Roztwory i reakcje w roztworach wodnych

Transkrypt

1 SPIS TREŚCI - UKŁADY DYSPERSYJNE - STĘŻENIE ROZTWORU - Stężenie procentowe - Stężenie molowe - Ułamek molowy - Przeliczanie stężeń - TEORIA ELEKTROLITÓW DEFINICJE KWASÓW I ZASAD - INNE DEFINICJE KWASÓW I ZASAD - Protonowa definicja kwasów i zasad Brönsteda - Teoria Lewisa - Rozszerzona teoria Arrheniusa - MOCNE I SŁABE ELEKTROLITY - Stopień dysocjacji α - Stała dysocjacji K - SKALA PH7 - Iloczyn jonowy wody Kw - BUFORY - WSKAŹNIKI KWASOWO ZASADOWE - HYDROLIZA - JONOWY ZAPIS REAKCJI CHEMICZNYCH - Tlenki - Wodorki - Wodorotlenki i zasady - Kwasy - Moc kwasów i zasad UKŁADY DYSPERSYJNE Układ dyspersyjny występuje wtedy, gdy cząsteczki jednej substancji są rozproszone w substancji drugiej. Cząstki substancji rozproszonej nazywamy fazą zdyspergowaną, a ośrodek, w którym cząstki są rozproszone, nazywamy fazą dyspersyjną. Roztwór to układ złożony z fazy dyspersyjnej i fazy zdyspergowanej. 1 / 20

2 Układem homogenicznym nazywamy mieszaninę jednolicie rozproszoną, czyli jednorodną fizycznie. Układ heterogeniczny jest mieszaniną niejednorodną fizycznie, nierównomiernie i niejednolicie rozproszoną. Jeśli średnica cząstek fazy zdyspergowanej jest większa od średnicy cząsteczek fazy dyspersyjnej i wynosi od do 10-9 m, to mamy do czynienia z układem homogenicznym. Jeśli średnica cząstek fazy zdyspergowanej jest większa od średnicy cząstek fazy dyspersyjnej, czyli większa od 10-9 m, to układ nazywamy heterogenicznym. Układy homogeniczne charakteryzują się rozdrobnieniem molekularnym. Układy heterogeniczne charakteryzują się rozdrobnieniem makroskopowym, to cząstki fazy zdyspergowanej mają średnicą większą niż 10-7 m. Układy heterogeniczne o rozdrobnieniu koloidowym (koloidy) to takie, dla których cząstki fazy zdyspergowanej mają wymiary m. Światło przepuszczone przez układ koloidalny ulega ugięciu i rozproszeniu na cząstkach fazy zdyspergowanej (efekt Tyndalla) Jeśli ośrodkiem dyspersyjnym jest woda, to można określić dwa typy koloidów: hydrofilowe i hydrofobowe. Koloidy hydrofilowe cząstki fazy zdyspergowanej otaczane są cząsteczkami wody, z którymi oddziałują, tworząc dość trwałą powłokę wodną. Koloidy hydrofobowe cząstki fazy zdyspergowanej nie są otaczane cząsteczkami wody lub 2 / 20

3 jeśli takie otocznie występuje, to są nietrwałe. Koagulacja łączenie się cząstek koloidowych (powstanie koagulatu). Sedymentacja opadanie cząstek koloidowych po osiągnięciu przez nie w procesie koagulacji odpowiedniej wielkości. Peptyzacja proces, w którym następuje rozdrobnienie cząstek fazy zdyspergowanej (przejście w stan zolu), odwrotny do koagulacji. Jeśli procesy koagulacji i peptyzacji przebiegają z obydwu kierunkach, to mówimy o koagulacji odwracalnej. Koagulację, po której nie można z powrotem przejść w stan zolu, nazywamy nieodwracalną. W przypadku białek z koagulacją nieodwracalną związana jest zazwyczaj denaturacja. Emulsje to mieszaniny typu ciecz ciecz, czyli fazą dyspersyjną i fazą zdyspergowaną jest ciecz. Piany to układy, w których fazą zdyspergowaną są gazy, a fazą dyspersyjną ciecz. Roztwór nazywamy właściwym (rzeczywistym), jeżeli faza zdyspergowana jest rozdrobniona do pojedynczych atomów, cząsteczek lub jonów. Fazy dyspersyjna takiego roztworu jest nazywana rozpuszczalnikiem, a faza zdyspergowana substancją rozproszą. Rozpuszczalność substancji stałych i cieczy w rozpuszczalnikach ciekłych wzrasta ze wzrostem temperatury (chociaż jest kilka wyjątków). Rozpuszczalność gazów w cieczach maleje ze wzrostem temperatury, rośnie zaś ze wzrostem ciśnienia. Roztwór, który zawiera w określonej temperaturze i pod kreślonym ciśnieniem 3 / 20

4 maksymalną ilość substancji rozpuszczonej, nazywamy nasyconym. Roztwór, w którym w określonych warunkach temperatury i ciśnienia można rozpuścić dodatkowo substancję stanowiącą fazę zdyspergowaną, nazywamy nienasyconym. W pewnych warunkach można otrzymać rozwór przesycony, czyli taki, którym znajduje się więcej substancji rozpuszczonej niż w roztworze nasyconym. Rozpuszczalność maksymalna, wyrażona w gramach ilość substancji, którą można rozpuścić w 100 g rozpuszczalnika w danej temperaturze i pod danym ciśnieniem. Związki jonowe z reguły lepiej rozpuszczają się w wodzie ze względu na zjawisko hydratacji, czyli otaczania jonów substancji rozpuszczonej poprzez dipolarne cząsteczki wody. Jeśli rozpuszczalnikiem nie jest woda, wtedy proces otaczania jonów substancji rozpuszczonej przez cząsteczki rozpuszczalnika nazywamy solwatacją. STĘŻENIE ROZTWORU Stężenie procentowe Określa liczbę gramów substancji rozpuszczonej zawartej zawartej w roztworze: 4 / 20

5 (m Stężenie Określa mol/dm m s r = i masa m r 3 s liczbę muszą + mr roztworu. substancji -r : być masa wyrażone roztworu rozpuszczonej. ): molowe moli r-r). n substancji w stanowi zawartej tych samych sumę w roztworze jednostkach mas substancji (jednostkami masy. rozpuszczonej stężenia molowego i rozpuszczalnika są substancji V n Ułamek liczba objętość molowy rozpuszczonej: moli roztworu. substancji rozpuszczonej. Przeliczanie Znając = nliczba 1 + relacje: n 2 moli + stężeń... substancji suma liczby moli wszystkich składników roztworu. n mm s liczba masa moli molowa substancji substancji rozpuszczonej, rozpuszczonej; mv można d r gęstość objętość masa podać roztworu, zależności między stężeniem molowym stężeniem procentowym: Cjednostkach m jest wyrażone albo zastosować w mol/dm 3, odpowiedni M w g/mol, a przelicznik d najczęściej w podanym w g/cm 3. wyrażeniu: Trzeba więc pamiętać o TEORIA ELEKTROLITÓW DEFINICJE KWASÓW I ZASAD W drugiej połowie XIX w. szwedzki fizyk Svante Arrhenius dokonał podziału substancji na elektrolity i nieelektrolity. Elektrolity to substancje, które w roztworach wodnych lub w stanie stopionym przewodzą prąd elektryczny. Nieelektrolity nie przewodzą prądu ani w stanie stopionym, ani w roztworze wodnym. Podczas rozpuszczania w wodzie elektrolity ulegają rozpadowi na jony, czyli cząstki naładowane elektrycznie. Proces ten nazywamy dysocjacją jonową lub dysocjacją elektrolityczną. Jony naładowane dodatnio nazywamy kationami, ujemnie anionami. Suma ładunków jonów powstałych w procesie dysocjacji elektrolitycznej równa jest zeru. Nieelektrolity nie ulegają dysocjacji elektrolitycznej. Przykładami elektrolitów są sole, wodorotlenki, kwasy i niektóre wodorki. W 1887 roku Arrhenius podał definicje kwasów i zasad. 5 / 20

