Moc
elektrolitów

Dysocjację elektrolityczna ilościowo
charakteryzuje się za pomocą stopnia
dysocjacji

Podział
elektrolitów

Mocne

substancje które są

całkowicie zdysocjowane

-Wszystkie sole

-Mocne kwasy : HCl, HNO

3

,

H

2

SO

4

, HBr, HI, HClO

3

, HClO

4

- Mocne wodorotlenki : NaOH,
KOH, LiOH, Ba(OH)

2

 = 100 %

HCl → H

+

+

Cl

-

Wszystkie cząsteczki
związku rozpadły się na
jony

 =

Liczba cząsteczek
zdysocjowanych

Liczba cząsteczek przed
dysocjacją

100
%

Słabe

Substancje, które ulegają dysocjacji tylko

częściowo

HF H

+

+ F

-





Nie wszystkie cząsteczki
związku rozpadły się na
jony

Tzn. jeśli na początku były 4 cząsteczki HF to
np. 2 cząsteczki uległy rozpadowi na jony a
dwie nie.

Na początku 4 0 0

Po dysocjacji 2 2 2

HF H

+

+ F

-





Jeśli z jednej cząsteczki powstał jeden H

+

i jeden F

-

, to z dwóch cząsteczek które

uległy dysocjacji powstają dwa H

+

i dwa

F

-

.

=

100%=

50%

2

4



jest mniejsze od

100%

Słabe kwasy :

HCOOH kwas mrówkowy

CH

3

COOH kwas octowy,

HNO

2

– kwas azotowy(III)

H

2

SO

3

– kwas siarkowy(IV)

HF – kwas fluorowodorowy

H

2

S- kwas siarkowodorowy

Słabe wodorotlenki :

NH

3

H

2

O – wodny roztwór

amoniaku

Cu(OH)

2

– wodorotlenek miedzi

Zn(OH)

2

– wodorotlenek cynku

Patrz materiały do wykładu : Tabela. Stałe
dysocjacji

Miarą mocy elektrolitów słabych jest stała równowagi reakcji

dysocjacji

czyli

stała dysocjacji – która wyraża stan równowagi

między substratami a produktami

Do słabych elektrolitów
należą :

K

a

=

Iloczyn stężeń
produktów

stężenie
substratów

K

a

=

[H

+

]

[F

-

]

[HF]

a- acid – kwas

K

a

=

[H

+

]

2

C

HF

Jeśli :

[H

+

] = [F

-

]

[HF] = C

HF

K

b

=

[NH

4

+

]

[OH

-

]

[NH

3



H

2

O]

b- base –
zasada

Jeśli :

[NH

4

+

]=[OH

-

]

[NH

3

H

2

O] = C

NH3H2O

[H

+

] – stężenie molowe jonów

wodorowy w stanie równowagi

[F

-

] – stężenie molowe jonów

fluorkowych w stanie
równowagi

[

HF] – stężenie molowe

niezdysocjowanych cząsteczek HF w
stanie równowagi

[NH

4

+

] – stężenie molowe jonów

amonowych w stanie równowagi

[OH

-

] – stężenie molowe jonów

wodorotlenowych w stanie
równowagi

[

NH

3

H

2

O] - stężenie molowe

niezdysocjowanych cząsteczek amoniaku
w stanie równowagi

K

b

=

[OH

-

]

2

C

NH3H2O

K

b

=

Iloczyn stężeń
produktów

stężenie
substratów

NH

3

H

2

O NH

4

+

+

OH

-





[H

+

]= K

a

c

HF

[OH

-

]= K

b

C

NH3H2O

HF H

+

+

F

-





Sole w wodzie- HYDROLIZA

pH roztworów soli rozpuszczonych w
wodzie

1. Sól posiadająca kation od mocnej zasady i mocnego

kwasu, np.. NaCl, KCl, MgCl

2

itp..

