Hydroliza - twój wróg czy przyjaciel?

Witaj na stronie poświęconej procesowi hydrolizy. Jego nazwa może nie jest dla Ciebie zrozumiała, ale sprawimy, żeby po lekturze poniższego tekstu stała się jasna, a ty, zapytany przez swojego chemika mógł powiedzieć: Hydroliza??? Nie ma profesor trudniejszych pytań?

Zobojętniając mocną zasadę mocnym kwasem stwierdzono, że w momencie zobojętnienia odczyn roztworu jest obojętny. Jest to zupełnie oczywiste, gdy reakcję zobojętniania mocnej zasady MeOH mocnym kwasem HR przedstawiamy równaniem (1):

HR + MeOH <-> MeR + H₂O

Trzy z tych substancji dysocjują całkowicie:

HR -> H⁺ + R^-
MeOH -> Me⁺ + OH^-
MeR -> Me⁺ + R^-

Zatem równanie (1) sprowadza się do równania:

H⁺ + OH^- <->H₂O

W momencie zobojętnienia mamy tyle jonów H⁺, ile jest jonów OH^-, i odczyn roztworu musi być obojętny.

Inaczej jest w przypadku zobojętniania słabego kwasu mocną zasadą. Kwas HR jest w małym stopniu zdysocjowany, zatem w reakcji (1) możemy uwzględnić tylko dysocjację mocnej zasady i soli powstałej w reakcji zobojętniania. Równanie (1) sprowadza się więc do równania (2):

HR + OH^- <-> R^- + H₂O

W momencie zobojętnienia ustala się równowaga, w której oprócz innych składników biorą udział jony OH^-. Jest ich więc nadmiar w stosunku do jonów H⁺ i odczyn roztworu musi być zasadowy. Można też powiedzieć, że sól słabego kwasu i mocnej MeR reagując z wodą odtwarza słaby kwas HR i mocną zasadę MeOH. Taką reakcję nazywamy hydrolizą. Hydrolizą w ogóle nazywamy reakcje, w których substancje reagują z wodą. Jest nią np. zmydlanie estru, rozkład białek pod wpływem wody (przy współudziale enzymów), przemiana wielocukrów w cukry proste itd. W chemii nieorganicznej hydroliza soli jest odwróceniem reakcji zobojętnienia.

Jako przykład hydrolizy soli słabego kwasu oraz silnej zasady może służyć hydroliza octanu sodowego. Sól ta w roztworze wodnym jest zdysocjowana całkowicie na jony Na⁺ oraz na jony octanowe CH₃COO^- (a):

CH₃COONa <-> CH₃COO^- + Na⁺

Jony octanowe, stanowiące z punktu widzenia teorii Brensteda zasadę, wchodzą w reakcję z cząsteczkami wody pełniącymi rolę kwasu (b):

CH₃COO^- + H₂O <> CH₃COOH + OH^-

Utworzone jony OH^- zaburzają równowagę dysocjacji wody, jaka się ustaliła w czystym rozpuszczalniku (c):

2H₂O <> H₃O⁺ + OH^-

Warunkiem ustalenia się nowej równowagi jest związanie części jonów OH^- przez jony H₃O⁺ pochodzące z dysocjacji wody, tak aby wartość iloczynu jonowego wody nie uległa zmianie. Po ustaleniu się nowej równowagi stężenie jonów OH^- jest większe niż stężenie jonów H₃O⁺, a roztwór wykazuje odczyn alkaliczny (pH>7). Jony OH^- nie łączą się w roztworze z jonami Na⁺ pochodzącymi z dysocjacji octanu sodowego, gdyż wodorotlenek sodowy jest mocnym elektrolitem i równowaga (d):

Na⁺ + OH^- <-> NaOH

jest całkowicie przesunięta w lewą stronę.

Sumując równania (a), (b), (c) i (d) otrzymujemy równanie (e):

CH₃COONa + H₂O <-> CH₃COOH + NaOH

Stwierdzające formalnie, że podczas hydrolizy octanu sodowego powstaje słaby kwas octowy i mocny wodorotlenek sodowy. Równanie to nie wyjaśnia jedna rzeczywistego mechanizmu hydrolizy. Istotę tego procesu ujmuje natomiast równanie (b). Wynika z tego, że hydroliza octanu sodowego jest reakcją protolityczną, w której biorą udział cząsteczki wody spełniającej rolę kwasu w stosunku do jonu octanowego.

Roztwory buforowe

Kwas octowy ulega dysocjacji według równania:

CH₃COOH + H₂O <-> CH₃COO^- + H₃O⁺

Wartość stałej dysocjacji (1):

K_kw  = (C_molCH3COO^- · C_molH3O⁺) / C_molCH3COOH = 1,75·10^-5

pozwala na wyliczenie, że w roztworze o stężeniu C_kwas = 1 mol/dm³ stopień dysocjacji wynosi zaledwie ok. 0,004. Dysocjację kwasu można cofnąć wprowadzając do roztworu octan sodowy CH₃COONa (oznaczmy jego stężenie symbolem C_sól). Octan jest zdysocjowany całkowicie, a stężenie jonów octanowych pochodzących z jego dysocjacji, wynoszące również C_sól, jest tak duże w porównaniu ze stężeniem jonów octanowych pochodzących z dysocjacji kwasu, że to ostatnie możemy pominąć (2):

C_molCH3COO^-= C_sól

Stężenie niezdysocjowanego kwasu C_molCH3COOH, występujące w równaniu (1), tak mało się różni od całkowitego stężenia kwasu C_kwas, że nie popełniając poważniejszego błędu możemy napisać (3):

C_molCH3COOH = C_kwas

Podstawiając (2) i (3) do (1) otrzymujemy:

K_kw = (C_sól · C_molH3O⁺) / C_kwas

oraz (4):

C_molH3O⁺ = K_kw · C_kwas / C_sól

i (5):

pH = log(C_sól / C_kwas) + pK_kw

Z równań (4) i (5) wynika, że jeżeli znamy stosunek stężenia kwasu octowego do stężenia octanu oraz stałą dysocjacji tego kwasu, to możemy wyliczyć stężenie jonów wodorowych i pH roztworu. Roztwór taki wykazuje ponadto dwie ważne cechy. Po pierwsze stężenie jonów wodorowych nie ulega w nim zmianie w trakcie rozcieńczania, stosunek: C_kwas / C_sól pozostaje bowiem wówczas nie zmieniony. Po drugie dodatek mocnych kwasów lub zasad, wywołujący duże zmiany pH czystej wody, zmienia pH mieszaniny kwasu octowego i octanu tylko nieznacznie. Wprowadzenie do 1 dm³ czystej wody 1 cm³ kwasu solnego obniża jej pH z 7 do 4. W roztworze o tej samej objętości, zawierającym np. 1 mol kwasu octowego i 1 mol octanu, jony wodorowe pochodzące z dysocjacji kwasu solnego (wprowadzone w ilości 0,001 mol/dm³) zostaną usunięte w reakcji:

CH₃COO^- + H₃O⁺ <-> CH₃COOH + H₂O

Stężenie jonów octanowych zmniejszy się wówczas od wartości 1 mol/dm³ do wartości: 1-0,001 = 0,999mol/dm³. Równocześnie stężenie niezdysocjowanego kwasu wzrasta od 1 mol/dm³ do 1,001 mol/dm³. Stosunek: C_sól / C_kwas wynoszący początkowo 1,0000 zmniejsza się do 0,9991. Początkowe pH naszego roztworu, wyliczone za pomocą wzoru (5), wynosiło:

pH = lg 1 - lg 1,75 * 10^-3 = 4,7

Po dodaniu kwasu zmniejszy się jedynie o 0,0004. Zmianę tę w ogóle możemy zaniedbać.

Podobnie dodanie małej ilości mocnej zasady, pomimo że może spowodować dużą znaczną zmianę pH czystej wody, w znikomy sposób wpłynie na pH naszej mieszaniny. W tym przypadku jony OH^-, wprowadzone np. przez dodanie wodorotlenku sodowego, będą usuwane w reakcji:

OH^- + CH₃COOH <-> CH₃COO^- + H₂O

Mieszanina kwasu octowego i octanu sodowego stanowi więc układ, którego pH ulega tylko małym zmianom, gdy wprowadzamy mocne kwasy lub zasady w ilościach niewielkich, ale zdolnych do spowodowania silnej zmiany pH czystej wody. Roztwory tego rodzaju, złożone ze słabego kwasu oraz jego soli z mocną zasadą lub ze słabej zasady i jej soli z mocnym kwasem, nazywamy roztworami buforowymi.

Roztwory buforowe są stosowane wszędzie tam, gdzie zależy nam na utrzymaniu stałej wartości pH. Przygotowując roztwory buforowe możemy także łatwo uzyskać roztwory o z góry ustalonym pH. Układy buforowe odgrywają także niezmiernie ważną rolę w żywych organizmach, w których stężenie jonów wodorowych może się zmieniać tylko w bardzo wąskich przedziałach.

Temat: Bufory.

Bufory

to roztwory posiadające zdolność do zachowywania

stałej wartości pH podczas dodawania niewielkich ilości

mocnych kwasów i zasad

Budowa roztworu buforowego (woda + ...)

• słaby kwas i jego sól z mocną zasadą (CH₃COOH, CH₃COONa)

• słaba zasada i jej sól z mocnym kwasem (NH_3, NH₄Cl)

• dwie sole kwasu wieloprotonowego (Na₂HPO₄, NaH₂PO₄)

• sól (NH₄Cl, po hydrolizie powstaje NH₃)

Działanie roztworu buforowego

1. bufor octanowy

w roztworze zachodzą reakcje: CH₃COOH ◄═►CH₃COO^- + H⁺

CH₃COONa ―►CH₃COO^- + Na⁺

podczas dodawania mocnego kwasu: H⁺ + CH₃COO^-―► CH₃COOH

podczas dodawania mocnej zasady: OH^- + CH₃COOH ―►H₂O + CH₃COO^-

2. bufor amonowy

w roztworze zachodzą reakcje: NH₃ + H₂O ◄═► NH₄⁺ + OH^-

NH₄Cl ―► NH₄⁺ + Cl^-

podczas dodawania mocnego kwasu: H⁺ + NH₃ ―► NH₄⁺

podczas dodawania mocnej zasady: OH^- + NH₄⁺ ―► NH₃ + H₂O

pH roztworu buforowego

• bufor octanowy

w roztworze zachodzą reakcje: CH₃COOH ◄═►CH₃COO^- + H⁺

CH₃COONa ―►CH₃COO^- + Na⁺

[H⁺] _* [CH₃COO^-]

[CH₃COOH]

[CH₃COOH]

[H⁺] = K_{a *} [CH₃COO^-]

[CH₃COOH] = c _kwasu

[CH₃COO^-] = c_{soli po zlogarytnowaniu}

pH = pK_a + log(c_soli / c_kwasu) gdzie pK_a = - log K_a

• bufor amonowy

w roztworze zachodzą reakcje: NH₃ + H₂O ◄═► NH₄⁺ + OH^-

NH₄Cl ―► NH₄⁺ + Cl^-

[OH^-] _* [NH₄⁺]

[NH₃]

[NH₃]

[OH^-] = K_{b *} [NH₄⁺]

[NH₃] = c _zasady

[NH₄⁺]= c_soli po podstawieniu iloczynu jonowego wody (K_w=[H⁺]_*[OH^-]) i zlogarytnowaniu

pH = (pK_b- pK_w) + log(c_soli / c_kwasu)

( dla rozpuszczalnika K_a* K_b = K_w, gdzie „a” i „b” to układ sprzężony)

pK_b- pK_w = pK_a

Równowaga chemiczna

PRZEBIEG REAKCJI ODWRACALNEJ

Stężenie

C (substratów)

współrzędna postępu reakcji

Prawo działania mas - (prawo Gulgberga i Waagego)

W stałej temperaturze iloczyn stężeń produktów podniesiony

do potęg równych współczynnikom stechiometrycznym w równaniu reakcji

do analogicznego stężenia substratów jest wielkością stałą i nosi nazwę
stałej równowagi reakcji chemicznej.

aA + bB cC + dD

T = constans

[C]^c_*[D]^d

[A]^a_*[B]^b

Rodzaje stałych równowagi

[ A]^{a .} [B]^b

ZALEŻNOŚCI POMIĘDZY STAŁYMI

RÓWNOWAGI REKCJI

K_c - stała stężęniowa K_p - stała ciśnieniowa K_x - stała wyrażona poprzez ułamki molowe reagentów

p^o - ciśnienie wzorcowe c^□ - stężenie wzorcowe

Σ_ν - suma algebraiczna współczynników stechiometrycznych w równaniu reakcji (produkty odjąć substraty)

szczególna stała to I. Stała równowagi reakcji dysocjacji zwana - STAŁĄ DYSOCJACJI

Wielkości opisujące ilościowo reakcje dysocjacji:

• Stopień dysocjacji - określa ułamek drobin, które rozpadły się na jony.

(α ε <0,1> lub α ε <0%, 100%>)

α =

zamiast ilości moli można używać w obliczeniach

ilości jonów lub stężenia molowe indywiduów chemicznych

α= α (rodzaju substancji i rozpuszczalnika, T, c)

gdy stężenie rośnie ═► α maleje;

gdy temperatura rośnie ═► α rośnie

dla reakcji dysocjacji typu Me_nA_m = nMe^m+ + mA^n- stężenia jonów wynoszą odpowiednio: [Me^m+] = α _* c_{mol *} n

[A^n-] = α _* c_{mol *} m

• Stała dysocjacji - odpowiedni stosunek stężeń jonów i cząsteczek niezdysocjowanych, zgodnie z prawem

działania mas

(wielkość tablicowa, stała dla danej temperatury)

prawo rozcienczeń Ostwalda

(podaje zależność pomiędzy stopniem i stałą dysocjacji)

dla słabego, jednoprotonowego elektrolitu

α ≤ 5% lub c/K >400 ═► α = (K:c)^½

ogólnie ═► α = (α² * c_mol): (1 - α)

Uwaga: Dla wieloprotonowych elektrolitów w tablicach znajdują się kolejne stałe np.: dla H₃PO₄ - K₁, K₂, K₃.

Do obliczeń stosuje się stałą K₁ ponieważ największa ilość drobin ulega pierwszemu etapowi dysocjacji. NIGDY! Nie stosuj do obliczeń stałej K = K_1*K_2* K₃ - pomimo, ze na papierze po przekształceniu
i niedozwolonym zsumowaniu stronami równań dysocjacji - stała będzie miała taką postać jak po wykonaniu mnożenia wyrażeń na stałe - wynik otrzymany w tan sposób nie ma nic wspólnego z prawdą. Jeżeli masz podać dokładny wynik, musisz liczyć etapami - jony otrzymane w pierwszym etapie są substratami do następnego etapu.

szczególna stała to II. Iloczyn jonowy wody

Dla T=22+273 [K] (22⁰C) iloczyn jonowy^* wody jest wielkością stałą i wynosi 10^-14.

[H₃O⁺] * [OH^-] = 10^-14

(* iloczyn jonowy - to iloczyn stężeń jonów na, które ulega dysocjacji dana substancja chemiczna;
z uwzględnieniem współczynników chemicznych z równania dysocjacji.)

pH = -log[H⁺]

pOH = - log [OH^-]

pH + pOH = 14

Wskaźniki chemiczne -

(indykatory)

słabe zasady lub kwasy organiczne, których forma zdysocjowana
i niezdysocjowana wyraźnie różnią się barwą
a proces zachodzi przy określonej wartości pH roztworu.

szczególna stała to III. Iloczyn rozpuszczalności soli trudno rozpuszczalnej

(licznik z prawa działania mas dla soli trudno rozpuszczalnej)

Me_nA_m = nMe^m+ + mA^n-

I_R=[Me^m+]ⁿ _* [A^n-]^m dla T = constans I_R = constans

gdy I_R > iloczynu stężeń jonów w roztworze to wytrąca się osad

gdy I_R < iloczynu stężeń jonów w roztworze to osad się nie wytrąca

gdy I_R = iloczynowi stężeń jonów w roztworze to układ pozostaje

w równowadze dynamicznej

szczególna stała to IV. Stała hydrolizy
oraz związane z tym obliczanie pH soli zhydrolizowanych

• stała hydrolizy soli słabego kwasu i mocnej zasady; np. NaNO₂

NaNO₂ Na⁺ + NO₂^-

NO₂^- + H₂O HNO₂ + OH ^-

K_H =

Następnie mnożymy obustronnie przez:

jedynkę matematyczną i otrzymujemy:

K_H =

Wiedząc, że dla reakcji dysocjacji kwasu: HNO₂ H⁺ + NO₂^-

K_Acid =

otrzymujemy: K_H =

• analogicznie wyprowadzając wzory dla soli słabej zasady i mocnego kwasu otrzymamy:

K_H =

• analogicznie wyprowadzając wzory dla soli słabej zasady i słabego kwasu otrzymamy:

K_H =

stopień hydrolizy - β - określa ułamek drobin, które uległy hydrolizie

β =

Bufory oraz obliczanie pH roztworów buforowych

Bufory to roztwory posiadające zdolność do zachowywania

stałej wartości pH podczas dodawania niewielkich ilości mocnych kwasów i zasad

Budowa roztworu buforowego (woda + ...)

• słaby kwas i jego sól z mocną zasadą (CH₃COOH, CH₃COONa)

• słaba zasada i jej sól z mocnym kwasem (NH_3, NH₄Cl)

• dwie sole kwasu wieloprotonowego (Na₂HPO₄, NaH₂PO₄)

• sól (NH₄Cl, po hydrolizie powstaje NH₃)

Działanie roztworu buforowego

3. bufor octanowy CH₃COONa ―►CH₃COO^- + Na⁺

w roztworze zachodzą reakcje: CH₃COOH + H₂O CH₃COO^- + H₃O⁺

podczas dodawania mocnego kwasu: H₃O⁺ + CH₃COO^-―► CH₃COOH

podczas dodawania mocnej zasady: OH^- + CH₃COOH ―►H₂O + CH₃COO^-

4. bufor amonowy NH₄Cl ―► NH₄⁺ + Cl^-

w roztworze zachodzą reakcje: NH₃ + H₂O NH₄⁺ + OH^-

podczas dodawania mocnego kwasu: H₃O⁺ + NH₃ ―► NH₄⁺ + H₂O

podczas dodawania mocnej zasady: OH^- + NH₄⁺ ―► NH₃ + H₂O

pH roztworu buforowego

• bufor octanowy

w roztworze zachodzą reakcje: CH₃COOH + H₂O CH₃COO^- + H₃O⁺

CH₃COONa ―►CH₃COO^- + Na⁺

[H₃O⁺] _* [CH₃COO^-]