6 Kwasy to związki chemiczne, które w roztworze wodnym odczepiają kationy H+ i aniony reszt kwasowych. HCl -> H + + Cl - HNO 3 -> H + + NO 3 Kwasy dwu- i więcej protonowe dysocjują w kilku etapach: - kwas siarkowy(vi) H 2 SO 4 -> H + + HSO 4 - HSO 4 - -> H + + SO kwas ortofosforowy(v) H 3 PO 4 -> H + + H 2 PO 4 - H 2 PO 4 - -> H + + HPO 4 2- HPO > PO 4 3- Kation wodorowy to po prostu proton, który nie może samodzielnie istnieć w roztworze wodnym; połączony jest ze zmienną liczbą cząsteczek wody. Dlatego w reakcjach często zapisuje się połączenie protonu z jedną cząsteczką wody jon H 3 O +, który nazywany jest jonem hydroniowym: HCl + H 2 O -> H 3 O + + Cl - HNO 3 + H 2 O -> H 3 O + NO 3 - Zasady powstają po rozproszeniu wodorotlenków w wodzie; wtedy to następuje odczepienie anionów OH - i kationów metali: NaOH -> Na + + OH - Ca(OH) 2 -> Ca OH Sole to związki zbudowane z kationów metali i anionów reszt kwasowych. Przykłady dysocjacji soli: NaCl -> Na + + Cl - Ca 3 (PO 4 ) 2 -> 3 Ca PO 4 3- Mg(HSO 4 ) 2 -> Mg HSO 4 - W czasie dysocjacji soli duże znaczenie ma proces hydratacji: - cząsteczki wody są dipolami, to znaczy ładunek elektryczny rozłożony jest na nich nierównomiernie nadmiar ładunku ujemnego na atomie tlenu, natomiast nadmiar ładunku dodatniego na atomach wodoru; 6 / 20

7 - oddziaływania między jonami soli i dipolowymi cząsteczkami wody podczas rozpuszczania powodują, że jony soli łatwiej przechodzą z sieci krystalicznej do roztworu; - kationy i aniony soli w roztworze są otaczane przez cząsteczki wody, kationy przez ujemne bieguny cząsteczek wody (czyli z dodatnimi kationami sąsiadują atomy tlenu cząsteczek wody, które mają nadmiar ładunku ujemnego), aniony przez dodatnie bieguny cząsteczek wody (przez atomy wodoru). W ten sposób powstają tak zwane warstwy hydratacyjne. Wokół każdego jonu może istnieć kilka warstw hydratacyjnych, przy czym dipole wody w kolejnych warstwach są położone tak, by sąsiadowały różnoimienne ładunki; - tworzenie się warstw hydratacyjnych zapobiega w dużym stopniu ponownemu łączeniu się kationów i anionów soli. INNE DEFINICJE KWASÓW I ZASAD Protonowa definicja kwasów i zasad Brönsteda (1923 r.) Kwasami są związki chemiczne lub jony, które w reakcjach chemicznych oddają protony, to znaczy są protonodawcami, natomiast zasady są to związki chemiczne lub jony, które mają zdolność przyjmowania protonów, czyli są protonobiorcami. Przykłady: 7 / 20

8 W 4+ 2O,, 3itd. Jak powyższych NH reakcjach występują pary sprzężone kwasów i zasad: H 2 SO 4 i HSO 4-, 3 może NH widać kwasami ośrodek być kwasem z prezentowanych rozpuszczający i zasadami sprzężonym reakcji, uczestniczy z być zasadą nie w teorii tylko OH w reakcji Brönsteda: związki - i jest chemiczne, albo kwasem, ale i jony; albo zasadą; np. woda + i H reakcji; - te przykładem same substancje jest wymieniona mogą być raz już kwasami, woda, innym a innym albo przykładem zasadą razem sprzężoną zasadami, jest jon HPO z w kwasem zależności 4 2- : H 3 O + ; - teoria pozwala rozpatrywać nie tylko roztwory wodne, np.: kwasem prezentowany mocnym: kwas octowy jest w wodzie słabym kwasem, w ciekłym amoniaku natomiast jest Kwasy akceptorami 3jest 3kwasem zasadą, Teoria (1938 w substancje, reakcji: r.) Lewisa a elektronów, BCl które zasady mogą są przyjąć donorami jedną elektronów. lub więcej Przykładowo par elektronowych, według czyli teorii sąlewisa NH Teoria nazywamy jonów teorii odpowiednio Rozszerzona gdzie Arrheniusa, H ta +, jest zasady natomiast związki i jony modyfikacją oznaczają kwasy H grupy chemiczne, teoria zasady wodorotlenowe musiały elektrony. tradycyjnej Arrheniusa powodują które mieć w teorii w zwiększenie roztworze OH, budowie Arrheniusa. wodnym swoich się odczepiają stężenia Według cząsteczek powodują teorii jonów one atomy zwiększanie rozszerzonej, OH w roztworach -. wodoru Według się kwasami H, tradycyjnej wodnych stężenia + i -. Przykładowo 3, -, -zgodnie jony W natomiast NHrozszerzonej 3 jest OH + Hz 2 reakcją: O według -> amoniak NH teorii teorii Arrheniusa OH NH rozszerzonej zasadą, wymóg jest dotyczący ponieważ zasadą, bo nie budowy zwiększa nie stężenie musi jonów być OH jonów spełniony. OH MOCNE I SŁABE ELEKTROLITY Stopień dysocjacji α To stosunek stężenia cząsteczek zdysocjowanych (x) do stężenia elektrolitu (c): stężenia x oraz c są wyrażone w mol/dm 3. Elektrolity mocne w rozcieńczonym roztworze wodnym są całkowicie zdysocjowane na jony, czyli w roztworze nie istnieją cząsteczki niezdysocjowane, a α = 1. Elektrolity słabe w roztworze wodnym tylko częściowo ulegają dysocjacji, a więc 0 Stała dysocjacji K Wyraża stosunek iloczynu stężeń produktów dysocjacji, czyli jonów, do stężenia cząsteczek niezdysocjowanych. Przykładowo dla słabego elektrolitu jakim jest kwas octowy: W nawiasach zaznaczono stężenia odpowiednich form (niezdysocjowanych i jonowych), które 8 / 20

9 są wyrażone w mol/dm 3. Stała dysocjacji nie zależy od stężenia elektrolitu, lecz od temperatury i natury rozpuszczalnika. Ogólne wyrażenie na stałą dysocjacji: α c - stężenia jonów (dodatnich albo ujemnych) (1 α) c - stężenie formy niezdysocjowanej. W przypadku mocnych elektrolitów: α -> 1, czyli K -> W przypadku bardzo słabych elektrolitów: 1 α 1, czyli K α2 c SKALA PH Iloczyn jonowy wody K w Określa zależności między stężeniami jonów H + oraz OH - i jest w danej temperaturze wielkością stałą. K w = [H + ] [OH - ] W temperaturze 22*C iloczyn jonowy wody K w = W czystej wodzie: [H + ] = [OH - ] = 10-7 W środowisku zasadowym bądź kwasowym zmieniają się wielkości [H + ] i [OH - ], lecz iloczyn K w Pozostaje wielkością stałą. Funkcja ph informuje o kwasowości lub zasadowości roztworu: ph = log [H + ] analogicznie: 9 / 20

10 poh = log [OH - ] Spełniona jest relacja: ph + poh = log K w = 14 Inne użyteczne relacje: [H + ] = 10 -ph oraz [OH - ] = 10 -poh Przykład: [H + ] = 10-8 I czyli ph = 8 zatem czyli poh = 6, albo poh = 14 - ph = 6 i stąd [OH - ] = 10-6 Jeśli stężenie jonów wodorowych wynosi 10-8, to mamy odczyn zasadowy roztworu. Zależność wielkości ph i poh od stężenia jonów H + i OH - : Odczyn kwaśny Odczyn zasadowy Odczyn obojętny [H + ] 10 0 [OH - ] ph poh BUFORY 10 / 20