Wodne roztwory soli posiadają pH = 7 , czyli są

obojętne

2. SOLE pochodzące od słabych kwasów i słabych zasad- jeśli anion lub
kation pochodzi od słabego kwasu i słabej zasady.

Etap I – dysocjacja soli

KNO

2

→ K

+

+ NO

2

-

Etap II – hydroliza kationu lub anionu

czyli reakcja odpowiedniego jonu z wodą

NO

2

-

+ H

2

O

HNO

2

+ OH

-





Przeniesienie
protonu z wody do
jonu NO

2

-

W wyniku reakcji powstaje kwas
azotowy(III) i jony OH

-

, które są

powodem zasadowego odczynu
roztworu wodnego roztworu soli
KNO

2

Jon NO

2

-

pochodzi z kwasu HNO

2

który jest słabym kwasem.

2a. Sole zawierające aniony od słabych
kwasów

K

h

=

[HNO

2

]

[OH

-

]

[NO

2

-

]

Stała
hydrolizy

Gdzie : [HNO

2

] =

[OH

-

]

[NO

2

-

] = C

soli

K

h

=

=

K

w

K

a

[OH

-

]

2

C

soli

Przykład 2. sól kwasu mrówkowego HCOOK (od kwasu mrówkowego
HCOOH- który jest słabym kwasem i KOH – mocna zasada

1 etap dysocjacja soli HCOOK  HCOO

-

+ K

+

2 etap hydroliza jonu HCOO

-

+ H

2

O HCOOH +

OH

-





Przeniesienie
protonu z wody do
jonu HCOO

-

Powstał kwas mrówkowy i jony OH

-

, które są powodem

zasadowego odczynu roztworu wodnego roztworu soli
HCOOK

2b. Sole zawierające kation pochodzący od słabych zasad - NH

4

Cl

1 etap dysocjacja soli

NH

4

Cl  NH

4

+

+ Cl

-

2 etap hydroliza jonu pochodzącego

od słabej zasady

NH

4

+

+ H

2

O NH

3

+ H

3

O

+





Przeniesienie
protonu z jonu
NH

4

+

do wody

Powstał amoniak oraz jon H

3

O

+

czyli H

+

który jest powodem kwaśnego
odczynu wodnego roztworu soli

K

h

=

=

K

w

K

b

[H

+

]

2

C

soli

Reakcje strącania, iloczyn rozpuszczalności – równowagi rozpuszczania

Zapis cząsteczkowy

AgNO

3

+ NaCl → AgCl ↓ +NaNO

3

Zapis jonowy pełny :

Ag

+

+ NO

3

-

+ Na

+

+ Cl

-

→ AgCl ↓ + Na

+

+

NO

3

-

Zapis jonowy
skrócony :

Ag

+

+ Cl

-

→ AgCl ↓

Z powstałego osadu kilka jonów
zostaje uwolnionych.

AgCl Ag

+

+

Cl

-





Ustaliła się równowaga
między
nierozpuszczoną solą i
jej jonami.

K

s

= [Ag

+

]

[Cl

-

]

K

s

-stała równowagi reakcji

rozpuszczania zwana iloczynem
rozpuszczalności

[Ag

+

] [Cl

-

] oznaczają wartości

liczbowe molowych stężeń jonów
w nasyconym roztworze

Przykład 1. otrzymywanie AgCl

2AgNO

3

+ K

2

CrO

4

→ Ag

2

CrO

4

↓ + 2KNO

3

Przykład 2. Ag

2

CrO

4

Zapis jonowy skrócony :

2Ag

+

+ CrO

4

2-

→ Ag

2

CrO

4

↓

Ag

2

CrO

4

2Ag

+

+

CrO

4

2-





Powstały osad Ag

2

CrO

4

zaczyna się w

bardzo małym stopniu rozpuszczać (od

osadu oddysocjował jony które go

tworzą)

K

s

= [Ag

+

]

2

[CrO

4

2-

]