Elektrolit- substancja, która stopiona lub rozpuszczona w rozpuszczalniku, rozpada się na swobodne jony (dysocjuje), na skutek czego może ona przewodzić prąd elektryczny. np. wodne roztwory soli, kwasów i zasad, oraz stopy tych związków. W zależności od stopnia dysocjacji: -mocne, całkowicie zdysocjowane na jony: wodorotlenki litowców i berylowców (bez wodorotl. berylu, magnezu), kwasy, np. HCl, HI, HBr, H₂SO₄, HNO₃, HClO₄, oraz większość nieorgan. soli rozpuszczalnych w wodzie (wyjątki np. sole rtęci - Hg(CN)₂, Hg₂Cl₂ - w których wiązanie metalu z anionem" jest w dużym stopniu kowalencyjne) - takie sole tworzą kryształy jonowe. -słabe: tylko częściowo zdysocjowane na jony - H₂S, H₂SO₃, HNO₂, CH₃COOH. -binarne - dysocjują na kationy i aniony w takiej samej ilości .

Stała dysocjacji Dysocjację słabych elektrolitów można traktować jako odwracalną reakcje chemiczną. Słaby elektrolit, o wzorze ogólnym AB, ulega w roztworze wodnym dysocjacji według równania: AB <=> A⁺ + B^-

W stanie równowagi równanie można wyrazić zależnością:

K_c -nosi nazwę stałej dysocjacji,
[A⁺], [B^-] - stężenia molowe jonów
[AB] - stężenie molowe cząsteczek niezdysocjowanych

Stała K_c jest wielkością praktycznie biorąc stałą w określonej temperaturze, niezależną od stężenia. Dlatego może służyć jako miara mocy elektrolitów. Im elektrolit jest mocniejszy, tym wartość stałej K_c jest większa.

Bronsteda

Kwasami w/g Bronsteda nazywamy zw. chemiczne lub jony zdolne do oddawania protonów, a zasadami zw. chemiczne lub jony zdolne do przyłączania protonów.
Cząsteczka lub jon kwasu po oddaniu protonu staje się cząsteczką lub jonem zasady i odwrotnie - cząsteczka zasady po przyłączeniu protonu staje się cząsteczką lub jonem kwasu.

HA <=> H⁺ + A^-
kwas <=> proton + zasada

Związek A^- jest zatem zasadą sprzężoną z odpowiednim kwasem HA, a kwas HA jest sprzężony z zasadą A^-.

Kwas HCL+ zasada H2Okwas H3O+ +zasada Cl-

HS^-	+	H3O^+	-—>	H2S	+	H2O
zasada		kwas		kwas		zasada
HS^-	+	H2O	-—>	S^2-	+	H3O^+
kwas		zasada		zasada		kwas

Autodysocjacja wody- to samorzutna dysocjacja elektrolityczna cząsteczek H₂O zachodząca w wodzie ciekłej, rodzaj dysocjacji elektrolitycznej, w której czysty (ciekły) zw. chemiczny w postaci cząsteczkowej rozpada się na jony pod wpływem innych cząsteczek tego samego związku, pełniąc przy tym rolę zarówno kwasu jak zasady. Autodysocjacja tego typu jest możliwa, gdyż cząsteczki wody mają budowę polarną. Polarność wody czyni ją dobrym rozpuszczalnikiem substancji polarnych (np. słabe elektrolity) oraz jonowych (sole) dzięki hydratacji powstałych jonów.

Stała równowagi autodysocjacji wody:

W przypadku rozcieńczonych roztworów wodnych można uwzględnić praktyczną stałość stężenia wody, wykorzystuje się wówczas tzw. iloczyn jonowy wody:

K_w = [H₃O ⁺ ][OH ⁻ ]

Wartość iloczynu jonowego wody w temperaturze pokojowej wynosi ok 10^-14. Podobnie jak dla innych bardzo małych stałych o charakterze stałych równowagi, jak iloczyn rozpuszczalności czy stała dysocjacji lub przy określaniu stężenia jonów hydroniowych oraz wodorotlenowych, wartość iloczynu jonowego podaje się jako -log₁₀K_w (p jest operatorem oznaczającym obliczenie -log₁₀}:

pK_w = − log₁₀K_w

Wartość pK_w ≈ 14 (w temp. pokojowej).

Przy normalnym ciśnieniu atmosferycznych woda jest ciekła w zakresie 0 - 100°C (273 - 373 K). Wraz ze wzrostem temperatury dysocjacja staje się łatwiejsza (reakcja endotermiczna) i iloczyn jonowy K_w rośnie, a pK_w spada. Wartość pK_w zmienia się od ok. 14,95 w temperaturze 0°C przez 14,0 (25°C) i 13,0 (60°C) do 11,25 w temperaturze 100°C.

Wartość pK_w ma kluczowe znaczenie dla definicji skali pH. Między pH i pK_w występuje zależność:

pH + pOH = pK_w

W czystym rozpuszczalniku stężenia obu form jonowych muszą być sobie równe, skąd otrzymamy w stanie równowagi:

oraz (po zlogarytmowaniu obu stron):

Wartość pH = pOH w czystej wodzie, tzw. pH neutralne, wynosi 7 i określa umowny środek skali pH.

