Moc kwasów i zasad
Właściwości kwasowo-zasadowe związków zależą od:
�� wartości ładunku, którym obdarzona jest cząsteczka
(odłączenie protonu od cząsteczki kwasu jest trudniejsze im ładunek kwasu jest bardziej ujemny)
H3PO4 "! H+ + H2PO4- Ka1 = 7�10-3
wzrost
H2PO4- "! H+ + HPO42- Ka2 = 6�10-8 mocy
kwasów
HPO42- "! H+ + PO43- Ka3 = 5�10-13
H2O
wzrost mocy kwasów
H3O+ - H2O  OH- - O2-
wzrost mocy zasad
�� wartości elektroujemności atomu
wiążącego proton
- II okres
wzrost właściwości zasadowych
LiH  BeH2  CH4  NH3  H2O - HF
wzrost właściwości kwasowych
- V grupa
wzrost mocy kwasów
HNO3  H3PO4  H3AsO4  H3SbO4  HBiO3
-zastąpienie wodoru w NH3 i H2O
podstawnikiem elektroujemnym i mniej elektroujemnym
wzrost mocy kwasów
KOH H2O HOCl HONO2
wzrost mocy kwasów
ę! ę! ę! ę!
KNH2 NH3 NH2Cl NH2NO2
-III okres
w związkach typu XOH wzrost elektroujemności i wartościowości
pierwiastka X wpływa na kwasowość tych związków
[Na]OH [HOMg]OH [(OH)2Al]OH [(HO)OSi]OH [(HO)2OP]OH [(HO)O2S]OH  [O3Cl]OH
wzrost kwasowości
-wpływ liczby elektroujemnych grup
(OH-, O2-) połączonych z atomem pierwiastka
wzrost mocy kwasów
ClOH  OClOH  O2ClOH  O3ClOH
- wpływ rozmiaru atomu (promienie jonowe), wpływ
ładunku  pierwiastki metaliczne grup przejściowych (Mn, Cr)
Im atom ma mniejszy promień a większy ładunek dodatni  wzrasta kwasowość
Mn(OH)2  Mn(OH)3  Mn(OH)4  H3MnO4  H2MnO4  HMnO4
Zasadowy słabo zasadowy amfoteryczny słabo kwaśny kwaśny silnie kwaśny
Mn2+ Mn3+ Mn4+ H2MnO4- HMnO4- MnO4-
- wpływ elektroujemnych atomów podstawionych
w oddaleniu od wiązania tlen-wodór
CH3COOH KA = 1,8 � 10-5
CH2ClCOOH KA = 2 � 10-3
CHCl2COOH KA = 8 � 10-2
CCl3COOH KA = 3 � 10-1
�� wpływ wielkości jonów i atomów, gdy zmiany
elektroujemności są niewielkie
wzrost kwasowości
HF <�<� HCl <� HBr <� HI - najmocniejsze kwasy beztlenowe
H2O <� H2S <� H2Se <� H2Te
NH3 <� PH3 <� AsH3 <� SbH3
wzrost elektroujemności
wzrost promieni jonowych
 Kwasy tlenowe
znaczenie nadmiaru atomów tlenu nad atomami wodoru
REGUA
A PAULINGA
HnXOm
m-n=3
m-n=1 m-n=2
m-n=0
HClO4
H3PO4 H2SO4
H6TeO6
HMnO4
H2HPO3 H2SeO4
H4GeO4
HH2PO2 HClO3
H3AsO3
H3AsO4 HNO3
HClO
H2SO3
HBrO
H2SeO3
HIO
HClO2
bardzo mocne
średnie mocne
słabe
kwasy
kwasy kwasy
kwasy
CsOH, RbOH, KOH, NaOH - najmocniejsze zasady
LiOH, wodorotlenki II grupy  słabsze zasady
oprócz Mg(OH)2 i Be(OH)2
średnia słaba
Elektrolity mocne
�� nie stosują się do prawa działania mas
�� przewodzą prąd elektryczny (za przenoszenie
ładunków odpowiadają odpowiednie jony znajdujące
się w roztworze)
Przewodnictwo elektrolitów mocnych
zależy od stężenia (wraz ze wzrostem stężenia maleje
przewodnictwo)  nie jest to zależność liniowa
w przypadku stężonych roztworów  powyżej 1 mol/l dalsze
zatężanie nie powoduje zmian przewodnictwa
�� zmierzone wartości
��ciśnienia osmotycznego,
��względnego obniżenia prężności par nad roztworem,
��obniżenia temperatury krzepnięcia i
��podwyższenia temperatury wrzenia
są większe od wartości obliczonych teoretycznie z prawa van t
Hoffa i Raoulta dotyczących roztworów
zależą od liczby niezależnych cząsteczek w danej objętości 
wielkości koligatywne
na przykład:
dla soli typu AB współczynnik izotoniczny i = 2
dla soli typu AB2 współczynnik izotoniczny i = 3
ogólnie dla ApBq wartości i Ł� p + q
�� stężone roztwory mocnych elektrolitów zachowują się
jakby ich stężenie było mniejsze od rzeczywistego
wydaje się, że mocne elektrolity w stężonych
roztworach nie ulegają pełnej dysocjacji
ponieważ
ograniczona jest wzajemna swoboda ruchów jonów,
tworzą się pary i tryplety jonowe
Zachowanie się elektrolitów mocnych tłumaczy teoria
Debye a i H�ckla, która uwzględnia wzajemne
oddziaływania na siebie wszystkich jonów w roztworze.
Rzeczywista zdolność cząsteczek do reagowania określona jest
jako aktywność (a)
a
f =�
a =� f ��c
c
gdzie f  współczynnik aktywności, przyjmuje wartości mniejsze od jedności
W przypadku bardzo rozcieńczonych roztworów f w przybliżeniu jest równe 1 i
efektywne stężenie jonów jest równe stężeniu rzeczywistemu.
a =� c
Aktywność elektrolitów zależy od:
- wzajemnego oddziaływania jonów
- obecności jonów obcych w roztworze (aktywność badanego
jonu maleje pod wpływem wzrostu stężenia innych jonów
obecnych w roztworze)
W kilkuskładnikowym elektrolicie współczynniki aktywności
wszystkich jonów zależą od tzw. siły (mocy) jonowej (I )
roztworu oraz ładunku jonu (z ):
gdzie:
1
c  stężenie mol/l danego jonu
z  jego ładunek
I = Łc �� z2
2
Jeżeli siła jonowa nie przekracza wartości 0,01 mol/l, można obliczyć
współczynnik aktywności ze wzoru:
lgf = -�0,509�� z2 I
Im wyższa jest siła jonowa roztworu,
tym mniejsze są współczynniki aktywności wszystkich jonów
obecnych w roztworze.