczona (ok. 1, mola) w całej ilości wody dostępnej na Ziemi (ok. 10 litrów). Stężenie Cl wyniesie, więc ok M. Stąd: p = 7!!?? (Cl jest całkowicie zdysocjowany w tych warunkach). Czy to możliwe? Nie! Przez rozcieńczanie kwasu solnego nigdy przecież nie otrzyma się roztworu zasadowego! Stężenie Cl (tzw. stężenie analityczne ) może maleć nawet do zera, natomiast stężenie jonów wodorowych w wodnym roztworze kwasu nigdy nie może być mniejsze niż ok M. Stężenie Cl (tzw. stężenie analityczne ) może maleć nawet do zera, natomiast stężenie jonów wodorowych w wodnym roztworze kwasu nigdy nie może być mniejsze niż 10-7 M

29 OBLICZANIE p ROZTWORÓW PRZYPADE MOCNYC WASÓW I MOCNYC ZASAD Roztwory bardzo rozcieńczone W przypadku z bardzo rozcieńczonymi roztworami kwasów czy zasad, rzędu 10-6 mol/l i mniej, obliczając p należy uwzględnić stężenia jonów + i O - pochodzących z dysocjacji wody. [ + ] całkowite = [ + ] z kwasu +[ + ] z wody Roztwory bardzo stężone Obliczając p stężonych roztworów mocnych kwasów i zasad (gdy p>1 lub p<1) zamiast stężenia odpowiedniego jonu wprowadzamy jego aktywność. Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str..1 / 9

30 OBLICZANIE p ROZTWORÓW PRZYPADE SŁABYC WASÓW I SŁABYC ZASAD Słaby kwas jednoprotonowy A A A A A A A c A a c A c 0 a a A a a a c A Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str..1 / 0

31 OBLICZANIE p ROZTWORÓW PRZYPADE SŁABYC WASÓW I SŁABYC ZASAD Nieznacznie zdysocjowane słabe kwasy jeśli ich stopień dysocjacji nie przekracza 5%, to wielkość [ + ] w wyrażeniu [A] = c A - [ + ] jest bardzo mała w porównaniu z c A i można ją pominąć: A c kw a c kw a p c kw log a c kw A 0,05 c A c A a 00 Wniosek: gdy całkowite stężenie kwasu jest 00 lub więcej razy większe od jego stałej dysocjacji można korzystać z wzorów uproszczonych. Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str..1 / 1

32 OBLICZANIE p ROZTWORÓW PRZYPADE SŁABYC WASÓW I SŁABYC ZASAD Słabe zasady jednowodorotlenowe BO B O O B zas O b c zas c b B O BO BO O po log c zas b c zas O b c zas p 1 Podobnie jak w przypadku kwasów, decydującym kryterium na stosowanie uproszczonego wzoru jest porównanie stężenia i stałej dysocjacji i spełnienie zależności: po c zas b 00 Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str..1 /

33 Przykład: Oblicz p 0,05 mol/1 roztworu kwasu solnego. Rozwiązanie: CI jest mocnym kwasem, całkowicie zdysocjowanym na jony: c kw Cl Cl p log 5 10 Oblicz p kwasu solnego o stężeniu 10-8 mol/l. Rozwiązanie: Przy tak małym stężeniu kwasu należy uwzględnić ilość jonów + powstających z dysocjacji wody, a zatem: [ + ] całkowite = [ + ] z kwasu +[ + ] z wody [ + ] całkowite = = mol/l p = -log = 6,96 Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str..1 /

34 Przykład: Oblicz stężenie jonów wodorowych i wartość p w 0,001 mol/l roztworze NO, przyjmując, że współczynnik aktywności jonów w tym roztworze wynosi 0,91. NO NO p log a a c f 0,001 0,91 9,1 10 mol / l p log 9,1 10 log 9,1 log 10 0,959,01 Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str..1 /

35 Przykład: Oblicz p 0,00 mol/l roztworu O. O O O c zas po log c zas po log O log 10 log log 10 0,01, 699 p 1 po 1,699 11,01 Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str..1 / 5

36 Przykład: Oblicz p 0,05 mol/l roztworu kwasu octowego, którego stała dysocjacji równa się 1, C COO C COO c a kw p log a c kw log 1, log log 10,5 log log 10,5 0,77,5,0 Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str..1 / 6

37 Przykład: Amoniak wydzielony z 98 g bromku amonu zaabsorbowano w dm wody. Oblicz p tego roztworu. b = 1, N Br N Bromek amonu ulega rozkładowi wg reakcji: Br N O N 98 g bromku N Br = 1 mol, co odpowiada 1 molowi N. Ponieważ 1 mol N rozpuszczono w litrach to stężenie wynosi: x 0,5mol / l O po 5 log b c zas log 1, ,5 p 11,77 Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str..1 / 7

38 Przykład: Oblicz p 0,1 mol/l roztworu chlorku amonu, b = 1, W roztworze salmiaku kation amonowy ma właściwości słabego kwasu: N O O N c a a b w c w 5 b 1,8 10 p 1 10 log 0,55 10, 1 Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str..1 / 8