[CH₃COOH]

[CH₃COOH]

[H₃O⁺] = K_{a *}

[CH₃COOH] = c _kwasu (bo w obecności całkowicie zdysocjowanej soli cofa się dysocjacja kwasu)

[CH₃COO^-] = c_soli

po zlogarytnowaniu

pH = pK_a + log(c_soli / c_kwasu) gdzie pK_a = - log K_a

• bufor amonowy

w roztworze zachodzą reakcje: NH₃ + H₂O NH₄⁺ + OH^-

NH₄Cl ―► NH₄⁺ + Cl^-

[OH^-] _* [NH₄⁺]

[NH₃]

[NH₃]

[OH^-] = K_{b *} [NH₄⁺]

[NH₃] = c _zasady

[NH₄⁺]= c_soli po podstawieniu iloczynu jonowego wody (K_w=[H₃O⁺]_*[OH^-]) i zlogarytnowaniu

pH = (pK_b- pK_w) + log(c_soli / c_kwasu)

( dla rozpuszczalnika K_a* K_b = K_w, gdzie „a” i „b” to układ sprzężony)

pK_b- pK_w = pK_a

pH = pK_a + log(c_soli / c_kwasu)

zależność stałej od temperatury

dla danej substancji i rozpuszczalnika K = K(T)

K( c )

aA + bB cC + dD

T = constant => K = constant => wzrost C_C lub C_D

powoduje, że C_A lub C_B musi wzrosnąć

Reguła przekory

(La Chateliera - Brauna)

Gdy w układzie zostanie zaburzony stan równowagi chemicznej

to rozpocznie się taka przemiana, która będzie

przeciwdziałać zmianom, które ją wywołały.

N₂ + 3H₂ 2NH₃ + Q lub ΔH= ─

Q i ΔH to ciepło reakcji chemicznej

[N₂] lub [H₂]
rośnie reakcja biegnie w prawo

[N₂] lub [H₂] maleje reakcja biegnie w lewo

[NH₃] rośnie reakcja biegnie w lewo

[NH₃] maleje reakcja biegnie w prawo

T (temperatura) rośnie reakcja biegnie w lewo

T (temperatura) maleje reakcja biegnie w prawo

p (ciśnienie) rośnie reakcja biegnie w prawo

p (ciśnienie) maleje reakcja biegnie w lewo

UWAGA! Gdy w trakcie procesu chemicznego nie zmienia się sumaryczna ilość moli reagentów
(n _substratów = n _produktów) to ciśnienie nie wywiera wpływu na stan równowagi chemicznej.

Produkcja NH₃:

wysokie ciśnienie, niska temperatura^*, duże stężenia N₂ i H₂, odprowadzanie NH₃

*niska temperatura w syntezie nieorganicznej to około 500 ^o C

Temat: Iloczyn jonowy wody. pH roztworów.

Dla T=22+273 [K] (22⁰C) iloczyn jonowy^* wody jest wielkością stałą i wynosi 10^-14.

[H⁺] * [OH^-] = 10^-14

(* iloczyn jonowy - to iloczyn stężeń jonów na, które ulega dysocjacji dana substancja chemiczna; z uwzględnieniem współczynników chemicznych z równania dysocjacji.)

pH = -log[H⁺]

pOH = - log [OH^-]

pH + pOH = 14

stężenia jonów lub pH, pOH	odczyn kwaśny	odczyn obojętny	odczyn zasadowy
[H^+]	10^0, 10^-1, 10^-2, 10^-3, 10^-4, 10^-5,10^-6	10^-7	10^-8,10^-9, 10^-10, 10^-11,10^-12,10^-13,10^-14
[OH^-]	10^-14,10^-13,10^-12,10^-11,10^-10,10^-9,10^-8	10^-7	10^-6, 10^-5,10^-4, 10^-3, 10^-2, 10^-1, 10^0
pH	0, 1, 2, 3, 4, 5, 6	7	8, 9, 10, 11, 12, 13, 14
pOH	14, 13, 12, 11, 10, 9, 8	7	6, 5, 4, 3, 2, 1, 0
lakmus	odczyn kwaśny	odczyn obojętny	odczyn zasadowy
fenolo-ftaleina	odczyn kwaśny	odczyn obojętny	odczyn zasadowy
oranż metylowy	odczyn kwaśny	odczyn obojętny	odczyn zasadowy

Wskaźniki chemiczne -

(indykatory)

słabe zasady lub kwasy organiczne, których forma zdysocjowana
i niezdysocjowana wyraźnie różnią się barwą
a proces zachodzi przy określonej wartości pH roztworu.

Stopień dysocjacji Alfa

W celu ilościowego określenia mocy elektrolitu, oprócz stałej dysocjacji (K), stosuje się wielkość zwaną stopniem dysocjacji alfa(a). Jest to procent (lub ułamek) cząsteczek, które rozpadły się na jony (tzw. cząsteczek zdysocjowanych), w stosunku do liczby cząsteczek wprowadzonych do roztworu.

a =	Nz	· 100%
			Nw

Gdzie Liczbe cząsteczek N możemy zastąpić liczbą moli n.

a =	nz	· 100%
			nw

i wówczas:
0 % < a < 100%
lub

a =	Nz	· 100%
			Nw

i wówczas
0 < alfa < 1

W zależnościach tych N_z oznacza liczbę cząsteczek zdysocjowanych, N_w - liczbę cząsteczek wprowadzonych, n_z - liczbę moli cząsteczek zdysocjowanych, n_w - liczbę moli cząsteczek wprowadzonych.
Stopień dysocjacji elektrolitu w wodnym roztworze zależy od:

• rodzaju elektrolitu

• stężenia roztworu (maleje ze wzrostem stężenia)

• temperatury(na ogół nieznacznie wzrasta ze wzrostem temperatury)

• obecności innych substancji w roztworze

W zależności od stopnia dysocjacji elektrolity dzielimy umownie na:

• elektrolity mocne(alfa = 100%)

