ZWIĄZKI CHEMICZNE

Szybkość reakcji mierzymy przyrostem produktów w jednostce czasu (v_r=ΔC / Δt), lub ubytkiem substratów w j. czasu (v_r=-ΔA / Δt). Szybkość reakcji zależy od: rodzaju substratów, temperatury, ciśnienia (faza gazowa), stopnia rozdrobnienia, ilości substratów, stężenia.

v=k•[A]^x•[B]^y xA+yB⇒zC + mD (k - stała szybkości danej reakcji)

Stała równowagi r. chem. - stosunek iloczynu stężeń produktów do iloczynu stężeń substratów i jest równa stosunkom stałych szybkości reakcji. K=k₁ / k₂ (K-stała równowagi reakcji)

Stopień dysocjacji - (% cz. zdysocjowanych) wyraża stosunek ilości cz. zdysocjowancyh do ilości wszystkich cząsteczek wprowadzonych do roztw., czyli od stężenia roztworu. α(%)= n_zd / n_cz = n_zd / c (•100%).

Elektrolity mocne (α>30%) a) wszystkie kwasy beztlenowe fluorwców, kwasy tlenowe fluorowców (bez F), H₂SO₄, HNO₃; b) wszystkie zasady litowców i berylowców (od Ca w dół); c) prawie wszystkie sole (rozp. w wodzie)

Elektrolity średnie (3%<α<30%) a) H₂SO₃, H₂S, HNO₂, H₃PO₄; b) Mg(OH)₂

Elektrolity słabe (α<3%) a) H₂CO₃, H₂SiO₄, kw. organiczne, H₃BO₃; b) Be(OH)₂, Al(OH)₃, zasady wszystkich pierwiastków grup pobocznych, NH₄OH.

Stała równowagi reakcji dyscocjacji (K) wyraża stosunek iloczynu stężeń jonów do stężenia cząsteczek niezdysocjowancyh.

Prawo rozcieńczeń Ostwalda - zależność między stałą K elektrolitu, st. jego dys. α i stężeniem molowym elektrolitu. Jeśli α<5% lub c / K=>400, to K=cα^2.. W innym razie K= C•α² / 1-α.

Jeśli zasada jest jednowodorotlenowa, to n_zd = [OH^-]

Jeśli kwas jest jednoprotonowy, to αc=[H⁺] (słaby) lub c=[H⁺] (mocny)

pH roztw.= 5, tzn. stężenie jonów Wodorowych w roztw. = 10^-5 mola/dm³

W każdym roztw. wodnym [H⁺]•[OH^-] = 10^-14

Reakcja zobojętniania - r. kationów wodorowych z anionami wodorotlenowymi. Jeżeli stęzenie jonów H = stężeniu jonów OH to roztwór ma odczyn obojętny.

Reakcja hydrolizy - r. jonów soli z cz. wody.

Sole mocnych zasad i słabych kwasów ulegają hydrolizie. Powstaje słabo zdysocjowany kwas i bardzo dobrze zdysocjowana zasada. Powstałe w wyniku dysocjacji zasady jony OH^- powodują odczyn zasadowy roztworu.Reakcja hydr. przebiega właściwie między anionami reszty kw. i cz. wody, więc jest to hydroliza anionowa. Sól(j) + HOH=Zasada(j) + Kwas©.

Sole słabych zasad i mocnych kwasów ulegają hydr.. Powstaje słabo zdysocjowana zas. i dobrze zdysocjowany kw. Powstałe w wyniku dys. kw. jony H⁺ powodują odczyn kwaśny roztw. takiej soli. R. zachodzi między kationami a cz. wody - hydroliza kationowa. Sól(j) + HOH=Zasada© + Kwas(j)

Sole słabych zasad i słabych kwasów ulegają hydrolizie. Powstaje słabo zdysocjowany kwas i zasada. Sól(j) + HOH=Zasada© + Kwas©

Sole mocnych zasad i kwasów nie ulegają hydrolizie. Odczyn tej soli jest obojętny. Sól(j) + HOH=Sól(j) + Kwas(j)=0

Reakcje strąceniowe Sól1(j) + Sól2(j)= Sól3(j) +Sól↓©

ROZPUSZCZALNOŚĆ KWASÓW

Oprócz kw. krzemowego wszystkie są rozpuszczalne.

ROZPUSZCZALNOŚĆ ZASAD

Litowców, Berylowców (bez Be i Mg)

ROZPUSZCZALNOŚĆ SOLI

wszystkie azotany dobrze rozpuszczalne

zwykle halogenki (fluorki, chlorki, bromki, jodki), ale nie w Ag

siarczany: litowców - dobrze, berylowców - im niżej tym gorzej

węglany: obojętne - tylko litowców i amonowe, kwaśne (HCO₃^-) - lepiej

fosforany: obojętne - litowców i amonowe, kwaśne - lepiej

wszystkie sole litowców i amonowe - dobrze

Dla substancji trudnorozpuszczalnych w określonej temperaturze iloczyn jonów tej substancji jest stały. V1=k1•[Ag⁺][Cl^-]; V2=k2•p (powierzchnia); [Ag⁺][Cli^-] = k2•p / k1 Jeśli będzie większe od 1,6•10^-6 (iloczyn rozpuszczalności)to pojawi się osad (wytrąci się). Jeśli [Ag⁺]=[Cl^-]=1,6•10^-3 to te jony się wytrącą

OBJAŚNIENIA: • - zanak mnożenia; / - kreska ułamkowa; ⇔ - reakcja odwracalna;⇒ - normalna reakcja, (j) - zapis jonowy, © - zapis cząsteczkowy, ↓ - związek wytrącony

---