ZWIĄZKI CHEMICZNE
Szybkość reakcji mierzymy przyrostem produktów w jednostce czasu (vr=ΔC / Δt), lub ubytkiem substratów w j. czasu (vr=-ΔA / Δt). Szybkość reakcji zależy od: rodzaju substratów, temperatury, ciśnienia (faza gazowa), stopnia rozdrobnienia, ilości substratów, stężenia.
v=k•[A]x•[B]y xA+yB⇒zC + mD (k - stała szybkości danej reakcji)
Stała równowagi r. chem. - stosunek iloczynu stężeń produktów do iloczynu stężeń substratów i jest równa stosunkom stałych szybkości reakcji. K=k1 / k2 (K-stała równowagi reakcji)
Stopień dysocjacji - (% cz. zdysocjowanych) wyraża stosunek ilości cz. zdysocjowancyh do ilości wszystkich cząsteczek wprowadzonych do roztw., czyli od stężenia roztworu. α(%)= nzd / ncz = nzd / c (•100%).
Elektrolity mocne (α>30%) a) wszystkie kwasy beztlenowe fluorwców, kwasy tlenowe fluorowców (bez F), H2SO4, HNO3; b) wszystkie zasady litowców i berylowców (od Ca w dół); c) prawie wszystkie sole (rozp. w wodzie)
Elektrolity średnie (3%<α<30%) a) H2SO3, H2S, HNO2, H3PO4; b) Mg(OH)2
Elektrolity słabe (α<3%) a) H2CO3, H2SiO4, kw. organiczne, H3BO3; b) Be(OH)2, Al(OH)3, zasady wszystkich pierwiastków grup pobocznych, NH4OH.
Stała równowagi reakcji dyscocjacji (K) wyraża stosunek iloczynu stężeń jonów do stężenia cząsteczek niezdysocjowancyh.
Prawo rozcieńczeń Ostwalda - zależność między stałą K elektrolitu, st. jego dys. α i stężeniem molowym elektrolitu. Jeśli α<5% lub c / K=>400, to K=cα2.. W innym razie K= C•α2 / 1-α.
Jeśli zasada jest jednowodorotlenowa, to nzd = [OH-]
Jeśli kwas jest jednoprotonowy, to αc=[H+] (słaby) lub c=[H+] (mocny)
pH roztw.= 5, tzn. stężenie jonów Wodorowych w roztw. = 10-5 mola/dm3
W każdym roztw. wodnym [H+]•[OH-] = 10-14
Reakcja zobojętniania - r. kationów wodorowych z anionami wodorotlenowymi. Jeżeli stęzenie jonów H = stężeniu jonów OH to roztwór ma odczyn obojętny.
Reakcja hydrolizy - r. jonów soli z cz. wody.
Sole mocnych zasad i słabych kwasów ulegają hydrolizie. Powstaje słabo zdysocjowany kwas i bardzo dobrze zdysocjowana zasada. Powstałe w wyniku dysocjacji zasady jony OH- powodują odczyn zasadowy roztworu.Reakcja hydr. przebiega właściwie między anionami reszty kw. i cz. wody, więc jest to hydroliza anionowa. Sól(j) + HOH=Zasada(j) + Kwas©.
Sole słabych zasad i mocnych kwasów ulegają hydr.. Powstaje słabo zdysocjowana zas. i dobrze zdysocjowany kw. Powstałe w wyniku dys. kw. jony H+ powodują odczyn kwaśny roztw. takiej soli. R. zachodzi między kationami a cz. wody - hydroliza kationowa. Sól(j) + HOH=Zasada© + Kwas(j)
Sole słabych zasad i słabych kwasów ulegają hydrolizie. Powstaje słabo zdysocjowany kwas i zasada. Sól(j) + HOH=Zasada© + Kwas©
Sole mocnych zasad i kwasów nie ulegają hydrolizie. Odczyn tej soli jest obojętny. Sól(j) + HOH=Sól(j) + Kwas(j)=0
Reakcje strąceniowe Sól1(j) + Sól2(j)= Sól3(j) +Sól↓©
ROZPUSZCZALNOŚĆ KWASÓW
Oprócz kw. krzemowego wszystkie są rozpuszczalne.
ROZPUSZCZALNOŚĆ ZASAD
Litowców, Berylowców (bez Be i Mg)
ROZPUSZCZALNOŚĆ SOLI
wszystkie azotany dobrze rozpuszczalne
zwykle halogenki (fluorki, chlorki, bromki, jodki), ale nie w Ag
siarczany: litowców - dobrze, berylowców - im niżej tym gorzej
węglany: obojętne - tylko litowców i amonowe, kwaśne (HCO3-) - lepiej
fosforany: obojętne - litowców i amonowe, kwaśne - lepiej
wszystkie sole litowców i amonowe - dobrze
Dla substancji trudnorozpuszczalnych w określonej temperaturze iloczyn jonów tej substancji jest stały. V1=k1•[Ag+][Cl-]; V2=k2•p (powierzchnia); [Ag+][Cli-] = k2•p / k1 Jeśli będzie większe od 1,6•10-6 (iloczyn rozpuszczalności)to pojawi się osad (wytrąci się). Jeśli [Ag+]=[Cl-]=1,6•10-3 to te jony się wytrącą
OBJAŚNIENIA: • - zanak mnożenia; / - kreska ułamkowa; ⇔ - reakcja odwracalna;⇒ - normalna reakcja, (j) - zapis jonowy, © - zapis cząsteczkowy, ↓ - związek wytrącony