• elektrolity słabe(alfa wynosi kilka lub kilkanaście procent)

Istnieje tylko zaledwie kilka substancji, które należą do obszaru przejściowego, resztę można zaliczyć do mocnych albo słabych

Elektrolity mocne: sole, wodorotlenki I i II grupy, kwasy HCl, HBr, HI, HNO₃, H₂SO₄, HClO₄

Pozostałe elektrolity są słabe. Kwas borowy, H3BO3, należy do elektrolitów słabych. Ponadto, jak to bywa w przypadku kwasów wielowodorowych, dysocjuje one etapami (stopniowo). Po wprowadzeniu tego kwasu do wody, następuje dysocjacja w 3 etapach, każdy zachodzi z inną wydajnością, to znaczy ma inną wartość stopnia dysocjacji.

etap I H₃BO₃ <=> H⁺ + H₂BO₃^-
etap II H₂BO₃^- <=> H⁺ + HBO₃^2-
etap III HBO₃^2- <=> H⁺ + BO₃^3-

Równań chemicznych przedstawiających dysocjacje etapową nie wolno dodawać stronami, ponieważ każdy z tych procesów przebiega z inną wydajnością. Dysocjacja stopniowa mam miejsce w przypadku wszystkich słabych elektrolitów niebinarnych, a wiec kwasów wielowodorowych i niektórych wodorotlenków wielowodorotlenowych. Ciekawym elektrolitem jest kwas siarkowy (VI), który w I etapie jest elektrolitem mocnym (alfa = 100%), a w drugim etapie słabym (dysocjuje tylko częściowo) Sole, stanowiące z reguły mocne elektrolity, dysocjują tak, ze można zapisać ten proces jednym równaniem.<>

Stała Równowagi K

Dla reakcji przebiegającej w układzie jednofazowym zgodnie z ogólnym równaniem
aA+bB=xX+yY
(gdzie a,b,x,y-współczynniki stechiometryczne, A,X,Y,B- wzory reagentów)wartości liczbowe stężeń molowych reagentów są powiązane zależnością (wzór w nawiasie [..]oznacza stężenie molowe danej substancji):

K =	[X]^x[Y]^y
		[A]^a[B]^b

Wielkość K nazywa się stalom równowagi. Zależy ona wyłącznie od rodzaju reakcji i temperatury. Zależność wyrażona wzorem powyżej jest znana pod nazwą "prawa działania mas" i została odkryta empirycznie w latach 60. XIX wieku przez norweskich chemików Guldberga i Waagego.
Podając wartość K dla danej reakcji należy zawsze zaznaczyć, w którą stronę biegnie reakcja. w przypadku syntezy SO₃ z SO₂ i O₂ wyrażenie na stałą równowagi reakcji ma postać:
2 SO₂ + O₂ <=> 2 SO₃

K =	[SO3]^2
		[SO2]^2 [O2]

podczas gdy dla reakcji zapisanej w odwrotnym kierunku:

2 SO₃ <=>2 SO₂ + O₂

K =	[SO2]^2 [O2]
		[SO3]^2

Łatwo zauważyć, ze wartość K reakcji zapisanej "w prawo" jest odwrotnością K reakcji zapisanej "w lewo". Wartość stałej równowagi należy wiec zawsze podawać z równaniem stechiometrycznym reakcji. w przypadku reakcji przebiegających w warunkach heterofazowych typu ciecz-cialo stale i gaz-cialo stale, do wzoru na wartość stałej równowagi wchodzą tylko stężenia reagentów ciekłych i gazowych, na przykład:

CaCO₂(s) <=> CaO(s) + CO₂(g)

K= [CO₂]

Zależności te są poprawne pod warunkiem, ze w układzie reagującym obecne są wszystkie reagenty, nie tylko te, które występują w równaniu określającym K. Napisane za wzorami (jako dolne indeksy) symbole (s) i (g) oznaczają stan skupienia reagentów : stały lub gazowy. Reagenty ciekłe oznacza się symbolem (c).
Obliczenia wartości K na podstawie składu mieszaniny w stanie równowagi, a zwłaszcza obliczenia odwrotne, czyli pozwalające wyznaczyć skład mieszaniny w stanie równowagi na podstawie wartości stałej równowagi i stężeń substratów, maja duże znaczenie praktyczne, na przykład w technologii chemicznej.

pH i pOH

Im kwaśniejszy roztwór i im większe stężenie kationów wodoru, tym mniejsze pH.
Wartość pH można łatwo obliczyć posługując się papierkiem uniwersalnym. Określanie wartości pH ma istotne znaczenie we wszystkich gałęziach przemysłu chemicznego, laboratoriach, w biologii, fizjologii, rolnictwie. Niektóre badania medyczne polegają na analizie pH płynów ustrojowych człowieka. Od pH gleby zależy jakość wyhodowanych płodów rolnych, za wysokie pH w żołądku świadczy o niedokwasocie, za niskie pH, o nadkwasocie.


Indykatory
To wskaźniki odczynu , takie jak lakmus, błękit tymolowy, wywar z czerwonej kapusty, oranż metylowy, fenoloftaleina itp., służące do orientacyjnego badania pH, są związkami o dość skomplikowanej budowie, która można przedstawić schematycznie jako H-R, jeżeli indykator jest słabym kwasem, lub R-OH, jeżeli indykator jest słaba zasadą. Po wprowadzeniu do roztworu wodnego następuje jego częściowa dysocjacja i ustala się stan równowagi pomiędzy cząsteczkami i jonami.
W przypadku oranżu metylowego anion R- nadaje roztworowi barwę żółtą, a niezdysocjowane cząsteczki HR,  barwę czerwoną.
W obecności kwasów kationy wodoru przesuwają równowagę w lewo i widoczna jest tylko barwa czerwona. W obecności zasad jony OH- łączą się z jonami H+ co, zgodnie z regułą le Chateliera, przesuwa równowagę w prawo, wywołując żółte zabarwienie roztworu. Podobnie zachowują się inne wskaźniki, ale ich barwy są cecha indywidualną.


Obecnie są na rynku papierki uniwersalne, nasączone mieszanina różnych wskaźników. Każdej wartości pH odpowiada inne zabarwienie papierka. Dołączony jest wzorzec z zabarwieniem dla każdej wartości pH.


