Elektrolity mocne i słabe

Roztwory buforowe

Teorie kwasów i zasad

Rozpuszczalność i iloczyn
rozpuszczalności

Teorie kwasów i zasad

1.

Teoria Arheniusa (dysocjacyjna)

2.

Teoria Lowry’ego – Brönsteda (teoria protonowa)

3.

Teoria Lewisa (donora i akceptora pary elektronowej)

ELEKTROLITY

MOCNE I SŁABE

Arhenius – wszystkie związki dysocjują, w jakim stopniu –

–

uzależnione jest od rodzaju związku i jego stężenia

Stwierdzenie

rozbieżności

na

podstawie

pomiarów

przewodnictwa

Przy

dużych

stężeniach,

przewodnictwo

mocnych

elektrolitów ulega zmniejszeniu

Pojęcie pozornego stopnia dysocjacji – rezultat
oddziaływań między różnoimiennymi jonami oraz
wynik hydratacji

Elektrolity mocne

Aktywność – jako efektywne stężenie elektro-

litów mocnych, wywołane oddziaływaniami

jonowymi i hydratacją

Efektywny

wzrost

aktywności

wraz

ze

wzrostem rozcieńczenia

Korekta stężenia – współczynnik aktywności

a = f · c

Wpływ wszystkich jonów na aktywność

elektrolitu, moc jonowa

Elektrolity mocne

stężenie i-tego jonu

ładunek i-tego jonu

Np. dla 0,01M roztworu AlCl

3

Elektrolity mocne

Zależność współczynnika aktywności od stę-

żenia danego (interesującego) jonu oraz od
mocy jonowej

ładunek jonu dla którego

wyznaczany jest współczynnik

aktywności

Elektrolity słabe

Związki te w stężeniu takim samym jak elektrolity
mocne przewodzą prąd elektryczny znacznie słabiej

W cząsteczce tych związków występuje przewaga
wiązania kowalencyjnego, udział wiązania jonowego
jest mały

Powstawanie stanu równowagi między produktami
dysocjacji a cząsteczkami nie zdysocjowanymi

Elektrolity słabe

Stan równowagi dynamicznej

Ogólnie można zapisać:

Ilościowe

zależności

między

składnikami w stanie równowagi
przedstawia stała równowagi

Elektrolity słabe

Stała i stopień dysocjacji

K

HA

=

[H

+

] · [A

-

]

[HA]

K

BOH

=

[B

+

] · [OH

-

]

[BOH]

α =

c

c

0

Stężenie cząstek zdysocjowanych

Stężenie początkowe

Prawo rozcieńczeń Ostwalda

Po uwzględnieniu stopnia
dysocjacji wyrażenie na
stałą dysocjacji przyjmie
postać:

K

HA

=

[H

+

] · [A

-

]

[HA]

C

0

—α

C

0

—α

C

0

-

C

0

—α

· 100%

K

HA

=

(C

0

—α) — (C

0

—α)

C

0

– C

0

—α

Prawo rozcieńczeń Ostwalda

Elektrolity słabe

=

(C

0

—α)

2

C

0

(1 – α )

W rozcieńczonych

roztworach α<<1

(1 – α )=1

K

HA

= c

0

· α

2

α =

K

HA

C

0

Roztwory buforowe

Dodatek nawet niewielkich ilości mocnego kwasu lub
mocnej zasady do czystej powoduje znaczące zmiany pH

Bufory – układy przeciwdziałające zmianom pH

Roztwór buforowy stanowi sprzężona para – słaby kwas
i mocna zasada tego kwasu, bądź słaba zasada i
sprzężony z nią mocny kwas. Np. kwas octowy + octan
sodu; amoniak + chlorek amonu

Roztwory buforowe

W roztworach wodnych słaby elektrolit ulega
dysocjacji zgodnie z równaniem:

Dodatek mocnej zasady lub mocnego kwasu
powoduje cofnięcie dysocjacji

K

HA

=

[H

+

] · [A

-

]

[HA]

[H

+

]

=

[HA]

[A

-

]

K

HA

·

[HA] – stężenie kwasu

[A

-

] – stężenie soli

Roztwory buforowe

K

BOH

=

[B

+

] · [OH

-

]

[BOH]

[OH

-

]

=

[BOH]

[B

+

]

K

BOH

·

[BOH] – stężenie zasady

[B

+

]

– stężenie soli

Rozpuszczalno

ść

,

iloczyn rozpuszczalno

ś

ci

W nasyconych roztworach soli trudno rozpuszczalnych
powstaje stan równowagi mi

ę

dzy jonami tej soli a

osadem, w my

ś

l równania:

MA

A

-

M

+

+

który podobnie jak w przypadku dysocjacji mo

ż

emy

wyrazi

ć

za pomoc

ą

stałej równowagi

K =

[M

+

] · [A

-

]

[MA

(s)

]

K

(s)

= [M

+

] · [A

-

]

K

(s)

= [M

+

] · [A

-

]

Rozpuszczalność i iloczyn rozpuszczalności

W roztworze nasyconym stężenie obu jonów jest
jednakowe i równe rozpuszczalności

W przypadku rozpadu soli na większą ilość tych
samych jonów, wyrażenie na iloczyn rozpuszczalności
zawiera stężenia jonów podniesione do odpowiednich
potęg, zgodnie z prawem działania mas:

zatem iloczyn rozpuszczalności ma

postać: