Hydrokso i wodorosole, Chemia


  1. Wodorosole:

    1. Całkowite zobojętnienie 2KOH + H2SO4 K2SO4 + 2H2O

    2. Niecałkowite KOH + H2SO4 KHSO4 + H2O wodorosiarczan (VI) potasu

    3. Wodorosole pochodzą tylko od kwasów wodoroprotonowych, jeżeli zobojętnia się je zbyt małą ilością wodorotlenku.

    4. Ca3(PO4)2 |

    5. CaHPO4 wodorofosforan (V) wapnia | rośnie rozpuszcz.

    6. Ca(H2PO4)2 diwodorofosforan (V) wapnia ↓

    7. Wodorosole są zawsze lepiej rozp. niż sole obojętne.

    8. Mg(OH)2 + 2H2S Mg(HS)2 + 2H2O wodorosiarczek magnezu

    9. Ca(OH)2 + 2CO2 Ca(HCO3)2 wodorowęglan wapnia (twardość H2O)

    10. KHSO4 + KOH K2SO4 + H2O wodorosól -> sól obojętną zasada

    11. Ca3(PO4)2 + 4H3PO4 3Ca(H2PO4)2 sól obojętna -> wodorosól kwas

  2. Hydroksosole

    1. Całkowite zobojętnienie Ca(OH)2 + 2HBr CaBr2 + 2H2O

    2. Niecałkowite Ca(OH)2 + HBr Ca(OH)Br + H2O bromek hydroksowapnia

    3. Hydroksosole są produktami niecałkowitego zobojętniania wodorotl. O co najmniej dwóch grupach OH, jeżeli zobojętnia się je zbyt małą ilością kwasu

    4. Al(OH)3 + H2SO4 Al(OH)SO4 + 2H2O siarczan (VI) hydroksoglinu

    5. Al(OH)3 + HClO4 Al(OH)2ClO4 + H2O chloran (VII) dihydroksoglinu

    6. Cr(OH)3 + H2SO4 Cr(OH)2SO4 + 2H2O siarczan (VI) hydroksochromu (III)

    7. 2Cr(OH)3 + H2SO4 [Cr(OH)2]2SO4 + 2H2O siarczan (VI) dihydroksochromu (III)

    8. 2Cu(OH)2 + CO2 * H2O [Cu(OH)2]2CO3 + 2H2O węglan hydroksomiedzi (II) (patyna)

  3. Hydraty - sole uwodnione:

    1. CaSO4 * } 2H2O } woda krystalizacyjna, występuje w kryształach; jest „uwięziona” dwuwodny siarczan (VI) wapnia

    2. CuSO4 * 5H2O t CuSO4 + 5H2O ↑

Niebieskie kryształy; Białe kryształy;

sól uwodniona sól bezwodna

Wodę krystalizacyjną można usunąć przez ogrzewanie soli do ok. 120oC - powstaje wtedy sól bezwodna.

W czasie ogrzewania soli uwodnionej zmniejsza się masa próbki soli.

  1. Hydroliza soli:

    1. Odczyn roztworu soli zależy od mocy kwasu i zasady, od której pochodzi dana sól.

    2. Odczyn soli pochodzącej od mocnej zasady i słabego kwasu:

Odczyn soli jest zasadowy, ponieważ jony soli reagują z wodą - hydroliza i jest to reakcja odwrotna do reakcji zobojętniania

