CHEMIA- REAKCJE W ROZTOWRACH WODNYCH ELEKTROLITÓW

Dysocjacja jonowa/ elektrolityczna

- rozpad elektrolity na jony pod wpływem wody.

Dysocjacji ulegają:



Kwasy dobrze rozpuszczalne w wodzie- dysocjują na kation wodoru i anion reszty kwasowej

H

n

R  nH

+

+ R

n-



Kwasy wieloprotonowe

H

2

CO

3

 H

+

+ HCO

3-

anion wodorowęglanowy

HCO

3-

 H

+

+ CO

32-

anion węglanowy



H

2

CO

3

 2H

+

+ CO

32-



Zasady – pod wpływem wody dysocjują na kationy metalu i aniony wodorotlenkowe

M(OH)

n

 M

n+

+ nOH

-



Zasady wielowodorotlenkowe

Ca(OH)

2

 CaOH

+

+ OH

-

CaOH

+



Ca

2+

+ OH

-



CA(OH)

2

 Ca

2+

+ 2OH

–



Sole dobrze rozpuszczalne w wodzie dysocjują na kation metalu i anion reszty kwasowej

M

m

R

n

 mM

n+

+ nR

m-

Elektrolit -

substancja dobrze przewodząca prąd w roztworze wody.



Słabe α < 5%



Średnie 5%< α < 30% H

3

PO

3



Mocne 30% < α < 100% HCl, HNO

3

, HClO

4

, H

2

SO

4

, sole dobrze rozpuszczalne w wodzie,

wodorotlenki metal gr 1 i 2, bez Mg(OH)

2

, Be(OH)

2

Stopień dysocjacji

- stosunek l. moli zdysocjowanych do liczby mol wprowadzonych

α= • 100% nz- licza moli cząsteczek zdysocjowanych; nw – liczba moli cząsteczek wproadzonych
[α]= 0< α< 100%

α zależy od :



Rodzaju elektrolitu



Temperatury jeśli T rośnie to i α rośnie



Rozcieńczenia- im większe tym większe α

Reakcja zobojętniania=

neutralizacji – łączenie się jonów wodoru H

+

z jonami wodorotlenkowymi OH

-

i

powstaniu niezdysocjowanej cząsteczki H

2

O

KOH + HCl - KCl + H

2

O zapis cząsteczkowy

K

+

+ OH

-

+ H

+

+ Cl

-

 K

+

+Cl

-

+

H

2

O zapis jonowy

OH

-

+ H

=

 H

2

O

Zobojętnianie niecałkowite

KOH + H

2

CO

3



KHCO

3

+ H

2

O

K

+

+OH

-

+ H

+

HCO

-3

 K

+

+ HCO

-3

+H

2

O

OH

-

+ H

+

 H

2

O

Reakcja wytrącania osadów

- reakcja między jonami, które łącząc się dają trudno rozpuszczalny związek

Pb(NO

3

)

2

+ 2 KI PBI

2

↓ + 2KNO

3

Pb

2+

+2NO

3-

+ 2K

+

+2I

-

 PbI

2

↓ +2K

+

+ 2NO

3-

Pb

2+

+ 2I

-

 PbI

2

↓

Skala pH

H

n

R  nH

+

+ R

n-

H(OH)

n

 H

n+

+ n OH

-

nH

+

> n OH – kwas

nH

+

= nOH – obojętny

nH

+

< nOH- zasadowy

Fenoloftaleina

Bezbarwna

Bezbarwna

Malinowa

Lakmus

Czerwony

Fioletowy

Niebieski

Oranż metylowy

Czerwony

Pomarańczowy

Żółty

Pasek wskaźnikowy

Czerwony

Żółty

Niebieski

Błękit bromotymolowy

Czerwony

Żółty

Niebieski

Pehametry

- urządzenia do badania pH

pH- wskaźnik zasadowości lub kwasowości roztworów ; zależy od stężenia jonów H

+

pH = -log[H

+

]

[H+]= 0,001 mol/dm

3

= 10

-3

pH= - log 10

-3

= 3

pOH= -log[OH

-

]

pH+ pOH=14
[OH

-

]= 10

–pOH-

[H

+

]=10

-pH+

[H

+

] • [OH

-

]=10

-14

[OH

-

]>10

-7

zasadowy

[OH

-

]< 10

-7

kwasowy

[H

+

]> 10

-7

kwasowy

[H

+

] <10

-7

zasadowy

Hydroliza soli-

reakcja soli z wodą w wyniku, której powstaje kwas i

zasada. Odczyn soli zależy od tego co jest silniejsze



Hydroliza anionowa –

mocna zasada + słaby kwas

Na

2

CO

3

+ H

2

O  NaOH + H

2

O + CO

2

2Na

+

+ CO

32-

+2H

2

O  2Na

+

+ 2OH

-

+ H

2

O +CO

2

CO

32-

+ 2H

2

O  2OH

-

+H

2

O + CO

2

odczyn zasadowy



Hydroliza kationowa

- słaba zasada + mocny kwas

Fe(NO

3

)

2

+ H

2

O  Fe(OH)

2

+ 2HNO

3

Fe

2+

+ 2NO

3-

+ H

2

O  Fe(OH)

2 +

2H

+

+ 2 NO

3-

Fe

2+

+ H

2

O  Fe(OH)

2

+ 2H

+

odczyn kwasowy



Hydroliza kationowo- anionowa

– słaba zasada + słaby kwas

(NH

4

)

2

Co

3

+H

2

O  2NH

3

• H

2

O + CO

2

+H

2

O

2NH

4+

+ CO

32-

+H

2

O 2NH

3

• H

2

O + H

2

O + CO

2



Mocny kwas+ mocna zasada- nie ulega dysocjacji