POH jest to wykładnik stężenia jonów OH- w roztworze.
PH + pOH = 14

PH= -log[H+]
POH= -log[OH-]

Roztwory i reakcje w roztworach wodnych

Roztwór - mieszanina. Układ co najmniej dwóch składników z których jeden stanowi substancję rozproszoną (zdyspergowaną) a drugi rozpraszającą (dyspersyjną).

Podział roztworów:

I kryterium stanowi rozmiar drobin substancji rozpuszczonej:

• Roztwory homogeniczne (rzeczywiste)

• Roztwory heterogeniczne - koloidy i zawiesiny

w roztworze właściwym <10 ^-9 m < średnica drobin koloidu < 10 ^{- 7} m < średnica drobin w zawiesinie

II kryterium stanowi stopień nasycenia roztworu:

• Roztwór nienasycony - w danych warunkach ciśnienia i temperatury w danej ilości rozpuszczalnika można jeszcze rozpuścić pewną ilość substancji.

• Roztwór nasycony - w danych warunkach ciśnienia i temperatury w danej ilości rozpuszczalnika nie można już rozpuścić substancji.

• Roztwór przesycony - w danych warunkach ciśnienia i temperatury w danej ilości rozpuszczalnika rozpuszczono większą ilość substancji niż wynika to z danych rozpuszczalności.

Efekty towarzyszące rozpuszczalności:

• objętościowe - kontrakcja objętości - objętość roztworu nie jest równa sumie objętości składników;

• energetyczne - proces rozpuszczania jest egzo lub endoenergetyczny w zależności od tego, który efekt
  z niżej wymienionych dominuje:

1. rozpad sieci krystalicznej substancji (dla substancji stałej) (energetycznie dodatni dla układu - aby nastąpił rozpad sieci należy dostarczyć energii - endoenergetyczny, ΔH = +Q);

2. otaczanie cząsteczkami rozpuszczalnika (solwatacja lub w przypadku wody hydratacja) (energetycznie ujemny dla układu - podczas otaczania cząsteczkami rozpuszczalnika następuje wydzielenie energii - egzoenergetyczny, ΔH = -Q);

Dysocjacja elektrolityczna

to rozpad na jony pod wpływem rozpuszczalnika o budowie dipolowej. Dysocjacji ulegają substancje
o wiązaniach jonowych lub silnie spolaryzowanych, rozpuszczalne lub reagujące z wodą.

Teoria dysocjacji:

Arheniusa - kwasy dysocjują z odszczepieniem kationu wodoru:

HCl H⁺ + Cl ^-

HNO₃ H⁺ + NO₃^-

HNO₂ H⁺ + NO₂^-

dysocjacja kwasów- wieloprotonowych zachodzi etapami

H₂SO₄ H⁺ + HSO₄^-

HSO₄^- H⁺ + SO₄^2-

obecnie piszemy równania dysocjacji do kationu hydroniowego - H₃O⁺

HCl + H₂O H₃O⁺ + Cl ^-

HNO₃ + H₂O H₃O⁺ + NO₃^-

HNO₂ + H₂O H₃O⁺ + NO₂^-

H₂SO₄ + H₂O H₃O⁺ + HSO₄^-

HSO₄^- + H₂O H₃O⁺ + SO₄^2-

• dysocjacja wodorotlenków zasadowych - 1 i 2 grupy układu okresowego bez berylu i magnezu

KOH K⁺ + OH ^-

Ca(OH)₂ Ca²⁺ +2OH ^-

• dysocjacja soli rozpuszczalnych w wodzie zachodzi całkowicie:

CuSO₄ Cu²⁺ + SO₄^2-

K₃PO₄ 3K⁺ + PO₄^3-

dysocjacja wodorosoli:

KHCO₃ K⁺ + HCO₃^-

NaHSO₄ Na⁺ + HSO₄^-

dysocjacja hydroksoli:

AlOHCl₂ AlOH²⁺ + 2Cl ^-

Al.(OH)₂NO₃ Al.(OH)₂⁺ + NO₃^-

CaOHNO₂ Ca²⁺ + OH^- + NO₂^-

(BaOH)₂SO₄ 2Ba²⁺ + 2OH^- + SO₄^2-

Równania dysocjacji substancji trudno lub nierozpuszczalnych w wodzie piszemy tylko na użytek zadań
z iloczynem rozpuszczalności!

Teoria Brőnsteda - Lowrego - tłumaczy charakter kwasowo - zasadowy obojętnych cząsteczek zawierających

atomy wodoru i jonów ujemnych Pisze się równania uwzględniając cząsteczki rozpuszczalnika np. wody, amoniaku. Zgodnie z tą teorią:

zasada - protonobiorca; biorca kationu wodoru;

kwas - protonodawca, dawca kationu wodoru.

(atom wodoru - prot zbudowany jest z 1 protonu i 1 elektronu; po jonizacji i oddaniu elektronu zostaje proton - jądro protu)

HCl + H₂O H₃O⁺ + Cl ^-

H₂O +
Cl ^- HCl + OH ^-

H₂O +
HCO₃ ^{- -} H₂CO₃ + OH ^-

HCO₃ ^- + H₂O
^- H₃O⁺ + CO₃^{2 -}

Im silniejszy kwas tym słabsza sprzężona z nim zasada.

Np. moc kwasów beztlenowych fluorowców rośnie w szeregu: HF, HCl, HBr, HI

oznacza to, że moc sprzężonych z nimi zasad: F ^-, Cl ^-, Br ^-, I ^- w tym samym kierunku maleje.

H₂O + H₂O
H₃O⁺ + OH ^-

NH₃ + NH₃
NH₄⁺ + NH₂ ^-

Teoria Lewisa - tłumaczy charakter kwasowo - zasadowy kationów oraz obojętnych cząsteczek zawierających

na atomie centralnym wolne pary elektronowe lub niedomiar elektronów

zasada - elektronodawca;

kwas - elektonobiorca.

powstaje wiązanie donorowo - akceptorowe

BH₃ jest związkiem elektrono deficytowym, kwasem Lewica

natomiast NH₃ pełni rolę zasady Lewica.

