+K2O - tlenek di potasu - zasada

-Fe2O3 - tlenek żelaza (III) - tlenek amfoteryczny

- Al2O3 - tlenek glinu - tlenek amfoteryczny

+SO3 - tlenek siarki (IV) - kwas

-N2O - podtlenek azotu - tlenek obojętny

-Cu(OH)2

- Ba(OH)2

- BaCO3

+MgSO4

+K3PO4

1. sól + kwas

2. sól + sól

ad.a) +ZnCO2 + H2SO4 [bardziej lotny + mniej lotny]

- Cu(NO3)2 + HCl [mniej lotny + bardziej lotny, reakcja nie zachodzi]

+CuCl + H2CO3 →↓ CuCO3 + 2HCl ( przy małych stężeniach)

+AgNO3 + HCl →↓ AgCl +HNo3

ad.b) -Ca(NO3)2 +ZnCl2 →X

+CuSO4 +BaCl2 →↓BaSO4 +CuCl2

+CuCl2 +Na2CO3 →↓ CuCO3 + 2NaCl

!ważniejsze jest to, czy w wyniku reakcji powstanie osad, niż reguła wypierania!

Dysocjacja elektrolityczna

Glukoza C₆H₁₂O₆ NaCl

cukier - nie przewodzi prądu sól - przewodzi prąd

1. metale - przewodniki pierwszego rodzaju

2. roztwory - przewodniki drugiego rodzaju

Elektrolity

-Al₂O₃ +KNO₃

! Jeśli nie rozpuszcza się w wodzie - nie przewodzi prądu !

KNO₃ → K⁺ + N

-dysocjacja wodorotlenków:

HCl → H⁺ + Cl^-

HNO₃ → H⁺ + N

H₂S
2H⁺ + S^2-

H₂S
H⁺ + HS^-

HS^- → H⁺ + S2-

H₂CO₃
2 H⁺ +C

H₂CO₃
H⁺ + HC

HC
→ H⁺ + C

H₃PO₄
H⁺ +H₂P

H₂P


H⁺ +HP

HP


H⁺ +P

najwięcej H⁺

najmniej P

KOH [zasada] → K⁺ +OH^-

Fe(OH)₃ - wodorotlenek trudno rozpuszczalny w wodzie

Fe(OH)₃
Fe3+ + 3OH-

Fe(OH)₃
[Fe(OH)2]+ +OH-

[Fe(OH)2]+
(FeOH)2+ +2OH-

(FeOH)2+ → Fe3+ +3OH-

-dysocjacja soli:

• nie wszystkie sole dysocjują

• zawsze dysocjują całkowicie w I stopniu dysocjacji

Na₂SO₄→ 2Na⁺ +S

Ca(HCO₃)₂ → 3Ca⁺ + 2HC

2HC


2H⁺ + 2C

Na₃PO₄ → 3Na⁺ +P

[Al(OH)₂]₂SO₄ → 2Al
+ S

2Al


2(AlOH)²⁺ +2OH^-

2(AlOH)²⁺
2Al³⁺ + 2OH^-

→

rozpad bardzo dobry na jony rozpad słaby na jony - stopniowy

HCl→H⁺ +Cl^- Ch₃COOH
CH3COO^- +H⁺

Elektrolity mocne: -kwasy

-kwasy CH₃COOH

HNO₃ H₂S

H₂SO₄ H₂CO₃

HCl _HNO2

-wodorotlenki metali I I II gr H₂SO₃

(bez Mg i Br) -wodorotlenki trudno rozpuszczalne

NaOH Fe^II

KOH Fe^III

Ba(OH)₂ Al^III

Ca(OH)₂ Cu^II

-sole rozpuszczalne w wodzie Zn^II

H₃PO₄ - śr mocne

Stopień dysocjacji α

α =
=

α=
(mole
)

α=
(liczba cząsteczek
)

α=0,1

α=0, 100% α=
100%

α=1-0,3 mocne α=0,3-0,05 słabe

-od czego zależy stopień dysocjacji?