Roztworami buforowymi nazywamy roztwory zachowujące stałą wartość pH i nieczułe na niewielkie dodatki kwasów i zasad. Są to przeważnie roztwory słabych kwasów i ich soli lub słabych zasad i ich soli.

• bufor octanowy: CH₃COOH, CH₃COONa w zakresie pH = 3,5 - 6

• bufor amonowy: NH₃* H₂O, NH₄Cl w zakresie pH = 8 - 11

• bufor fosforanowy: KH₂PO4, K₂HPO₄ w zakresie pH = 5,5 - 8

• bufor boranowy: H₃BO₃, Na₂B₄O₇ w zakresie pH = 7 - 9

Roztwory buforowe służą do utrzymania stosunkowo stałego odczynu roztworów. Stosuje się je do wielu przemysłowych procesów, wymagających utrzymywania w miarę stałego pH - np. przy produkcji barwników, leków syntetycznych oraz w procesach fermentacyjnych, a także w poligrafii, przy druku w technice offsetowej. Wiele buforów jest też stosowanych do kontrolowania pH gotowych produktów spożywczych, kosmetyków i leków. Niektóre bufory (np. boranowy) są same stosowane jako substancje lecznicze - np. do przemywania poparzonej skóry lub oczu.

Stopień dysocjacji   -  stosunek ilości cząsteczek zdysocjowanych do całkowitej ilości cząsteczek rozpuszczonych w danym roztworze (dla roztworu słabego elektrolitu). 

Stopień dysocjacji zależy od:

• struktury związku, dla którego ten stopień jest ustalany

• rodzaju rozpuszczalnika

• obecności w roztworze innych związków zdolnych do dysocjacji

• stężenia roztworu (na ogół wzrasta w miarę rozcieńczania roztworu)

• temperatury (na ogół nieco wzrasta wraz ze wzrostem temperatury)

Definicja pH roztworu: w celu wyrażenia kwasowości lub zasadowości roztwory, czyli odczynu roztworu używa się pojęcia pH, który został zdefiniowany jako ujemny logarytm ze stężenia molowego jonów wodorowych. pH= - log[H⁺]. pH=7(obojętny), pH<(kwasowy), pH>7(zasadowy).

Ogniwa Daniela zostało wynalezione w 1836 roku przez angielskiego chemika Johna. W tak zbudowanym ogniwie galwanicznym reakcje połówkowe redukcji i utlenienia zachodzą w różnych obszarach ogniwa. Utlenianie zachodzi na elektrodzie zwanej anodą, a utlenianie cząstki uwalniają do niej elektrony. Redukcja zachodzi na drugiej elektrodzie, nazywanej katodą, a cząstki ulegające redukcji pobierają od niej elektronySumaryczna reakcja powoduje przepływ elektronów w zewnętrznym przewodniku łączącym obie elektrody.

Zn(s) + Cu2+(aq) --> Zn2+(aq) + Cu(s)

Elektrody drugiego rodzaju składają się z metalu, jego trudno rozpuszczalnej soli oraz elektrolitu zawierającego aniony wchodzące w skład trudno rozpuszczalnej soli.

Przykładem elektrody drugiego rodzaju jest elektroda kalomelowa.

Elektroda ta składa się z naczyńka, w którym w charakterze kontaktu, umieszczony jest drucik platynowy, zanurzony w rtęci znajdującej się na dnie naczynia. Rtęć pokryta jest warstwą mieszaniny rtęci i chlorku rtęciowego Hg2Cl2 (kalomel) a nad tą mieszaniną znajduje się roztwór chlorku potasu KCl. O potencjale elektrody kalomelowej decyduje stężenie jonów chlorkowych, wobec których jest odwracalna. Elektroda kalomelowa może być użyta zarówno jako anoda jak i katoda.W przypadku, gdy w jakimś ogniwie jest anodą, wówczas podczas pracy ogniwa ulega utlenieniu i przechodzi do roztworu w postaci jonów Hg22+, które z jonami Cl- pochodzącymi od KCl tworzą trudno rozpuszczalny osad Hg2Cl2(s). Jeżeli natomiast stanowi ona katodę, wówczas jony Hg22+ pochodzące z kalomelu redukują się do metalicznej rtęci, przy czym wzrasta stężenie jonów chlorkowych.

Wzor na potencjał elektrody

gdzie Veo - potencjał normalny tj. potencjał elektrody zanurzonej w roztworze o stężeniu kationów

równym 1 mol/dm3, R - stała gazowa, F - stała Faradaya, T - temperatura bezwzględna, z - wartościowość

Elektroda Reakcja elektrodowa Potencjał standardowy E^o
Li/Li⁺ Li <=> Li⁺ + e^- - 3,05

H₂O/H₂, OH^- 2H₂O + 2e^- <=> H₂ + 2OH^- - 0,83 itp. Itd....

---