39 Przykład: Oblicz p 0,1 mol/l roztworu octanu sodu, a = 1, W roztworze soli C COONa anion octanowy jest słabą zasadą: C COO O C COO O O c po p b w b O O 0,55 10 log 1, ,1 0, log 0,55, 1 9,87 1 w Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str..1 / 9 a c

40 WPŁYW p NA DYSOCJACJĘ SŁABYC WASÓW I SŁABYC ZASAD A A A A A A A 1 A A A p p A dla kwasów dla zasad A A A A p A p 1 A p p A Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str..1 / 0

41 WPŁYW p NA DYSOCJACJĘ SŁABYC WASÓW I SŁABYC ZASAD dla kwasów dla zasad Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str..1 / 1

42 Przykład: Podać wartości stopni dysocjacji kwasu octowego dla p = 1,, 5, 7, wiedząc, że A = 10-5 p p A p p A p 10 p A p / = 0, /1 001 = 0, /101 = 0, /11 = 0,09 5(=p A ) 0 1 1/ = 0, ,1 1/1,1 = 0,90 7-0,01 1/1,01 = 0,99 8-0,001 1/1,001 = 0,999 Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str..1 /

43 Przykład: Podać wartości stopni dysocjacji pirydyny dla p = 6, 8, 10, 1, wiedząc, że A = 10-9 p A p 10 p A p ,001 1/1,001 = 0,999 p p A p 7-0,01 1/101 = 0, ,1 1/1,1 = 0,9 9(=p A ) 0 1 1/ = 0, /11 = 0, /101 = 0, /1001 = 0,001 1 Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str..1 /

44 Obliczanie p roztworów soli kwasów wieloprotonowych i soli zasad, których kation jest na wyższym niż pierwszy stopniu utlenienia I etap dysocjacji PO PO O 7,5 10 PO PO p p PO, 1 PO lg PO Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str..1 /

45 Obliczanie p roztworów soli kwasów wieloprotonowych i soli zasad, których kation jest na wyższym niż pierwszy stopniu utlenienia II etap dysocjacji PO O PO PO III etap dysocjacji PO PO O PO p PO p PO PO p PO, 10 1,67 PO PO PO PO p p PO PO 6,10 1 7,1 9 Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str..1 / 5

46 WSAŹNII ALACYMETRYCZNE Skala barw wskaźnika uniwersalnego. Do pomiarów p stosuje się często uniwersalne papierki wskaźnikowe będące mieszaniną różnych wskaźników naniesionych na cienką bibułę. Zanurzenie papierka w badanym roztworze i porównanie jego barwy ze skalą pozwala na określenie wartości p. Wykład z Chemii Ogólnej, atedra i Zakład Chemii Fizycznej str.. / 6

47 Przykłady wskaźników Fenoloftaleina przykład wskaźnika jednobarwnego postać bezbarwna (leukozwiązek) forma zdysocjowana, z układem chinoidowym (malinowa) Jedynie forma jonowa wykazuje zabarwienie, ponieważ ma ona w swej strukturze pierścień chinoidowy zamiast benzenowego i to decyduje o barwie całego jonu. Zakres zmiany barwy wskaźników jednobarwnych zależy, w przeciwieństwie do dwubarwnych, od całkowitego stężenia dodanego wskaźnika. Wykład z Chemii Ogólnej, atedra i Zakład Chemii Fizycznej str.. / 7

48 Przykłady wskaźników Oranż metylowy (heliantyna B) przykład wskaźnika dwubarwnego W roztworze zasadowym występuje on w postaci anionu, który ma barwę żółtą. W środowisku kwasowym natomiast zabarwienie czerwone pochodzące od cząsteczki Ind. O tym, jakie jest zabarwienie wskaźnika dwubarwnego, decyduje stosunek stężeń postaci zdysocjowanej i protonowanej: Wykład z Chemii Ogólnej, atedra i Zakład Chemii Fizycznej str.. / 8

49 Przykładowe pytania 1. Poniższe ryciny przedstawiają schematycznie wodne roztwory: A. obydwa mocnego kwasu B. obydwa słabego kwasu C. lewy mocnego kwasu, natomiast prawy słabego kwasu D. prawy mocnego kwasu, natomiast lewy słabego kwasu E. obydwa związku niepolarnego. Poniższy wzór przedstawia tzw. Benadryl. Jest to lek przeciwgorączkowy. Do jakiej grupy zaliczyłbyś ten związek? A. jest to mocny kwas B. jest to mocna zasada C. jest to sól o odczynie zasadowym D. jest to sól o odczynie kwaśnym E. jest to nieelktrolit C O C C N + C Cl -

50 Przykładowe pytania. Poniżej przedstawiono rozkłady gęstości elektronowej dla sekwencji kwasów tlenowych chloru. Wskaż właściwe wnioski: A. strzałka wskazuje rosnącą moc kwasów B. strzałka wskazuje malejącą moc kwasów C. strzałka wskazuje rosnącą dysocjację D. strzałka wskazuje malejącą dysocjację odp. A, C. Połącz graficzną prezentację kwasu, jego nazwę oraz wartość stałej dysocjacji. 1. kwas octowy. kwas chlorooctowy. kwas trichloroctowy a. a = b. a =10-1 c. a = odp. A1c, Ba, Cb