• Elektrolit

• Polarność rozpuszczalnika

• α
  C (α zależy od stężenia roztworu

NaCl

α =0,1 α=0,001

żarówka zaświeci mocniej żarówka zaświeci słabiej

• kiedy stężenie maleje - α rośnie C ↘ α ↗

• kiedy stężenie rośnie - α maleje C ↗ α ↘

K - stała dysocjacji

HA
H⁺ +A^-

K=
K=

K= a
10^-2 najmocniejszy

10^-12

10^-16 najsłabszy

-im K niższa, tym elektrolit słabszy

Równanie Ostwalda

α, C, K

α=
K=
C

HNO₃ → H+ +N

HNO₃
H+ +N

K₁=
K₂=

ARRMENIUS BRöNSTED - LOWRY

Protonowa teoria

HCl, HNO₃, H₂CO₃, H4P
, HP
,

H₂S, NaOH, Ca(OH)₂, N
, N
, N

NaNO₃, MgCl₂. NH₃ + H₂O
H
+ OH

H₂P


HP
+ H⁺

zasada - przyjmuje jony

Kwas - oddaje jony przyjmuje i oddaje jony

Kwasowość roztworu

H2O tlenek dwuwodoru

H2O
H⁺ +OH^-

2H₂O
H₃O⁺ +OH^-

H₃O⁺ - jon hydroniowy

więcej jonów

↙ ↘

kwas zasada

[H⁺] = 10^-7 [
]

[OH^-]=10^-7[
]

[H⁺] = [OH^-] = 10^-7

[H⁺] = 10^-2 kwas

[OH^-] = 10^-4 zasada

[H⁺] = 10^-12 zasada

[OH^-] = 10^-10 kwas

[H+]
[OH-] = 10-14

[OH^-] =10² zasada

[H⁺] = 10^-4 kwas

[H⁺]= 10^-5 kwas

pH

pH=-log[H⁺]

pOH=-log[OH^-]

pH + pOH =14

[H⁺] = 10^-12

[OH^-] = 10^-12 [H⁺]= 10^-2

pH= -log10^-12 = -(-12)=12

pOH= -log10² = 2

• 
  = 0,001[
  ]

[H⁺] = 0,001 = 10^-3 [
]

pH= -log10-3 = 3

• 
  -=0,01[
  ]

NaOH → Na⁺ + OH^-

[OH^-] = 10^-2

[H⁺] = 10^-12

pH= 12

[H⁺] = 10^-1

5
10^-2
0,5
10^-2 = 2,5
10^-2

[OH^-] = 2,5
10^-2 - kwas

pH 1-7-14

pH ≈
1 0,98 - kwas żołądkowy

pH ≈7,33 krew

pH deszczu w Puszczy Noteckiej =5,56 (CO2≈0,03% → H₂CO₃)

pH deszczu na Śląsku =4,8 (SO₂, NO₂)

CaO + H₂O → Ca(OH)₂

3CaCl + 2K₃PO₄ → Ca₃(PO₄)₂ + 6KCl

Reakcja cząsteczkowa i jonowa

CuSO₄ + 2NaOH → Cu(OH)₂ + Na₂SO₄

Cu²⁺ + S
+ 2Na⁺ + 2OH^- → Cu(OH)₂ + 2Na⁺ + S

! CaCO₃ + HCl → CaCl₂ + H₂O + CO₂

CaCO₃ + 2H⁺ + 2Cl^- → Cu²⁺ + 2Cl^- + H₂O + CO₂

2Fe(OH)3 + 3H2SO4 → Fe(SO4)3 + 6H2O

2Fe(OH)₃ + 6H⁺ + 3S
→ 2Fe³⁺ + 3(SO₄)^2- + 6H₂O

NaSO₄ + ZnCl₂ →X

Wskaźniki pH K Z

• lakmus czerwony niebieski

• oranż metylowy 3,6 - 4,4 czerwony żółty

• fenolonaftaleina 10,2 bezbarwny malinowy

• błękit bromotymolowy 6,8-7,0-7,2 żółty (zielony)niebieski

Wskaźniki to substancje organiczne, które przyjmują różną barwę w zależności od stężenia jonów wodorowych.

-oranż metylowy

Czerwony

H⁺ + R^- - pomarańczowy (przy równowadze)

HR + H⁺ → (czerw.) HR + H⁺

H+ + R^- + OH^- →(żółty) H₂0 + R^-

---