11 Bufory są roztworami słabych zasad i ich soli albo słabych kwasów i ich soli. Podczas dodania do nich niewielkich ilości kwasów lub zasad, a także podczas ich rozcieńczania ph Pozostaje stałe lub ulega niewielkim zmianom. Przykłady: Bufor octanowy: CH 3 COOH + CH 3 COONa Kwas octowy jest bardzo słabym elektrolitem zatem w roztworze buforu istnieją jony CH 3 COO - i jony Na + pochodzące z dysocjacji octanu oraz niezdysocjowane cząsteczki CH 3 COOH. W przypadku dodania do buforu zasady zachodzi reakcja: W reakcji powstają jony CH 3 COO - które nie powodują zmiany ph, nie wzrasta bowiem stężenie jonów OH -. W przypadku dodania do buforu kwasu: Powstają niezdysocjowane cząsteczki CH 3 COOH, wzrasta stężenie jonów H + (H 3 O + ) i nie obserwujemy zmiany ph. W obydwu reakcjach zaznaczono kwasy i zasady zgodnie z teorią Brönsteda. Bufor amonowy NH 3 * H 2 O + NH 4 CI 11 / 20

12 po dodaniu zasady: po dodaniu kwasu: Dodanie zasady (OH - ) nie zmienia ph, gdyż powstaje NH 3 * H 2 O; również dodanie kwasu (H 3 O + ) nie ma wpływu na ph; powstaje wtedy NH Często stosowane są roztwory buforowe zawierające wodorosole, np.: NaH 2 PO 4 + H 3 PO 4 Na 2 HPO 4 + H 3 PO 4 Pojemność buforowa liczba moli jonów mocnego kwasu, lub mocnej zasady, jaką trzeba dodać do 1 dm 3 roztworu buforowego, aby jego ph uległo zmianie o jednostkę. WSKAŹNIKI KWASOWO ZASADOWE 12 / 20

13 Wskaźniki to substancje, które przeważnie wskazują swoim zabarwieniem na odczyn roztworu (ph); stosowane są jako dodatek do roztworu lub w formie papierków wskaźnikowych. Wskaźniki z reguły są słabymi kwasami bądź zasadami organicznymi. Słabym kwasem jest fenoloftaleina, której aniony (R - ) zabarwiają roztwór na malinowo, zaś niezdysocjowane cząsteczki HR nie barwią roztworu. W stanie równowagi: czyli stała równowagi: W środowisku zasadowym: Pojawiają się jony R - barwiąc roztwór na malinowo. W środowisku kwaśnym, zgodnie z regułą przekory, aby K HR pozostało stałe, wzrasta stężenie bezbarwnej formy niezdysocjowanej HR. Zmiana barwy wskaźnika występuje w określonym zakresie ph: Zakres ph Barwa roztworu odczyn Barwa kwaśny roztworu odczyn Wskaźnik zasadowy 3,1-4,4 czerwona pomarańczowa oranż metylowy 4,2-6,2 czerwona żółta czerwień metylowa 5,0-8,0 czerwona niebieska lakmus 6,0-7,6 żółta niebieska błękit bromotymolowy 8,1-10 bezbarwny malinowa fenoloftaleina 9,3-10,5 bezbarwny niebieska tymoloftaleina 13 / 20

14 HYDROLIZA Hydroliza to reakcja rozkładu substancji pod wpływem wody, która polega na wymianie protonu między kwasem a zasadą w rozumieniu teorii Brönsteda. Hydrolizie jonowe ulegają sole mocnych kwasów i słabych zasad. (hydroliza kationowa), słabych kwasów i mocnych zasad (hydroliza anionowa) bądź słabych zasad i słabych kwasów. Hydrolizie cząsteczkowej ulegają estry, rozkładają się na kwas i alkohol. Hydroliza jonowa soli słabego kwasu i mocnej zasady (hydroliza anionowa) na przykładzie KCN: Obserwujemy odczyn zasadowy roztworu. Hydroliza jonowa soli słabej zasady i mocnego kwasu (hydroliza kationowa) na przykładzie NH 4 Cl: 14 / 20

