Teorie kwasów i zasad
Elektrolity mocne i słabe
Roztwory buforowe
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 SA
ABE
Arhenius  wszystkie zwiÄ…zki dysocjujÄ…, 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 hydratacjÄ…
Efektywny wzrost aktywności wraz ze
wzrostem rozcieńczenia
Korekta stężenia  współczynnik aktywności
a = f · c
Elektrolity mocne
Wpływ wszystkich jonów na aktywność
elektrolitu, moc jonowa
Å‚adunek i-tego jonu
stężenie i-tego jonu
Np. dla 0,01M roztworu AlCl3
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 czÄ…steczkami 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
[H+] · [A-] [B+] · [OH-]
KHA = KBOH =
[HA]
[BOH]
Stężenie cząstek zdysocjowanych
c
· 100%
Ä… =
c0
Stężenie początkowe
Prawo rozcieńczeń Ostwalda
C0Ä… C0Ä…
Po uwzględnieniu stopnia
[H+] · [A-]
dysocjacji wyrażenie na
KHA =
[HA]
stałą dysocjacji przyjmie
C0 - C0 Ä…
postać:
Elektrolity słabe
Prawo rozcieńczeń Ostwalda
(C0Ä…) (C0Ä…) (C0Ä…)2
KHA = =
C0  C0Ä… C0 (1  Ä… )
W rozcieńczonych
roztworach Ä…<<1
(1  Ä… )=1
KHA = c0 · Ä…2
KHA
Ä… =
C0
Roztwory buforowe
Dodatek nawet niewielkich ilości mocnego kwasu lub
mocnej zasady do czystej powoduje znaczÄ…ce zmiany pH
Bufory  układy przeciwdziałające zmianom pH
Roztwór buforowy stanowi sprzężona para  słaby kwas
i mocna zasada tego kwasu, bÄ…dz
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
[H+] · [A-] [HA]
KHA = [H+] = KHA·
[HA] [A-]
[HA]  stężenie kwasu
[A-]  stężenie soli
Roztwory buforowe
-
[B+] · [OH ] [BOH]
-
KBOH = [OH ] = KBOH·
[BOH] [B+]
[BOH]  stężenie zasady
[B+]  stężenie soli
Rozpuszczalność,
iloczyn rozpuszczalności
W nasyconych roztworach soli trudno rozpuszczalnych
powstaje stan równowagi między jonami tej soli a
osadem, w myśl równania:
MA M+ + A-
który podobnie jak w przypadku dysocjacji możemy
wyrazić za pomocą stałej równowagi
[M+] · [A-]
K = K(s) = [M+] · [A-]
[MA(s)]
Rozpuszczalność i iloczyn rozpuszczalności
K(s) = [M+] · [A-]
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: