Wykład 1, 10.10.11

Mnożnik:	Przedrostek:	Symbol:
10^-110^-210^-310^-610^-910^-1210 10^210^310^6 10^9 10^12	decy centy mili mikro nano piko deka hekto kilo mega giga tera	d cm mm M n p da h K M G T

Jednostka masy atomowej (u)=1,60x10^-27 kg=931,5MeV (megaelektronowolty)
Liczba Avogarda (Na)=6,022x10²³mol^-1

Przedrostki zwielokratniające:
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 3/2 ½

Nazewnictwo związków:
-podajemy wszystkie pierwiastki wchodzące w jego skład
- w prawym dolnym rogu podajemy liczbę atomów danego pierwiastka w cząsteczce
-grupy atomów umieszczamy w nawiasie np. Ca₃(PO₄)₂
- ładunek jonu podajemy w prawym górnym indeksie (najpierw wartość ładunku następnie znak ładunku np. Al³⁺
- wzory związków chemicznych: składnik elektrododatni+ składnik elektroujemny
np. NaCl, KBr
- jeśli związek składa się z kilku składników elektrododatnich to kolejność alfabetyczna np. KMgF₃ fluorek magnezu potasu
- w związku dwóch niemetali stosuje się kolejność: Rn, Xe, B, Si, C, Sb, As, P, N, H, Te, Se, S, At, Br, Cl, O, F
np.B₂H_6, SiH₄
-związki niemetali z tlenem: niemetal+ tlen, wyjątek fluorek tlenu OF₂
- gdy związek zawiera jeden pierwiastek elektroujemny do nazwy pierwiastka dodajemy końcówkę „ek” np. fluorek, azotek, wyjątek: SiC- węglik krzemu
- gdy część elektroujemna związku jest heteroatomowa stosujemy końcówkę „an” np. NaPCl₆ heksachlorofosforan (v) potasu

Nazwy kwasów:
- zalecane jest traktowanie kwasów jak soli wodoru
NaCl chlorek wodoru, kwas chlorowodorowy
HCN cyjanek wodoru, kwas cyjanowodorowy
HNO₃ azotan (V) wodoru, kwas azotowy (V)
- kwasy tlenowe- końcówka „owy”
HCLO monooksochlorowy (I), kwas chlorowy (I)
H₂MnO₄ kaws tetraoksynomanganowy (VII)
Popularne kwasy:
H₂SO₃ kwas triooksosiarkowy, kwas siarkowy (IV)
H₂SO₄ kwas tetraoksosiarkowy (VI), kwas siarkowy (VI)
HNO₄ kwas azotowy (III)
HNO₃ kwas azotowy (IV)

Wykład 2, 17.10.11

- przedrostek „di” stosuje się dla kwasów zawierających 2 atomy pierwiastka kwasotwórczego np. H₄P₂O₇- kwas difosforowy,
- stosuje się nazwy tradycyjne dla: HOCN- kwas cyjanowy, HNCO- kwas izocyjankowy, HONC kwas ful minowy
- kwasy o ogólnym wzorze H₂S_xO₆ to kwasy politionowe:
H₂S₂O₆- kwas ditionowy
H₂S₄O₆- kwas tetrationowy
H₂S₂O₆- kwas ditionowy (III)
- kwasy „tio”- atom tlenu został zastąpiony przez atom siarki
H₂S₂O₃- kwas tiosiarkowy
H₃PO₃S- kwas monotiofosforowy (V)
H₃POS₃- kwas tritiofosforowy (V)
HSCN- kwas tiocyjanowy
HNCS- kwas izocyjankowy
- kwasy nadtlenowe –O-O- perokso, HOSO₂OOH H₂SO₅- kwas peroksosiarkowy (VI), HOSO₂OOSO₂OH H₂S₂O₈- kwas peroksodisiarkowy

Nazwy anionów
- obowiązują dwie metody postępowania:
1) aniony zbudowane z jednakowych atomów – końcówka „ek” np. Cl chlorek, I₃ trijodek
2) aniony zbudowane z różnych atomów – końcówka „an” np. ClO chloran, NO₂ azotan
- nazwy anionów podaje się uwzględniając ładunek

Nazwy kationów
- wyprowadzamy od pierwiastka stosując drugi przypadek liczby pojedynczej np. kation miedzi

Izopolianiony
Poliizokwasy- powstają w wyniku kondensacji dwóch cząsteczek
2H₂SO₄-H₂S₂O₇+H₂O

Nazwy soli
- sole proste: składnik elektrododatni+ składnik elektroujemny
-wodorosole: NaHSO₃- wodorosiarczan (IV) sodu, K₂HPO₄- wodorofosforan (V) dipotasu
- dla soli o bardziej skomplikowanej budowie nazwy jonów podajemy w kolejności alfabetycznej przy czym: kationy podajemy z łącznikiem „i” , aniony bez łącznika
- hydraty- sole zawierające wodę hydrostacyjną, na początku podajemy nazwę „hydrat” i liczbę cząsteczek wody np. Na₂CO₃ 10H₂O -10 hydrat węglanu sodu

Nazewnictwo wodorotlenków i nadtlenków
- używamy słowa wodorotlenek i nazwę kationu oraz jego wartościowość np. Ca(OH)₂- wodorotlenek wapnia
- nadtlenki : BaO₂- nadtlenek baru, Na₂O₂- nadtlenek sodu
- wodorki: nazwa pierwiastka +”an” np. SiH- monosiarczan, P₂H4- di fosforan
wyjątki: HF- fluorowodór, HCL- chlorowodór, HBr- bromowodór, HI- jodowodór

Podział substancji, podstawowe prawa i jednostki:
- substancje proste- pierwiastki
- substancje złożone- związki chemiczne

Teoria atomistyczna:
Założenia Daltona to:
- pierwiastki składają się z niezmiernie małych, niepodzielnych cząstek, które zachowują swoją indywidualność podczas przemian fizycznych i chemicznych.
- wszystkie atomy tego samego pierwiastka są jednakowe

Prawo stosunków stałych:
- każdy związek chemiczny ma stały skład ilościowy
- jeżeli 2 atomy A i B o masach mA i Mb tworzą cząsteczke AB to stosunek masy $\frac{\text{mA}}{\text{mB}}$= const

Prawo stosunków wielokrotnych Daltona:
- jeżeli 2 pierwiastki tworzą kilka związków chemicznych to ilości wagowe jednego pierwiastka przypadającego na stałą ilość wagową danego pierwiastka pozostają do siebie w stosunku prostych liczb całkowitych.

Prawo zachowania masy:
Całkowita masa układu reagującego jest taka sama przez i po reakcji:
∑m= const
Ma ona jednak słuszność z odniesieniu do reakcji w których nastepuje przegrupowanie zewnętrznych elektronów.

E=mc² nJie podważyło słuszności prawa zachowania masy.

Prawo zachowania materii:
Suma masy i energii w układzie zamkniętym jest stała i nie zależy od zmian zachodzących w układzie. $\ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \sum\left( m + \frac{E}{C2} \right) = const$

1g= 9*10¹³ J

Jednostki podstawowe:
- Jednostka masy atomowej (u) u=1,66 *10 ^-24 g
- Liczba Avogadra Na=6,02296 *10²³

Mol:
Jest to ilość substancji zawierających Na atomów, cząsteczek, jonów, rodników lub elektronów

Masa jednego mola jest ilościowo równa masie cząsteczkowej, atomowej, jonowej wyrażonej w gramach.
Masa jednego atomu
₆¹²C:mc=12*u=19,92*10^-24g

Masa jednego mola atomu
₆¹²C:mc=12*u*Na=19,92*10²⁴*6,02*10²³=12g/mol

Objętość gramocząsteczki gazu:
1 mol gazu zajmuje objętość 22,42 dm³

Bezwzględna i względna masa atomowa:
Atomy maja bardzo małe rozmiary i bardzo małe masy. Bezwzględna masa atomowa- rzeczywisty ciężar danego atomu, względna masa atomowa- mówi ile razy masa danego atomu jest większa od masy jednostki węglowej (u=1,66*10 ^-24 g)
względna masa atomowa=$\frac{bezwzgledna\ masa\ atomowa}{1,66\ *10\ - 24\text{\ g}}$

Związki chemiczne:
- homojądrowe
- heterojądrowe

Gramoatom:
Mol atomów-liczba gramów związku chemicznego lub pierwiastka występującego w formie cząsteczek równa jego względnej masie cząsteczkowej.

Równoważnik chemiczny pierwiastka:
Liczba jednostek wagowych pierwiastka, która łączy się lub ???? 1,008 jednostek wagowych wodoru lub 8 jednostek wagowych tlenu.
Pomiędzy równoważnikiem a masą atomową pierwiastka istnieje proporcjonalność: masa atomowa równa się wprost równoważnikowi lub jego prostej wielokrotności. Współczynnik tej wielokrotności przyjmuje wartości 1, 2,3 aż do 8 i określany jest wartościowością pierwiastka.

Wykład 3, 24.10.11

Hipoteza Avogadra:
równe objętości różnych gazów w tych samych warunkach ciśnienia i temperatury zawierają jednakową liczbę cząsteczek.

Prawo zachowania masy:
całkowita masa układu reagującego jest taka sama przed i po reakcji:
∑m=const.

Ma ona jednak słuszność w odniesieniu do reakcji w których następuje przegrupowanie zewnętrznych elektronów.

E=mC² nie podważyło słuszności prawa zachowania masy
np. detonacja 1000g gliceryny wyzwala energię 8*10⁶ J. odpowiada to przemianie w energię cieplną masy:
E=mC^{2 /}C²
C=3*10⁸
m=$\frac{E}{C2}$, 8*10^6/ (3*10⁸)² =8,9*10^-8 g

Natomiast w reakcji rozszczepienia czy syntezy jąder atomów znacznie większa procentowa część masy przechodzi w energię promienistą i słuszne jest tutaj ogólniejsze prawo:
prawo zachowania materii.
Suma masy i energii w układzie zamkniętym jest stała i nie zależy od zmian zachodzących w układzie.
∑(m+$\frac{E}{C{}^{2}}$= const

Z równania E=mC² łatwo obliczyć że masa 1g=9*10¹³ J.

Równoważnik chemiczny pierwiastka:
Liczba jednostek wagowych pierwiastka, która łączy się lub wypiera 1,008 jednostek wagowych wodoru lub 8 jednostek wagowych tlenu.

Pomiędzy równoważnikiem masą at. Pierwiastka istnieje proporcjonalność- masa AT. Równa się wprost równoważnikowi lub jego prostej wielokrotności.
m. at= równoważnik pierwiastka
Współczynnik tej wielokrotności (w) przyjmuje wartości 1,2,3… aż do 8 i określany jest wartościowością pierwiastka.

Wartościowość:
liczba atomów wodoru przypadających w cząsteczce związku chemicznego na jeden atom danego pierwiastka. Wartościowość zależy od elektronów walencyjnych.

Wykład4, 7.11.11

Do czego wykorzystujemy wartościowość?
- nazewnictwo
- rysowanie kreskowych wzorów chemicznych

Stopień utlenienia- liczba elektronów, które dany atom przekazał lub przyjął od innego atomu w ramach tworzenia z nim wiązań chemicznych.

Równoważnik chemiczny związku:
- równoważnik chemiczny kwasu- określa stosunek masy cząsteczkowej kwasu do liczby atomów wodoru w cząsteczce tego kwasu
- równoważnik chemiczny zasady- określa stosunek masy cząsteczkowej zasady do liczby grup OH w cząsteczce zasady.
- równoważnik chemiczny tlenków- określa ułamek masy cząsteczkowej tlenu przypadający na 1 równoważnik tlenu.

W solach prostych zbudowanych z dwóch pierwiastków gramorównoważnik oblicza się dzieląc masę cząsteczkową przez iloczyn liczby jonów jednego rodzaju w cząsteczce i ładunku elektrycznego jonu, jest obojętne czy liczy się to względem kationów czy anionów.

W solach złożonych gramorównoważnik oblicza się dzieląc mol związku przez bezwzględną wartość sumy ładunków dodatnich lub ujemnych odpowiednich jonów.

Stężenie normalne (n)- liczba gramorównoważników substancji która rozpuszczona jest w 1 dm³ roztworu.

Typy reakcji chemicznych:
- synteza A+B AB
- rozkład (analiza) ABA+B
- wymiana: pojedyncza AB+C AC+B, podwójna AB+CDAC+BD

Efekty cieplne reakcji:
-egzotermiczne- z wydzielaniem ciepła
- endotermiczne- z pobieraniem ciepła

Wykład 5, 14.11.11 + Wykład6, 21,11.11

Budowa materii:

Atom składa się z jądra okrążonego przez elektrony. Podstawowym składnikiem jądra są neuklony czyli:
- protony (jednododatnie)
- neutrony (cząstki pozbawione ładunku)

m_e= 9,10938 *10^-31 kg
średnica atomów 10^-8 kg

Liczbę protonów w jądrze nazywamy liczba atomową Z. Liczba ta charakteryzuje poszczególne pierwiastki. Pierwiastek chemiczny to taki rodzaj materii, której wszystkie atomy maja jednakową liczbę protonów.

_Z^A X

A-liczba masowa( suma protonów i neutronów)
Z- liczba atomowa ( liczba protonów)

Masy poszczególnych atomów jednego pierwiastka mogą się między sobą różnić zawartością neutronów, są to izotopy.

₁¹ M prot, ₁² M deuter, ₁³ M tryt

	Liczba atomowa	Liczba masowa	Liczba neutronów
	Z	A	A-Z
izotopy	jednakowa	różna	różna
izobary	różna	jednakowa	różna
izotony	różna	rożna	jednakowa

Izobary to jądra różnych pierwiastków których liczba masowa jest taka sama ale różnią się liczbę protonów i neutronów.

Izotony- to jądra rożnych pierwiastków, które przy różnej liczbie protonów moją jednakową liczbę jednakową liczbę neutronów.
A-Z= const

Inne cząstki elementarne:
- fotony
-leptony
-bozony
- bariony (nukleony, hiperony)

Trwałość jąder jest uwarunkowana siłami jądrowymi o bardzo małym zasięgu.
Możliwość czerpania energii :
- jeżeli jądro ciężkie rozbije się na fragmenty lżejsze o liczbie masowej zbliżonej do 55
- jeżeli dwa lżejsze jądra połączą się z jedno cięższe (fuzja jądrowa)

Modele jądra atomowego:
- kroplowy- jądro atomowe rozpatruje się jako krople cieczy w której nukleony dążą do jak największego upakowania w jądrze, oddziaływają na siebie jak cząsteczki wody,
- powłokowy- wyróżnia się poziomy w jądrze podobnie jak poziomy elektronowe na zewnątrz jądra. Nukleony w jądrze mogą zajmować tylko niektóre poziomy energii określane liczbami kwantowymi tworząc powłoki. Najtrwalsze są jądra w których liczba neutronów lub protonów wynosi: 2, 8, 20, 28, 50, 82, 126, 152

Samorzutne przemiany jądrowe:
Zmniejszenie nadmiaru neutronów:
-emisja promieniowania β^- ;emisja elektronów e^-; n p+ e^- +V antyneutrino
- zwiększenie liczby atomowej Z o jedna jednostkę ; ₆¹⁴ C ₇¹⁴ N+ e^-+ V

Emisja neutronu- nie powoduje zmiany pierwiastka na inny, nie ulega zmianie liczba protonów, w jądrze tworzy się izotop o innej liczbie masowej A:
_Z¹ X _Z^A-1 X +n

Zmniejszenie nadmiaru protonów:
- emisja promieniowania β⁺ tj. emisja pozytonu e⁺
pn + e⁺+V neutrino
₁₅³⁰P ₁₄³⁰Si+β⁺+V

Emisja cząstki Z
emitowane cząstki składają się z Z protonów i Z neutronów; emisja prowadzi do zmniejszenia:
- liczba atomowej nukleidu o Z jednostki
- liczba masowa o 4 jednostki

_Z^AX _Z-Z^A-4X+ α

Rozszczepienie jądrowe:
- utworzenie dwóch nukleidów o mniejszych liczbach atomowych i mniejszej liczbie neutronów.
₉₂²³⁶U ₃₇⁹⁴Rb+ ₅₅¹⁴⁰Cs+ Zn

Szeregi promieniotwórcze:
- szereg uranowo- radowy
- szereg uranowo- aktynowy
- szereg torowy

Przemiany te są typu α lub β^-; przemiana α przesuwa pierwiastek w dwa miejsca w lewo; przemiana β przesuwa pierwiastek o jedno miejsce w prawo.

Proste reakcje jądrowe
- Rutherford 1919: _Z¹⁴N+ _Z⁴Me= ₈¹⁷O + ₁¹H

Bilansowanie równań jądrowych:
- oddzielnie bilansuje się liczby masowe i oddzielnie liczby atomowe ich sumy obu stron równania

Reakcja jest endoenergetyczna- energię dostarcza cząsteczka spadająca na jądro.

Elektronowa struktura jadra
Równanie Schroidingera
funkcje porządne które:
- przyjmują wartości skończone
- są ciągłe
- są jednoznaczne

Pierwszy warunek: (wzór)

Funkcje porządne mogą być rozwiązaniem równania Schroidingera wówczas gdy energia elektryczna w atomie o liczbie atomowej Z daje się wyrazić równaniem.
Główna liczba kwantowa określa energie elektronu. Pomiędzy dwoma stanami energetycznymi elektronu nie mogą występować żadne inne stany pośrednie. Najniższy poziom energetyczny odpowiada liczbie kwantowej n=1, a w miarę wzrostu n energia zbliża się coraz bardziej do zera.

K,L,M,N,O.P.Q

Drugi warunek (wzór)

Warunek pędu, M, elektronu musi wyrazić się równaniem.

Trzeci warunek (wzór)

Odnosi się do liczby składowej Mz wektora momentu pędu M równoległej do kierunku wyróżnionego w przestrzeni.

Funkcje nazywamy orbitalami Ψ (n,l,m)
n=2
l= 0 i 1
dla l=0 (orbital s) m=0
dla l=1 (orbital p) m= -1,0,1
możliwe są cztery różne kombinacje liczb kwantowych i cztery różne orbitale.

Spin elektronowy
s- spinowa liczba kwantowa, może przyjmować jedynie wartości ½

Składowa zetowa równoległa do kierunku wyróżnionego w przestrzeni ulega kwantowaniu i można ja wyrazić wzorem
MS może przyjmować wartości –s i +s różniące się o 1; +1/2, -1/2

Kształt orbitali:
- s- kulisty o charakterze bezkierunkowym
- p- kształt ósemki, w środku układu prawdopodobieństwo znalezienia elektronu wynosi 0
- d- orbital 5-krotnie ???? dla n=3 istnieje 5 orbitali d o jednakowej energii.

Schemat poziomow energetycznych w atomach wieloelektronowych ; kwadraty symbolizują pojedyncze orbitale.

(rys. … )

Zakaz Pauliego: nakaż dym orbitalu mogą znajdować się dwa elektrony różniące się spinowa liczba kwantową MS, która przyjmuje tylko wartości +1/2 lub -1/2.

Zasada rozbudowy: orbitale o niższej energii zapełnione są elektronami wcześniej niż orbitale o wyższej energii.

Reguła Hunda: elektrony obsadzają orbitale najpierw pojedynczo a następnie ich sparowanie.

(rys. … )

Prawidłowości w układzie okresowym są konsekwencją budowy powłoki i podpowłoki
Blok s ns¹-ns² – grupa 1, 2 i He
Blok p grupa 13-18 (IIIA-VIIIA)
Blok d grupa 3-12
Blok aktynowce i lantanowce

W obrębie okresu- promienie atomów zmniejszają się wraz ze wzrostem liczny atomowej.
W obrębie grupy- promienie atomów wzrastają wraz ze wzrostem liczb atomowych- wzrasta liczba powłok elektronowych.

Energia jonizacji- energia potrzebna do oderwania elektronu najsłabiej związanego z atomem, przeniesieniu go poza oddziaływanie atomu. Oderwanie kolejnych elektronów wymaga coraz wiecej energii.

Poinowactwo elektronowe- jest to powinowactwo atomu do elektronu- energia potrzebna do oderwania elektronu od ujemnego jonu ( w stanie gazowym)
dodatnie- energia jest dostarczana
ujemne- energia jest uwalniana

F+e F^-+ Ep.e.

Elektroujemność- miara skłonności atomu do przyciągania elektronu podczas tworzenia wiązania chemicznego.

Pierwiastki elektroujemne- przyłączają elektrony lub tworzą jony ujemne
Pierwiastki elektrododatnie- oddają elektrony lub tworzą jony dodatnie

(rys. … )

Budowa cząstki i wiązania chemiczne

Główne rodzaje wiązań:
- kowalencyjne
- jonowe
Inne wiązania można traktować jako wiązania pośrednie

Wiązania jonowe:
- powstają gdy dwa pierwiastki zyskują konfigurację elektronowa gazów szlachetnych (oktet elektronowy ns²p⁶) w ten sposób że atomy pierwiastka określanego jako elektrododatni traca swoje elektrony walencyjne na rzecz atomów drugiego pierwiastka elektroujemnego.
- wiązania jonowe występują pomiędzy pierwiastkami których różnica elektroujemności przekracza 1,7.

Wiązanie atomowe
- zachodzi pomiędzy dwoma atomami tego samego pierwiastka
- różnica elektroujemności powinna zawierać się w przedziale 0-0,4

Wykład7, 5.12.11

Wiązanie koordynacyjne semipolarne- wiązanie atomów różnych pierwiastków, wiąrząca para elektronów pochodzi od jednego atomu:
- atom oddający- donor
- atom przyjmujący- akceptor

(rys. … )

Donorami mogą być atomy posiadające wolne elektrony walencyjne np. N, O, S, F, Cl, Br
Akceptorami są: H oraz atomy mające lukę oktetowi np. atomy pierwiastków gr III

Orbitale molekularne
Dla zapisania elektronów w cząsteczce stosuje się:
- metodę wiązań walencyjnych
- metodę orbitali molekularnych

Orbitale atomowe opisują zachowanie się elektronów polu pojedynczego jądra, jest orbitalem jednocentowym.
Orbitale cząsteczkowe odnoszą się do układów zawierających więcej niż jedno jądro, jest więc orbitalem wielocentowym.
*energia cząsteczek musi być jak najmniejsza

Orbital wiążący: Ψ⁺ _AB= CAΨA+CB ΨB
orbital antywiążący: Ψ^-_AB=CA ΨA-CB ΨB

(rys…)

Z energii jaką się uzyskuje z przejścia elektronów orbitali atomowych 1s na orbital σ1s jest mniejsza od energii jaka musielibyśmy włożyć na utrzymanie elektronów na orbitalu antywiążącym. Taki ładunek byłby niestabilny i nietrwały.
* wiązanie σ dotyczy zawsze wiązania leżącego w osi y łączącej oba jądra.

Homojądrowe cząstki dwuatomowe zawierające orbitale molekularne typu σ i π.

W cząsteczkach typu N₂, O₂, F₂ obok orbitalu cząsteczkowego powstają z orbitalu 2s także orbitale molekularne 2px, 2py, 2pz

(rys. … )

Orbitale molekularne muszą spełniać te same warunki jak w poprzednich przypadkach:
- warunek jednakowej symetrii w stosunku do osi wiązań
- muszą mieć niezbyt różniące się wartości odpowiadających im energii

Wiązania międzycząsteczkowe:
- wiązania wodorowe
- siły van der Waalsa

Wiązania wodorowe- to słabe oddziaływanie między związanym wodorem i atomem pierwiastka o dużej elektroujemności ulokowanym w drugiej cząsteczce. Najczęściej są to atomy: F, Cl. O, C- jeżeli są związane z pierwiastkiem silnie elektroujemnym wszystkie to atomy posiadają wolną parę elektronową.

(rys. … )

Na skutek oddziaływania ujemnie naładowanej wolnej pary elektronów atomu tlenu i cząsteczkowego ładunku dodatniego atomu wodoru powstaje wiązanie wodorowe.

Siły van der Waalsa
- mają charakter elektrostatyczny ( w zasadzie odnosi się do oddziaływań między niepolarnymi cząsteczkami typu Ch₄ czy Cl₂ lub pomiędzy nie wiążącymi się atomami gazów szlachetnych)

Stany skupienia materii (stan skupienia zależy od energii kinetycznej):
- stały
- ciekły
- gazowy
-plazma

Stan gazowy:
- bardzo duży współczynnik ściśliwości
- brak sprężystości i uporządkowania cząsteczek
Stan fizyczny gazu określają następujące parametry:
- ilość ( w molach)
- objętość ( dm³)
- ciśnienie (Pa)
- temperatura (^oK, ^oC)

Gaz doskonały:
- cząsteczki gazu są tak małe, że można je uważać za punkty molekularne
- pomiędzy cząsteczkami gazu nie występują siły wzajemnego przyciągania ani odpychania
- cząsteczki gazu poruszają się stele i bezwładnie po torach prostoliniowych, zderzając się ze sobą i ścianami naczynia w którym się znajdują
- cząsteczki gazu są doskonale sprężone
- średnia energia kinetyczna jest proporcjonalna do temperatury gazu w skali Kelvina

Prawa gazowe:
- prawo izotermy ( Prawo Boylela- Mariotta)- objętość gazu V przy T=const zmienia się odwrotnie proporcjonalnie do p.

(rys. … )

- Prawo izobary ( Prawo Gay- Lussaca)- objętość danej masy gazu znajdującego się pod stałym ciśnieniem zmienia się wprost proporcjonalnie do temperatury wyrażonej w skali bezwzględnej:

(rys. … )

- prawo izochory (Prawo Charlesa)- w stałej objętości ciśnienie gazu jest wprost proporcjonalne do jego temperatury bezwzględnej.

(rys. … )

Równanie Clapeyrona

pV=nRT
n- ilośc moli gazu
R- stała gazowa, R=8,31J/mol^oK

W przypadku stałej liczby n moli gazu

$\frac{\text{pV}}{T}$=nR= const

Stąd:$\frac{p1V1}{T1}$=$\frac{p2V2}{T2}$ (n lub m=const)

Inne postacie:
pV=$\frac{m}{M}$RT m- masa gazu w g, M- gramocząsteczki gazu mol

P=cRT c- stężenie molowe gazu C=$\frac{n}{V}$

- prawo ciśnień parcjalnych
p=p₁+p₂+p₃+….+p_i
Ciśnienie mieszaniny gazów jest sumą ciśnień cząsteczkowych poszczególnych gazów tzn. ciśnień jakie wykazywałby każdy z gazów gdyby znajdował się sam w objętości zajmowanej przez mieszaninę.

Gazy rzeczywiste
Odstępstwa od praw stanu gazu doskonałego są tym większe im gaz rzeczywisty znajduje się pod wyższym ciśnieniem, a jago temperatura jest bliska temperatury skroplenia.
- cząsteczki gazu nie są masami punktowymi
- nie mogą się poruszać swobodnie w całej objętości
- zmniejsza się swobodna objętość

Istnieją siły przyciągania między cząsteczkami
- następuje zmniejszenie się ciśnienie wywieranego przez zbiór cząsteczek gazu
- siły te maleją wraz ze wzrostem temperatury

Poprawki van der Waalas do równania stanu gazowego

(p+$\frac{a}{v^{2}}$)(V-b)=RT
V- objętość gazu doskonałego
p- ciśnienie
R- stała gazowa
T- temperatura w Kelvinach
a i b- stałe charakterystyczne dla danego gazu rzeczywistego
a- Stała wynikająca z istnienia sił przyciągania międzycząsteczkowego
b- poprawka związana z objętością własną cząsteczek gazu
$\frac{a}{v^{2}}$- ciśnienie wewnątrz gazu

Wykład8, 12.12.11

Ciecze (roztwory)
- energia kinetyczna cząsteczek jest > od energii kinetycznej ciał stałych i < od gazów

(rys. … )

Substancje niepolarne lub słabo polarne mają znacznie większą prężność pary niż substancje polarne w tej samej temperaturze, a w temperaturze wrzenia cząsteczki cieczy przechodzą w parę nie tylko na powierzchni ale całej objętości cieczy.

Równanie fazowe. Reguła faz Gibsa
Przemiana fazowa- zmiana stanu skupienia, czyli przejście z jednej fazy w drugą.
Równowaga fazowa- współistnieje dwóch lub większej liczby faz
Liczba stopni swobody układu- liczba parametrów, które możemy niezależnie zmieniać bez zmiany liczby współistniejących faz.
Przemiany fazowe i stan równowagi zależą od: temperatury, ciśnienia, objętości, stężenia składników

Reguła faz Gibsa
s=n-f-2
f- liczba faz
n- liczna składników
s- liczba stopni swobody układu

Faza- jest to jednolita część układu oddzielona od innych powierzchnią rozdziału, różniąca się od innych faz właściwościami fizycznymi. Jedną fazą jest: mieszanina gazów, jednorodny roztwór ciała stałego, ciekłego lub gazowego, kryształy dowolnej soli, duże krople zawiesiny

Liczna niezależnych składników- najmniejsza liczba rodzajów cząsteczek z których można utworzyć dany układ, np. układ złożony z lodu, wody, pary wodnej jest jednoskładnikowy wszystkie fazy składają się z cząsteczek wody.
Liczba niezależnych składników układu jest równa liczbie wszystkich współistniejących rodzajów cząsteczek zmniejszonych o liczbę wiążących je równań chemicznych.

(rys. … )

Skoro układ ma 0 stopni swobody to współistnienie wszystkich 3 faz jest możliwe tylko w warunkach ściśle określonych, wyznaczonych przez tzw. Punkt podwójny O. Krzywa AO jest krzywą sublimacji wody, krzywa OBE jest to równowaga pomiędzy wodą i parą wodną, a krzywa OC przedstawia równowagę lód woda ciekła. E jest punktem krytycznym (różnica między woda a parą wodną zanika). Lód ogrzewany pod normalnym ciśnieniem przechodzi w temperaturze O^oC w wodę (punkt C) przy dalszym ogrzewaniu woda przechodzi w temperaturze 100^oC w parę wodną (punkt B). Temperatura wrzenia wzrostem wraz ze wzrostem ciśnienia zewnętrznego.

Układ dwuskładnikowy:
najczęściej: hydraty soli, kwasów, zasad, związków nie ulegających dysocjacji, mieszaniny dwóch cieczy, stopy metali, stopy soli o wspólnym kationie lub anionie.

Równowaga chemiczna- przemiany fazowe polegające na zanikaniu jednej z faz i pojawieniu się innych.

Przemiany chemiczne- polegające na powstawaniu jednych i zanikaniu innych substancji

Układ dąży do osiągnięcia minimum energii taki stan nazywamy stanem równowagi. Osiągnięcie tego stanu równowagi związane jest z potencjałem termodynamicznym.

Entalpia swobodna- jest funkcją stanu niezależny bowiem od drogi jaką układ przeszedł w czasie rozpatrywanej przemiany ale od tanu początkowego o końcowego tej przemiany.

Entalpia swobodna G- jest sumą energii swobodnej wszystkich faz lub wszystkich składników.
G=µ₁n₁+ µ ₂n₂+… µ_in_i
µ- entalpia swobodna cząsteczek danego rodzaju
n- liczba moli danej substancji

Prawo działania mas- w stanie równowagi iloczyn ułamków molowych produktów reakcji podniesiony do odpowiedniej potęgi podzielony przez iloczyn ułamków molowych substratów reakcji również podniesiony do odpowiedniej potęgi ma wartość stałą.

Prawo działania mas:
Aa+bB= Cc+dD

K_x=$\frac{X^{c}C*\ X^{d}D}{X^{a}A*\ X^{b}B}$

Roztwory (osmoza, dyfuzja)
roztwór rzeczywisty-
rozpuszczalność-

Rozpuszczanie się stał stałych w cieczach wymaga rozerwania wiązań między cząsteczkami oraz rozsunięcia ich od siebie. Źródłem energii niezbędnej do tego jest energia hydratacji, czyli uwalnianie cząsteczek rozpuszczonego ciała przez cząsteczki wody.

Solwatacja- przyłączenie przez cząsteczki lub jony ciała stałego cząsteczek rozpuszczalnika.

Energia hydratacji- energia wiązań koordynacyjnych pomiędzy cząsteczkami wody a jonami. Energia hydratacji kompensuje energię niezbędną rozsunięcia jonów substancji.

(rys. … )

W wyniku rozpuszczenia substancji ciał stałych w rozpuszczalniku obserwuje się następujące zmiany:
- podwyższenie temperatury wrzenia
- obniżenie temperatury krzepnięcia
- obniżenie prężności par rozpuszczalnika nad roztworem

Prawo Raoulta
dotyczy orężności pary nad rozpuszczalnikiem

(rys. … )

W czystym rozpuszczalniku cząsteczki mogą w każdym punkcie powierzchni przejść do fazy gazowej i w każdym punkcie mogą powrócić do fazy ciekłej, Natomiast w roztworze część powierzchni jest zablokowana nielotnymi cząsteczkami substancji rozpuszczonej, tym samym efektywna powierzchnia z której cząsteczki rozpuszczalnika mogą przejść do fazy gazowej jest mniejsza. Natomiast cząsteczki powracające z fazy gazowej do fazy ciekłej mają do dyspozycji całą powierzchnię roztworu i ze statystycznego punktu widzenia istnieje większe prawdopodobieństwo przechodzenia z fazy gazowej w fazę ciekłą. W rezultacie prężność pary nad czystym rozpuszczalnikiem jest większa niż nad roztworem.

Wykład9, 19.12,11

Ekstrakcja

Prawo podziału Nernsta

$\frac{{\lbrack A\rbrack}_{1}}{{\lbrack A\rbrack}_{2}} = K$ ; [A]₁- stężenie substancji w rozpuszczalniku 1; [A]₂- stężenie substancji w rozpuszczalniki 2

Zachowanie się jodu- jest lepiej rozpuszczalny w chloroformie niż w wodzie. W czasie ekstrakcji jod koncentruje się niemal całkowicie w chloroformie zabarwiając go na fioletowo. Stała K dla chloroformu i wody wynosi 130 oznacza to, że jod wprowadzony do naczynia zawierającego chloroform w którym stężenie jodu w stanie równowagi będzie 130 razy większe niż w wodzie. Pozwala to na prawie całkowite przeniesienie rozpuszczonej substancji z jednej fazy w drugą.

Osmoza- dyfuzja rozpuszczalnika przez błonę półprzepuszczalną rozdzielającą dwa roztwory o różnym stężeniu.

Osmoza spontanicznie zachodzi od roztworu o niższym stężeniu w substancji rozpuszczonej do roztworu o niższym, czyli prowadzi do wyrównania stężeń.

Roztwór:
- hipertoniczny (plazmoliza)
- izotoniczny (równowaga)
- hipotoniczny (turgor)

(rys. … )

Dyfuzja- przechodzenie cząstek rozpuszczanych do rozpuszczalnika i cząstek rozpuszczalnika do roztworu na granicy zetknięcia się roztworu i czystego rozpuszczalnika lub dwóch różnych roztworów.

(rys. … )

Szybkość dyfuzji jest proporcjonalna do gradientu stężenia

lim=($\frac{C}{x})$= $\frac{\text{dx}}{\text{dx}}$

Matematycznie zależność tę ujmuje prawo Ficka:

V=-DS$\frac{\text{dc}}{\text{dx}}$

Szybkość dyfuzji (V) podaje zmianę liczby moli n substancji dyfundującej w jednostce czasu przez dana powierzchnię S.

V=- $\frac{\text{dn}}{\text{dt}}$

Szybkość dyfuzji rożnych cząstek zależy od ich wielkości to też pomiar dyfuzji pozwala na przybliżone oznaczenie ich masy cząsteczkowej Mx (wzór):

Tlenki, wodorotlenki, kwasy, sole

Tlenki- związki metali i niemetali z tlenem

Równanie reakcji otrzymywania tlenków:
- bezpośrednia synteza:
S+O₂SO₂
2Mg+O₂2MgO
C+O₂CO₂

- rozkład lub reakcja innych tlenków:
2SO₂+O22SO₃
CO₂+C2CO

- rozkład termiczny soli lub wodorotlenków
Cu(OH)₂CuO+ H₂O
MgCO₃MgO+ CO₂
CaCo₃CaO+CO₂

Zachowanie się tlenków wobec wody:

- Papierek wskaźnikowy (czerwony)
P₄O₁₀+ 6H₂O 4H₃PO₄

• tlenki reagują z wodą (CaO, CO₂, SO₂, P₄O₁₀)

• tlenki nie reagują z wodą ( SiO₂, Al₂O₃, Fe₂O₃, CO)

- papierek wskaźnikowy (niebieski)
CaO+H₂O Ca(OH)₂

Zachowanie tlenków względem wodnych roztworów kwasów i zasad

Badany tlenek	Efekty świadczące o zachodzącej reakcji	Wnioski	Równanie reakcji
	Z kwasem	Z zasadą
MgO	Zmiana barwy oranżu metylowego na żółto- pomarańczowy	Brak zmiany barwy wskaźnika	Reaguje z kwasem
Al2O3	Rozpuszczanie tlenku	Rozpuszczanie tlenku	Reaguje z kwasem i zasadą
P4O10	Brak zmiany barwy wskaźnika	Odbarwienie fenoloftaleiny	Reaguje z zasadą

Można więc wyróżnić 3 grupy tlenków:
- tlenki zasadowe, czyli te które reagują z kwasami
- tlenki kwasowe, reagują z zasadami
-tlenki amfoteryczne, reagują z kwasami i zasadami

Analiza tlenków i ich charakter na tle układu okresowego

Tlenki pierwiastków trzeciego okresu
Na2O
Reagują z wodą tworząc zasadę
Reagują z kwasami, tlenki zasadowe

Prócz tlenków znane są związki pierwiastków z tlenem w których tlen formalnie występuje na -1 stopniu utlenienia (nadtlenki), a tak może przyjmować stopnie utlenienia -1/2 (ponadtlenki)

Wodorotlenki

Me(OH)x x- ładunek kationu

Metody otrzymywania:
- reakcje aktywnych metali z zasadą: 2Na+2H₂O2NaOH+H₂
- tlenku metalu z wodą: CaO+H₂OCa(OH)₂
- soli z innymi wodorotlenkami: FeCL+3NaOHFe(OH)₃+3NaCL

Większość wodorotlenków metali reaguje z kwasami

Kwasy
HxR

Otrzymywanie kwasów:
- bezpośrednia synteza pierwiastków: H₂+CL₂2HCL
- działając wodą na tlenki niemetali: P₂O₁₀+H₂O2H₃PO₄
- w reakcjach soli z kwasami: Ca₃(PO₄)₂+3H₂SO₄ 2H₃PO₄+3CaSO₄

Sole
MxRy; y- ładunek kationu metalu, x- ładunek anionu reszty kwasowej

- Sole kwasów beztlenowych: NaCl, MgCl₂, K₂S
- sole kwasów tlenowych: MgSO₄, CaCO₃, KNO₃

Otrzymywanie soli:
- reakcje kwasów z zasadami
- metali z kwasami
- tlenków metali z kwasami
- tlenków niemetali z zasadami
- tlenków metali z tlenkami niemetali
- reakcja bezpośredniej syntezy metali i niemetali

Kwasy, zasady i sole według teorii Arrheniusa:

Kwasy- są to substancje, które dysocjują w roztworze wodnym na jednododatnie jony wodoru i ujemne jony reszty kwasowej: H_xR_xH⁺ +R^x-

Zasady- substancje, które w roztworze wodnym dysocjują na dodatnie jony metali i jednoujemne jonu wodorotlenku: M(OH)_nMⁿ⁺ +_n(OH)^-

Sole- substancje, które w roztworze wodnym dysocjują na dodatnie jony metali i ujemne jony reszty kwasowej: M_nR_mnM^m+ +_mR^n-

Reguła Bransteda
Egzotermiczna reakcja wiązania się wody z jonem wodorowym oraz z anionem wodorosiarczanowym HSO₄^-
H₂SO+H₂O= H₃O⁺ + HSO₄
H+ H₂O= H₃O⁺

W teorii Bronsteda:
kwas- donor protonów
zasada- akceptor

Woda jest zarówno kwasem jak i zasadą;
- woda jako zasada: HF+H₂O=F^- +H₃O⁺ (kwas1+ zasada2= zasada1 +kwas2)
- woda jako kwas: NH₃+ H₂O= NH₄⁺ + OH^- (zasada +kwas= kwas + zasada)
Każda z wymienionych tutaj reakcji jest reakcją pomiędzy dwiema parami sprzężonych ze sobą kwasów i zasad. Przy czym jon fluorowy stanowi zasadę 1 sprzężoną z kwasem fluorowodorowym natomiast jon hydroniowy stanowi kwas 2 sprzężony z zasadą 2 to jest z wodą.

Teoria Lewisa

Zasada- każdy donor pary elektronowej
Kwas- każdy akceptor pary elektronowej

Kwasy i zasady wg Lewisa

kwas	zasada	związek
H^+ + H^+ + AlCl3 + BF3 + Ag^+ +	Cl^- NH3 Cl^- F^- 2NH3	HCL NH4 AlCl4 BF4^- Ag(NH3)2^+

Wykład10, 9.01.12

Dysocjacja- proces rozpadu na jony cząsteczek, których występują wiązania jonowe lub spolaryzowane pod wpływem rozpuszczalnika- wody.

ABA⁺+B^-

C_o-C C C , C_o-C stężenie początkowe

Stała dysocjacji

K=$\frac{{\lbrack A}^{+}\rbrack\lbrack B^{-}\rbrack}{\lbrack AB\rbrack}$ = $\frac{C*C}{C_{0} - C}$= $\frac{C^{2}}{C_{0} - C\ }$

Stała dysocjacji równa się stosunkowi iloczynu stężeń jonowych do stężeń cząsteczek niezdysocjonowanych:
- jest to wielkość stała w danej temperaturze
- charakterystyczna dla danego związku
- nie zależy od stężenia związku

Im wartość stałej dysocjacji jest większa tym związek jest bardziej zdysocjonowany

Elektrolit- substancja, która stopiona lub rozpuszczona ulega dysocjacji. W roztworze pojawiają się swobodne jony na skutek czego możne ona np. przewodzić prąd elektryczny

Elektrolity mocna- całkowicie lub niemal całkowicie dysocjują na jony:
- wodorotlenki litowców i berylowców ( oprócz wodorotlenków berylu i magnezu)
- kwasy
- większość nieorganicznych soli rozpuszczalnych w wodzie (wyjątki sole rtęci)

Elektrolity słabe- tylko częściowo dysocjują na jony.

Stopień dysocjacji α- liczba określająca jaka część elektrolitu ulega dysocjacji

α= $\frac{C}{C_{0}}$ , C- stężenie cząsteczek zdysocjowanych, C₀- stężenie cząsteczek rozpuszczonych w wodzie
dla elektrolitów mocnych α=1 -100% ulega dysocjacji
dla elektrolitów słabych α<<!

Prawo rozcieńczeń Ostwalda (zależność między stałą i stopniem dysocjacji)

α= $\frac{C}{C_{0}}$ stąd C=C₀* α

K=$\frac{C^{2}}{C_{0} - C\ }$= $\frac{C_{0}{}^{2}*\alpha^{2}}{C_{0} - C*\alpha}$= $\frac{C_{0}{}^{2}*\alpha^{2}}{C_{0}(1 - \alpha)}$

Dla małych wartości (α mniejsza od 0,005 czyli 5%) wyrażenie 1- α=1. Wówczas wzór upraszcza się do postaci K=C₀* α² α=$\sqrt{\frac{K}{C_{0}}}$

Szacowane korzystanie z uproszczonego wzoru Ostwalda:
α=$\frac{5}{100}$

$\frac{5}{100} < \frac{K}{C_{0}}$$\frac{25}{10000}$<$\frac{K}{C_{0}}$$\frac{C_{0}}{K}$> 400

• W mocnych elektrolitach K zmienia się wraz ze stężeniem i nie charakteryzuje danego elektrolitu.

Dysocjacja wody

H₂OH⁺+OH^- – wg. Arheniusa

H₂O+H₂OH₃O⁺+OH^—wg. Bronsteda

W stanie równowagi spełniona jest zależność

K=$\frac{{\lbrack H}^{+}\rbrack\lbrack\text{OH}^{-}\rbrack}{\lbrack H2O\rbrack}$
Woda dysocjuje w małym stopniu tym samym można przyjąć że stężenie niezdysocjonowanych cząsteczek wody jest wielkością stałą.
K*[ H₂O]=Kw=[H⁺]*[OH^-]; Kw- iloczyn jonowy wody
W temperaturze pokojowej K=1*10^-14 – wartość ta jest stała we wszystkich roztworach wodnych niezależnie od obecności innych jonów.

W czystej wodzie:
[H⁺]=[OH^-]=$\sqrt{\text{Kw}}$=$\sqrt{{1*10}^{- 14}}$= 1*10^-7

Roztwory w których:
[H⁺]>[OH^-] czyli [H⁺]>1 * 10⁻¹⁴ to roztwory o odczynie kwaśnym
[H⁺]<[OH^-] czyli [H⁺]<1 * 10⁻¹⁴ to roztwory o odczynie zasadowym

pH- ujemny logarytm ze stężeń jonów wodnych
pH=-lg[H⁺]

Analogicznie definiuje się wykładnik jonów wodorotlenowych [OH^-]

pOH=-lg[OH^-] [OH^-]=10^-pOH
ponieważ iloczyn [H⁺]*[OH^-]= 1 * 10⁻¹⁴
po logarytmie i zmianie znaków: pH+pOH=14

Obliczanie pH roztworów mocnych kwasów i zasad
Stopień dysocjacji α=1
HCL H⁺+CL^-
pH=-lgC_HCL

Zależność ta obowiązuje dla roztworów rozcieńczonych, zawierających znaczną ilość wody. Ponieważ roztwory bardzo stężone np. 96% H₂SO₄ dysocjują bardzo słabo gdyż zawierają zbyt mało wody w sobie. W roztworach stężonych jony oddziaływają na siebie elektrostatycznie co zmniejsza ich ruchliwość. Przejawia się to w pozornym zmniejszeniu ich stężenia. Elektrostatyczne wzajemne oddziaływanie Janów zmniejsza tzw. Aktywność jonów (a), tym samym w zależnościach określających równowagi jonowe (stała dysocjacji, iloczyn rozpuszczalności) zastępuje się stężenie molowe jonów (c) ich aktywnością (a).

Aktywność uzyskuje się przez pomnożenie stężeń molowych przez współczynnik aktywności (f)

A=C*f

Współczynnik aktywności (f) zależy od stężenia wszystkich znajdujących się w roztworze jonów oraz od ich ładunków elektrycznych (ich wartościowości), czyli tzw, siły jonowej roztworu (I)

I=-,5∑Z²*C, Z- ładunek elektryczny jonu

Uproszczona zależność Debyela- Hiicheta
Wartości współczynników aktywności (f) są funkcja ładunków elektrycznych poszczególnych jonów oraz siły jonowej (I)
lgf=-0,5*Z²$\sqrt{I}$
współczynnik 0,5 gdy woda jest rozpuszczalnikiem w temperaturze 20⁰C i gdy wartość siły jonowej nie przekracza 0,01

Obliczanie pH roztworów słabych kwasów i zasad
K słabego kwasu jednoprotonowego HR:

HR H⁺+R^-

K=$\frac{{\lbrack H}^{+}\rbrack\lbrack R^{-}\rbrack}{\lbrack\text{HR}\rbrack}$

K_Kw=$\frac{{\lbrack H}^{+}\rbrack\lbrack H^{-}\rbrack}{CKw - \lbrack H + \rbrack}$ =$\frac{{\lbrack H + \rbrack}^{2}}{\text{Ckw}}$

$${\lbrack H}^{+}\rbrack = \ \sqrt{Kkw*Ckw}$$

pH=-lg$\sqrt{Kkw*Ckw}$

Tak samo dla słabych zasad:
[OH^-]=$\sqrt{K2*C2}$

pOH=-lg$\sqrt{Kz*Cz}$

pH=14-pOH=14+ lg$\sqrt{Kz*Cz}$

Wykład11, 23.01.12

Hydroliza (protoliza)- rozkład substancji pod wpływem wody.
Hydrolizie ulegają:
1. słaby kwas+ mocna zasada
2. mocny kwas+ słaba zasada
3. słaby kwas+ słaba zasada
Mocny kwas+ mocna zasada nie ulegają hydrolizie !

Protoliza- zgodnie z teorią Brønsteda hydroliza polega na przeniesieniu protonu.

Ad.1. Sole słabych kwasów i mocnych zasad.
Mocne zasady: I, II grupa
Słabe kwasy: H₂SO₃, HNO₂, H₂S, CH₃COOH, H₃PO₄

Octan sodu w roztworze wodnym jest całkowicie zdysocjowany.

CH₃COO^- CH₃COO^- + Na⁺

CH₃COO^- - zasada wchodzi w reakcję z wodą, która zachowuje się jak kwas.

CH₃COO^- + H₂O CH₃COOH^- + OH^-

OH^- - zaburza równowagę dysocjacji roztworu wody:

2H₂O H₃O⁺ + OH^-

Jony OH^- nie mogą reagować z kationami Na⁺ bo NaOH w wodzie jest całkowicie zdysocjowany.

CH₃COO Na + H₂O CH₃COOH* + NaOH**
*(słaby kwas, słabo dysocjuje); **(mocna zasada, całkowicie dysocjuje)

CH₃COO Na + H₂O CH₃COOH + OH^-
zasada kwas kwas zasada

Stała hydrolizy K_n

K_n= C_CH3COOH*C_OH-/C_CH3COO-*C_H2O

W roztworze rozcieńczonym stężenie wody (C_H2O) jest praktycznie biorąc stałe, co pozwala na zapisanie równania na stałą hydrolizy w tej postaci:

C_CH3COOH*C_OH-/ C_CH3COO-=K_n* C_H2O=K

K – stała dysocjacji zasady sprzężonej z kwasem octowym.

Pomnożenie licznika i mianownika przez stężenie jonów oksoniowych daje ostatecznie:

K=C_CH3COOH*C_OH-*C_H3O+/C_CH3COO-*C_H3O

uwzględniając, że stała dysocjacji kwasu octowego wynosi K_kw

K_kw= C_CH3COO-* C_H3O/ C_CH3COOH

oraz, że iloczyn jonowy wody

K_w=C_H2O+*C_OH-

można ostatecznie napisać:
K=K_w/K_kw

Stała dysocjacji kwasu (K_kw) i stała dysocjacji sprzężonej z nim zasady (K) związane są zależnością:

K_kw*K=K_w

Po wyprowadzeniu wykładników stałych dysocjacji:

pK+pK_kw=pK_w=14

Z równania tego wynika, że w sprzężonej parze kwas – zasada, im mocniejszy kwas, tym słabsza sprzężona z nim zasada i na odwrót.

Ad.2. Sole mocnych kwasów i słabych zasad.

(Chlorek amonu)
NH₄+ H₂O$\overset{\rightarrow}{}$ NH₃+H₃O⁺ jony oksoniowe są przyczyną kwasowego odczynu roztworu

pK+pK_zas= pkw=14

Ad.3. Reakcje słabych kwasów i słabych zasad.

(Octan amonu CH₃COONH₄ )
CH₃COO^-+H₂OCH₃COOH+OH^-
równowaga między anionami soli i wodą jako kwasem

NH₄⁺+H₂ONH₃+H₃O⁺
równowaga między kationami soli i wodą jako zasadą

W roztworze mocny kwas (NH₄⁺) i zasadę (CH₃COOH^-)

K=$\frac{\text{Kw}}{Kkw*Kzas}$

pK+pK_kw+pK_zas=14

Roztwory buforowe
Wprowadzenie do roztworu nawet niewielkiej ilości kwasu lub zasady powoduje zmianę pH.
Do utrzymania pH służą układy zwane buforowymi lub roztworami buforowymi.
Są to przeważnie mieszaniny zawierające 2 składniki z których jeden neutralizuje działanie dodanego kwasu a drugi zasady.

układ: slaby kwas i sól tego kwasu z mocną zasadą
np.: roztwór CH₃COOH i CH₃COONa (obok słabego kwasu octowego występują jony
octanowe, które wg teorii Bronsteda są zasadą sprzężoną z tym kwasem octowym).

układ: roztwory słabych zasad i ich soli z mocnymi kwasami
np.: roztwór NH₄OH i NH₄Cl (obok słabej zasady amonowej występują jony amonowe, które
są kwasem sprzężonym z tą zasadą).
układ: wodorosole (dwie sole słabego wieloprotonowego kwasu)
np.: roztwór NaH₂PO₄ i Na₂HPO₄ ( w roztworze tym jony H₂PO₄^- pełnią rolę kwasu, a jony
HPO₄^2-rolę zasady sprzężonej z tym kwasem).

Mieszanina słabego kwasu i jego soli z mocna zasadą
Bufor octanowy sporządzony przez zmieszanie kwasu octowego CH₃COOH i soli CH₃COONa zawiera jony H⁺ i CH3COO^- oraz niezdysocjowanej cząsteczki CH₃COOH:
CH₃COOH CH3COO^- + H⁺
CH₃COONa CH3COO^- + Na⁺

Dodatek małej ilości mocnej zasady, np.: NaOH
jony OH^- zostaną zobojętnione przez kwas octowy
OH^- + CH₃COOH -> CH₃COO^- + H₂O

Dodatek malej ilości mocnego kwasu np. HCl
jony H⁺ (tworzące w wodzie jony oksoniowe H₃O⁺) zostaną związane przez jony octanowe:
H₃O⁺+CH₃COO- CH₃COOH+H₂O

Stężenie jonów H⁺ i CH3COO^- oraz niezdysocjowanej cząsteczki CH₃COOH związane są zależnością:

K_kw=$\frac{\left\lbrack CH3COO - \right\rbrack*\lbrack H + \rbrack}{\lbrack CH3COOH\rbrack}$
K_kw- stała dysocjacji kwasu niezależna od obecności innych jonów w roztworze

Ponieważ octan sodu jest solą całkowicie zdysocjowaną a kwas octanowy jako słaby kwas jest praktycznie niezdysocjowany można przyjąć, że jony octanowe pochodzą wyłącznie od soli wiec stężenie jonów octanowych jest równe stężeniu soli (C_s), a wyrażenie w mianowniku wzoru na stałą dysocjacji jest równe stężeniu kwasu (C_kw).
[CH₃COO^-]=C_s
[CH₃COOH]=C_kw

K_kw=$\frac{\text{Cs}*\lbrack H + \rbrack}{\text{Ckw}}$

[H⁺]=K_kw *$\frac{\text{Ckw}}{\text{Cs}}$

Stąd wynika że stężenie jonów H⁺ zależy od stosunku stężenia kwasu i soli.

Rozpuszczalność- maksymalna liczba gramów substancji rozpuszczonej w 100g rozpuszczalnika w określonej temperaturze.