15 Obserwujemy odczyn kwaśny roztworu. Hydroliza kationowa ZnCl 2 : Zn H 2 O -> Zn(OH) H + Hydroliza soli słabej zasady i słabego kwasu (CH 3 COONH 4 ): CH 3 COO - + NH H 2 O -> CH 3 COOH + NH 3 + H 3 O + + OH - Sole kwasów wieloprotonowych lub zasad wielowodorotlenowych hydrolizują wielostopniowo. Np.: Na 2 CO 3. CO H 2 O -> HCO 3- + OH - HCO 3- + H 2 O -> H 2 CO 3 + OH - sumarycznie: CO H 2 O -> H 2 CO 3 + 2OH - Reakcja hydrolizy może być traktowana jako proces odwrotny do reakcji zobojętniania: 15 / 20

16 JONOWY ZAPIS REAKCJI CHEMICZNYCH Tlenki W kolejnych grupach układu okresowego (czyli od strony lewej do prawej) obserwujemy zmianę charakteru wiązań chemicznych w tlenkach od jonowych do kowalencyjnych spolaryzowanych. Przy dużej różnicy elektroujemności atomów tworzących wiązanie jest ono jonowe, przy mniejszej kowalencyjne spolaryzowane, przy zerowej bliskiej zeru kowalencyjne. Jonowość wiązania w tlenkach metali jest związania z dużą różnicą elektroujemności między tlenem (3,5) a metalami (na przykład sodu 0,9). W przypadku tlenków niemetali różnica ta jest znacznie mniejsza, np. dla SO 2, SO 3 elektroujemność siarki wynosi 2,5. Kryształy tlenków metali mają najczęściej budowę jonową; zawierają jony O 2- ; reakcje z wodą prowadzą do powstania zasadowego odczynu roztworu: O 2- + H 2 O -> OH - dla konkretnych tlenków: Li 2 O + H 2 O -> Li + + OH - MgO + H 2 O -> Mg OH - W reakcji tlenków niemetali z wodą najczęściej uzyskuje się odczyn kwaśny: SO 2 + H 2 O -> HSO 3- + H + Część tlenków metali określamy jako tlenki zasadowe (bezwodniki zasadowe), tzn. takie, które nie reagują z zasadami a reagują z kwasami: Na 2 O + 2H + -> 2Na + + H 2 Produktem tego typu reakcji może być nierozpuszczalna sól: CaO + 2H + + SO > CaSO 4 + H 2 O Część tlenków niemetali to tlenki kwasowe (bezwodniki kwasowe) reagujące z zasadami, a nie reagujące z kwasami: SO 3 + 2OH - -> SO H 2 O Tlenki amfoteryczne to takie, które reagują zarówno z kwasami, jak i z zasadami: reakcja z kwasem: ZnO + H 2 SO 4 -> ZnSO 4 + H 2 ZnO + 2H + -> Zn 2+ + H 2 O reakcja z zasadą: ZnO + 2NaOH -> Na 2 ZnO 2 + H 2 O 16 / 20

17 ZnO + 2OH - -> ZnO H 2 O Wśród tlenków istnieją takie, których nie można zaliczyć do żadnego z przedstawionych typów; są to tlenki obojętne, jak np. CO, NO, które mogą rozpuszczać się w wodzie, ale z nią nie reagują. Wodorki Wodorki metali mają charakter zasadowy: NaH + H 2 O -> Na + + OH - + H 2 Wodorki niemetali mogą zachowywać się jak kwasy, np. HF, H 2 S, HCl: HCl + H 2 O -> H 3 O + Cl - HCl + NaOH -> NaCl + H 2 O Roztwory wodne takich wodorków zaliczamy do kwasów beztlenowych. Wodorki niemetali mogą mieć charakter zasadowy: NH 3 + H 2 O -> NH H 2 O Wodorotlenki i zasady Wodorotlenkami nazywamy związki chemiczne zawierające w swoich cząsteczkach atom metalu i jedną lub kilka grup OH, np. NaOH, Ca(OH) 2, Al(OH) 3. Zasadami nazywamy związki, które w roztworze wodnym zwiększają stężenie jonów OH -, czyli są to zasady w ujęciu rozszerzonej teorii Arrheniusa. Zasadami są NaOH, KOH, ale również NH 3 i aminy. Wodorotlenki zasadowe to zasady zawierające grupę OH, jak np. NaOH, Ca(OH) 2. Wodorotlenkami zasadowymi nie są jednak Al(OH) 3, Cu(OH) 2, zaliczane są one do wodorotlenków amfoterycznych, czyli takich, które reagują z kwasami i z zasadami. Reakcje wodorotlenków zasadowych: 2NaOH + H 2 SO 4 -> Na 2 SO 4 + 2H 2 O zapis jonowy: 2OH - + 2H + -> 2H 2 O 17 / 20