Na2SO3 + 2H2O == 2NaOH + H2SO3

2Na+ + SO32- + 2H2O == 2Na+ + 2OH- + H2SO3

SO32- + 2H2O == 2OH- + H2SO3

Anion soli reaguje z wodą odczyn zasadowy

Hydroliza anionowa

    1. Odczyn soli pochodzącej od słabej zasady i mocnego kwasu:

Odczyn soli jest kwasowy

Al(NO3)3 + 3H2O == Al(OH)3 + 3HNO3

Al3+ + 3NO3- + 3H2O == Al(OH)3 + 3H+ + 3NO3-

Al3+ + 3H2O == Al(OH)3 + 3H+

Kation soli reaguje z wodą odczyn kwasowy

Hydroliza kationowa

    1. Odczyn soli pochodzącej od słabej zasady i słabego kwasu:

Odczyn soli jest bliski obojętnego

NH4NO2 + H2O == NH3*H2O + HNO2

NH4+ + NO2- + H2O == NH3*H2O + HNO2

Kation i anion soli

reagują z wodą

    1. Hydrolizie nie ulegają sole pochodzące od mocnej zasady i mocnego kwasu oraz te, źle rozpuszczalne w wodzie.

  1. Masy atomowe i cząsteczkowe podaje się w jednostce mas atomowych unitach [u].

  2. 1u = masa 0x01 graphic
    masy 1 atomu węgla izotopu 12C - jednostka węglowa

  3. Masa atomowa - masa jednego atomu wyrażona w u.

  4. Masa cząsteczkowa - masa jednej cząsteczki wyrażona w u; jest sumą mas wszystkich atomów wchodzących w skład cząsteczki.

  5. Aby przeliczyć masę atomową lub cząsteczkową na gramy lub odwrotnie korzystamy z przelicznika: 1g = 6,02 * 1023u

  6. Mol jest jednostką liczności materii w układzie SI. Mol każdej subst. zawiera 6,02*1023 cząstek (atomów, jonów, cząsteczek…)

  7. Liczba 6,02*1023 nosi nazwę liczby Avogadra (NA) i wrażona jest w 0x01 graphic

  8. Wzorcem jednego mola jest ilość atomów zawartych w 12g węgla izotopu 12C.

  9. Definicja 1 mola:

Mol danej substancji to taka ilość tej substancji, która zawiera tyle samo cząstek, ile atomów węgla zawartych jest w 12g węgla izotopu 12C.

  1. Znając liczbę moli subst. n można zawsze obliczyć, ile to stanowi cząstek:

N = n * NA N - liczba cząstek

n - liczba moli

NA - liczba Avogadra

  1. Masa molowa (M) - masa jednego mola substancji, wyrażana w 0x01 graphic
    . Jest ona zawsze liczbowo równa masie cząsteczkowej lub masie atomowej wyrażonej w u.

  1. m = n * M m - masa substancji [g]

n - liczba moli

M - masa molowa

  1. Objętość molowa - objętość 1 mola substancji. Można ją obliczyć w danych warunkach, jeżeli znana jest w nich gęstość.

0x01 graphic
0x01 graphic
d H2O = 1 g/cm3

  1. Gęstość gazów zależy nie tylko od temp., ale również od ciśnienia. Najczęściej podaje się ją dla warunków normalnych (temp. = 0oC, ciśnienie = 1013hPa).

  2. Objętość molowa gazów nie zależy od rodzaju gazu, a tylko od warunków ciśnienia i temp., a dla warunków normalnych wynosi Vmol = 22,4 dm3/mol

  3. Jeżeli dla warunków normalnych znana jest liczba moli gazu, to można obliczyć, jaką to stanowi objętość.

V= n * Vo V - objętość

n - liczba moli

Vo - objętość molowa w warunkach norm.

  1. Gaz doskonały, to taki, w którym cząsteczki traktuje się jako punkty materialne. Przy niewielkich ciśnieniach, gazy rzeczywiste można traktować jak gaz doskonały.

  2. p V = n R T p - ciśnienie [hPa]

V - objętość [dm3]

n - liczba moli

R - stała gazowa 0x01 graphic

T - temperatura [K]

0x01 graphic
jeśli n = const.

0x01 graphic

0x01 graphic

  1. Gęstość gazu w warunkach normalnych można obliczyć znając wzór gazu:
    0x01 graphic
    do - gęstość gazu

M - masa molowa

Vo - objętość gazu

  1. Średnią masę molową mieszaniny gazów oblicza się jako średnią ważoną.

0x01 graphic
0x01 graphic

  1. Gęstość względna dwóch gazów w danych warunkach:

0x01 graphic


Wyszukiwarka