Reakcje jonowe
- to reakcje biegnące pomiędzy jonami w roztworach wodnych (szybkość reakcji jest duża)

Ogólne zasady reakcji jonowych:

• reakcję sól + sól piszemy tylko wtedy, gdy powstaje substancja niezdysocjowana np.: wytrąca się
  osad lub gaz

• mocniejszy kwas wypiera z soli kwas słabszy

• silniejsza zasada wypiera z soli słabszą

• mniej lotna zasada wypiera bardziej lotną

• mniej lotny kwas wypiera bardziej lotny

• można pisać równania wodorotlenek + wodorotlenek i kwas + kwas (jedna substancja zawiera pierwiastek amfoteryczny)

Formy równań reakcji jonowych

• forma cząsteczkowa

• forma jonowa (czasami się mówi o formie jonowej pełnej i skróconej)

„lotne” kwasy

H₂S, HCl, (H₂CO₃) - CO₂, SO₂

„lotne” zasady

NH₃

mocne kwasy

HNO₃, H₂SO₄ w pierwszym etapie dysocjacji, HCl, HBr, HI, HClO₄, HMnO₄, H₂Cr₂O₇, H₂CrO₄

mocne zasady

Wodorotlenki 1 i 2 grupy układu okresowego za wyjątkiem amfoterycznego wodorotlenku berylu

Rodzaje reakcji jonowych:

• reakcje zobojętniania (neutralizacji);

• reakcje strącania osadów;

• reakcje wydzielania gazów;

• otrzymywania słabych, niezdysocjowanych elektrolitów;

• reakcje utlenienia i redukcji (omówione oddzielnie);

• reakcje hydrolizy;

• reakcje kompleksonowania

Hydroliza
- to reakcja związku chemicznego z wodą w wyniku której powstają
jony oksoniowe (hydroksylowe - H₃O ⁺) lub hydroksylowe (OH ^-)
ze związków nieorganicznych hydrolizie ulegają sole: mocnych kwasów i słabych zasad, słabych kwasów
i mocnych zasad oraz słabych kwasów i słabych zasad
spośród związków organicznych hydrolizie ulegają: alkoholany i fenolany (do alkoholi i fenoli); sole kwasów karboksylowych (do kwasów); estry (do kwasów i alkoholi lub soli kwasów karboksylowych i alkoholi); amidy w zalezności od środowiska do amoniaku i soli kwasów karboksylowych lub kwasów karboksylowych i soli amonowych tłuszcze do glicerolu i kwasów karboksylowych; peptydy i białka (do aminokwasów); wielocukry (do cukrów prostych). Czasami hydroliza, zwłaszcza związku organicznego wymaga wytworzenia odpowiedniego środowiska.

Związki nieorganiczne:

substancja chemiczna	rodzaj hydrolizy	odczyn roztworu	równanie hydrolizy
sól słabego kwasu i mocnej zasady: KNO2, Na2SO3, K4SiO4, Na3PO4, K2CO3, Na2S	anionowa	zasadowy pH>7	NO2^- + H2O = HNO2 + OH^- SO3^2 - + H2O = HSO3^- + OH^- SiO4^4 - + H2O = HSiO4^4 - + OH^- PO4^3 - + H2O = HPO4^3 - + OH^- CO3^2 - + H2O = HCO3^- + OH^- S^2 - + H2O = HS^- + OH^-
sól słabej zasady i mocnego kwasu: FeCl3 NH4Br Al2(SO4)3	kationowa	kwaśny pH<7	Fe^3+ + 2H2O = FeOH ^2+ + H3O^+ lub Fe^3+ + 6H2O = Fe(OH)3 + 3H3O^+ choć reakcja biegnie etapami NH4^++ H2O = NH3 + H3O^+ Al^3+ + 2H2O = AlOH^2++ H3O^+
sól słabego kwasu i słabej zasady	anionowo - kationowa	obojętny (dokładnie o pH decyduje elektrolit silniejszy porównujemy K acid i K base)	piszemy dwa równania reakcji: hydrolizy anionu i kationu

Pojęcia podstawowe:

mol

jednostka ilości w chemii, (analogiczna do znanych
z życia codziennego; tuzin - 12 sztuk, kopa - 60 sztuk)

duża, bo molekuły są małe,

niecałkowita, bo dostosowana tak, by masa pojedynczego drobiny w „u” była równa liczbowo
masie 1 mola molekuł w gramach.

1mol indywiduów chemicznych
= 6,02 _* 10²³ molekuł
= N_A (liczba Avogadro)

masa molowa

to masa 1 mola molekuł chemicznych: atomów lub cząsteczek

np. M_Na = 23 g/mol - oznacza, że 1 mol atomów sodu, czyli 6,02 * 10²³ atomów sodu ma masę 23 gramów
( podczas, gdy 1 atom sodu ma masę 23u)

M_{kwasu siarkowego(VI)} = 98 g/mol - oznacza, że 1 mol cząsteczek H₂SO₄, czyli 6,02 * 1023 cząsteczek H₂SO₄ ma masę 98 gramów ( podczas, gdy 1 cząsteczka ma masę 98u)

objętość molowa

to objętość jednego mola drobin w danych warunkach temperatury i ciśnienia

np. 1 mol drobin dowolnego gazu w warunkach normalnych zajmuje objętość 22,4 dm³

(warunki normalne: 273K, 1013hPa)

1 mol drobin dowolnego gazu w warunkach standardowych zajmuje objętość 24,4 dm³

(warunki standardowe: 298K, 1013hPa)

prawo Avogadra

1. W dowolnych warunkach temperatury i ciśnienia równe objętości, różnych gazów zawierają identyczne ilości moli molekuł tego gazu.

2. W warunkach normalnych 1 mol molekuł dowolnego gazu zajmuje

objętość 22,4 dm³ .

T - temperatura [K] n - ilość moli drobin gazu

równanie stanu gazu doskonałego

pV = nRT

p - ciśnienie [Pa = N/m²] R - stała gazowa [8,314 J/mol_* K], [J = N/m²]

V - objętość [m³]

rodzaje przemian

izotermiczna T = constans - p₁V₁ = p₂V₂

izobaryczna p = constans - V₁/ T₁ = V₂/T₂

izochoryczna V = constans - p₁/T₁ = p₂/T₂

gaz w dwóch dowolnych warunkach - p₁V₁/T₁ = p₂V₂/T₂

ułamek masowy składnika:

to masa składnika do masy całej mieszaniny (łączy się z pojęciem składu procentowego)

Skład procentowy mieszaniny

% ^składnika 100%

ułamek objętościowy składnika:

to objętość składnika do objętości całej mieszaniny

ułamek molowy składnika:

to ilość moli danego składnika do sumarycznej ilości moli składników w mieszaninie

uwaga! Ułamki pomnożone przez 100% dają kolejno - zawartość procentową składnika, % objętościowy składnika, % molowy składnika

stężenie procentowe roztworu:

to masa substancji zawarta w 100 g roztworu (masa substancji do masy roztworu razy 100%)

Obliczanie stężenia procentowego

masa składnika

C_p = _* 100%

masa roztworu

stężenie molowe roztworu:

to ilość moli składnika w 1 dm³ roztworu.

Obliczanie stężenia molowego roztworu

liczba moli składnika

C_mol =

1 dm³ roztworu

rozpuszczalność:

to ilość gramów substancji, która rozpuszczona w danych warunkach temperatury i ciśnienia rozpuszcza
się w 100 g rozpuszczalnika tworząc roztwór nasycony

rozpuszczalność molowa:

to ilość moli substancji, która rozpuszczona w danych warunkach temperatury i ciśnienia
nasyca 1 dm³ roztworu

(dla substancji słabo rozpuszczalnych (T lub N w tabeli rozpuszczalności), na użytek zadań z zastosowaniem pojęcia iloczynu rozpuszczalności pojęcie rozpuszczalności molowej stosowane jest zamiennie z pojęciem stężenia molowego)

Obliczanie mas molowych mieszanin

M mieszaniny = nA * MA + nB * MB + ... dla Σ n_i = 1

Zmiana właściwości na tle u. o.

UKŁAD OKRESOWY

kierunek wzrostu wielkości

————————————————►

PROMIEŃ ATOMOWY

W grupie rośnie ze wzrostem Z, ponieważ rośnie ilość powłok elektronowych.

W okresie maleje ze wzrostem Z, ponieważ rośnie efektywna siła przyciągania jądro-elektrony walencyjne.

CHARAKTER METALICZNO-ZASADOWY

W grupie rośnie ze wzrostem Z, ponieważ rośnie odległość elektronów walencyjnych od jądra (metale chętnie tworzą połączenia o charakterze zasadowym, oddają elektrony).

W okresie maleje ze wzrostem Z, ponieważ każdy okres zaczyna się metalem i poprzez metaloid kończy niemetalem.

CHARAKTER NIEMETALICZNO-KWASOWY

Musi się zmieniać w układzie okresowym odwrotnie do charakteru metaliczno-zasadowego.

W grupie maleje ze wzrostem Z, ponieważ w procesach tworzenia anionów elektrony dobudowywane są na powłoki oddalone bardziej od jądra czyli takie, gdzie swoboda elektronów jest większa (większa energia elektronów)

W okresie rośnie ze wzrostem Z, ponieważ rośnie charakter niemetaliczny, czyli pierwiastki coraz łatwiej tworzą trwałe aniony

CHARAKTER AMFOTERYCZNY

13 .............17

2 Atomy, które leżą na przekątnej i wzdłuż przekątnej mają charakter amfoteryczny (częściej te, które leżą pod przekątną)

.

.

.

6

ELEKTROUJEMNOŚĆ

to zdolność atomu do przyciągania bliżej siebie

pary elektronowej tworzącej wiązanie chemiczne

Stosowana najczęściej skala elektroujemności to skala Paulinga: najniższą elektroujemność mają cez i frans
a najwyższą fluor. Pierwiastki o małej elektroujemności nazywa się elektrododatnimi (metale), o dużej elektroujemności - elektroujemnymi (niemetale). Gdy rośnie elektroujemnośc to rosną własności niemetaliczne pierwiastka a maleją metaliczne.

ENERGIA JONIZACJI

to energia jaką należy dostarczyć aby wybić elektron z obojętnego atomu - pierwsza energia jonizacji,

lub z jednododatniego kationu - druga energia jonizacji
i ...(każda następna jest większa od poprzedniej)

atom + energia jonizacji (1) = kation + swobodny elektron

ENERGIA POWINOWACTWA ELEKTRONOWEGO

to energia jaka się wydziela w procesie tworzenia anionu

(trwalszy anion powstaje wtedy, gdy do otoczenia wydziela się większa ilość energii)

Zmieniają się identycznie, ponieważ opisując przeciwne procesy lecz znajdują się z przeciwnych stron równania procesu.

atom + swobodny elektron = anion + energia powinowactwa elektronowego (1)

K_a= =

K_b= =

C' (produktów)

K=

STAŁA STĘŻENIOWA

K_c=

[C]^{c .} [D]^d

K_x=

STAŁA wyrażona poprzez UŁAMKI MOLOWE

K_p=

STAŁA CIŚNIENIOWA

n _zdysocjowane

n_wprowadzone

[HNO₂] _* [OH ^-]

[NO₂^-]

[H₃O⁺]

[H₃O⁺]

[HNO₂] _* [OH ^-] _* [H₃O⁺]

[NO₂^-] _* [H₃O⁺]

[NO₂^-] _* [H₃O⁺]

[HNO₂]

K_w

K_A

A - Acid - kwas

K_w

B - base - zasada

K_B

K_w

K_{A *} K_B

2

√ K_H/c_mol

K_a=

[CH₃COO^-]

K_b=

K

T

p ⁺

=

+

1

H

1

zasada 1

kwas 2

zasada 2

kwas 1

zasada 1

kwas 2

zasada 2

kwas 1

zasada 1

kwas 2

zasada 2

kwas 1

zasada 1

kwas 2

zasada 2

kwas 1

kwas 2

zasada 2

kwas 1

zasada 1

zasada 1

kwas 2

zasada 2

kwas 1

H

H

NH₃ BH₃

B

H

+

H

N

H

H

masa składnika

*

=

masa mieszaniny

mieszanina

objętość składnika mieszaniny

składnika

=

X

sumaryczna objętość mieszaniny

mieszanina

liczba moli składnika

składnika

=

x

sumaryczna liczba moli składników

mieszanina

= masa g/100 g wody

^tempertura

_substancja

R

R

^temperatura

_substancja

= liczba moli składnika/1dm³ rozpuszczalnika

---