18 W przypadku powstawania nierozpuszczalnej soli: Ca(OH) 2 + H 2 SO 4 -> CaSO 4 + 2H 2 O zapis jonowy: Ca OH - + 2H + + SO > CaSO 4 + 2H 2 Przedstawione reakcje wodorotlenków zasadowych są reakcjami zobojętniania. Widzimy, że w przypadku powstawania rozpuszczalnych soli każdą reakcję zobojętniania można zapisać jonowo: H + + OH - -> H 2 O Reakcje wodorotlenków amfoterycznych z kwasami: Zn(OH) 2 + H 2 SO 4 -> ZnSO 4 + 2H 2 O zapis jonowy: Zn(OH) 2 + 2H + -> Zn H 2 z zasadą: Zn(OH) 2 + 2NaOH -> Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O zapis jonowy: Zn(OH) 2 + 2OH - -> ZnO H 2 O Kwasy Według teorii Arrheniusa kwasy w roztworze wodnym odczepiają jony H+. Powinny więc w swoich cząsteczkach zawierać jony wodoru. Mówię o kwasach beztlenowych (niektóre wodorki niemetali), jak np. HCl, HF i tlenowych, jak np. HNO 3 i H 2 SO 4. Jonowy zapis typowych reakcji kwasów: reakcja z metalem: Zn + 2H + -> Zn 2+ + H 2 reakcja z tlenkiem metalu: ZnO + 2H + -> Zn 2+ + H 2 O reakcja zobojętniania (z zasadą): H + + OH - -> H 2 O reakcja wypierania słabego kwasu z jego soli przez kwas mocniejszy: 2NaCl + H 2 SO 4 -> 2HCl + Na 2 SO 4 2Cl - + 2H + -> 2HCl W reakcji tej otrzymujemy gazowy chlorowodór. Moc kwasów i zasad Ogólnie można przyjąć, że mocniejsze są te kwasy, które w większej ilości dostarczają jonów H + do roztworu wodnego; podobnie zasady: im więcej jonów OH - znajduje się w roztworze wodnym, tym mocniejsza zasada. Pojęcie mocy kwasów i zasad nie 18 / 20

19 jest jednak ściśle sprecyzowane, ponieważ według teorii Brönsteda lub Lewisa o kwasach bądź zasadach można mówić nawet wtedy, gdy reakcje dotyczą roztworów niewodnych, a nawet wtedy, gdy nie mamy do czynienia z jonami H + i OH -. Mocne kwasy i zasady należą do mocnych elektrolitów. Dla elektrolitów mocnych stopień dysocjacji α -> 1, czyli cząsteczki tych związków ulegają całkowitej dysocjacji w roztworze wodnym. Jednak w przypadku niecałkowitej dysocjacji, stopień dysocjacji α Stałe dysocjacji niektórych kwasów i zasad Nazwa kwasu lub zasadywzór sumaryczny Stałe dysocjacji kwas azotowy (III) HNO 2 K = 4,0 * 10-4 kwas azotowy (V) HNO 3 K = kwas ortofosforowy (V) H 3 PO 4 K 2 = 6,2 * 10-8 K 3 = 4,8 * kwas siarkowy (IV) H 2 SO 3 K 2 = 6,24 * 10-8 kwas siarkowodorowy H 2 S K 2 = 1,2 * K kwas węglowy H 2 CO 3 K 2 = 5,6 * kwas chlorowy (VII) HClO 4 K = amoniak NH 3 K = 1,7 * / 20

20 pirydyna C 5 H 5 wodorotlenek sodu NaOH K = wodorotlenek potasu KOH K = wodorotlenek litu LiOH K = wodorotlenek wapnia Ca(OH) 2 K = Im większa stała K, tym mocniejszy kwas. Artykuł napisał: Adam Rędzikowski (adam001d) 20 / 20