Elektrolity. dysocjacja ElektRolityczna

Woda - najbardziej pospolity rozpuszczalnik. Duża stała dielektryczna wody ε = 78,4. Zasada Lewisa, właściwości wody są w dużym stopniu określone przez występowanie silnych wiązań wodorowych.

Elektrolit - substancja, która rozpuszczając się we wodzie, daje roz­twór zawierający jony, czyli naładowane poruszające się w roztworze cząstki. Elektrolit w stanie stałym (nie rozpuszczony we wodzie lub nie stopiony) nie przewodzi prądu elektrycznego.

Svante Arrhenius 1887r. Prze-

wodnictwo elektryczne roztwo-

rów pewnych substancji.

Elektrolity - większość soli, kwasy: HNO₃, H₂SO₄, HCl, CH₃COOH, zasady: KOH, Ca(OH)₂, NH₃^.H₂O

Nieelektrolity - glukoza, sacharoza, alkohol, eter, aceton.

Proces rozpuszczania NaCl -

kryształ jonowy, wiązanie

jonowe, utrzymywany siłami

elektrostatycznymi. Jony są

przyciągane i solwatowane

(hydratowane) przez cząsteczki wody.

W roztworze zarówno ujemne aniony Cl^- jak i dodatnie kationy otoczo-

ne są przez cząsteczki wody, co znacznie zmniejsza przyciąganie elek­tro­statyczne między kationami i anionami.

Proces rozpuszczania HCl:

wiązanie H—Cl kowalencyjne

spolaryzowane. Ciekły HCl
nie przewodzi prądu elek­trycz-
nego, jony powstają dopiero
w procesie rozpuszczania
i hydratacji. Roztwór wodny
przewodzi prąd elektryczny.

Proces rozpuszczania glukozy, kryształu molekularnego, utrzymywa­ne­go w całości przede wszystkim przez wiązania wodorowe między poszcze­gól­nymi cząsteczkami glukozy.

Następuje hydratacja i zastąpienie wiązań wodorowych glukoza - glu­ko­za przez wiązania wodorowe glukoza - woda. Brak jonów, roztwór nie przewodzi prądu elektrycznego.

Badanie przewodnictwa alkoholu metylowego i roztworu alkoholu metylowego we wodzie. Alkohol metylowy CH₃OH nie przewodzi prądu elektrycznego. Cukier we wodzie nie przewodzi prądu elektrycznego.

Badanie przewodnictwa wody destylowanej i wody wodociągowej. Woda destylowana nie przewodzi prądu elektrycznego, woda wodocią­gowa słabo.

Badanie przewodnictwa roztworów NaCl i NH₄SCN. Roztwory tych soli przewodzą prąd elektryczny.

Badanie przewodnictwa soli stałych NaCl i NH₄SCN. Sole stałe są izolatorami. Brak możliwości ruchu nośników ładunku czyli jonów.

Badanie przewodnictwa stopionego NH₄SCN (tt. 150 ^oC). Stopiony NH₄SCN przewodzi prąd elektryczny.

Kwasy. Badanie przewodnictwa elektrycznego 2M H₂SO₄

H₂SO₄ + H₂O → HSO₄^- + H₃O⁺

Badanie przewodnictwa elektrycznego 2M CH₃COOH

CH₃COOH + H₂O
CH₃COO^- + H₃O⁺

Zasady. Badanie przewodnictwa elektrycznego 2M NaOH. Silna zasada. Kryształy jonowe [(Na⁺)(OH^-)]_n, już są gotowe jony OH^-.

NaOH → Na⁺ + OH^-

Badanie przewodnictwa elektrycznego 2M wodnego roztworu amonia­ku, słaba zasada.

NH₃·H₂O NH₄⁺ + OH^-

Badanie przewodnictwa elektrycznego CH₃COONH₄ w porównaniu z 2N CH₃COOH i z 2N NH₃·H₂O. Octan amonu bardzo dobrze przewo­dzi prąd:

CH₃COONH₄ → NH₄⁺ + CH₃COO^- Dysocjacja soli z reguły 100 %.

Sole. Z reguły silne elektrolity. Ale są wyjątki. np. HgCl₂ (sublimat - silna trucizna) i Hg(CN)₂. Roztwór sublimatu kiepsko przewodzi prąd, podobnie jak roztwór Hg(CN)₂.

Elektrolity mocne i słabe.

Elektrolity mocne. Z reguły zbudowane są z jonów, α = 100 %.

NaCl - kryształ zbudowany z jonów Na⁺ i Cl^-.

a_i - aktywność, efektywne stężenie jonów (i) mocnego elektrolitu

f_i - współczynnik aktywności, współczynnik korygujący, a_i = c_i·f_i

log f_i = -0,509·z_i² I I - siła jonowa roztworu, I = ½ cz²

Elektrolity słabe.

α = c - stężenie molowe zdysocjowanej części elektrolitu

c_o - całkowite stężenie molowe elektrolitu

Stopień dysocjacji α niewielki, substancja w roztworze istnieje przede wszystkim w formie niezdysocjowanej.

1 M roztwór HCl bardzo dobrze przewodzi prąd elektryczny, 1 M roz­twór HF słabo. Stopień dysocjacji α dla 1 M HCl * 1 (100 %), dla 1 M HF α * 0,08 (8 %). Stopień dysocjacji α dla 1 M roztworu może być ale tylko w pewnym stopniu mia­rą mocy elektrolitu.

Dla słabych elektrolitów

AB A⁺ + B^-

HF + H₂O H₃O⁺ + F^- słaby kwas

NH₃ + H₂O

NH₄⁺ + OH^- słaba zasada

Fe(OH)₂

[Fe(OH)]⁺ + OH^- słaba zasada

Miarą mocy elektrolitu jest stała dysocjacji K pochodząca od stałej stężeniowej dla reakcji dysocjacji.

Miarą nie jest ၡ

[A⁺] = ၡ c₀ [B^-] = ၡ c₀ [AB] = c₀ - ၡ c₀

dla α < 0,05 K ≈ c₀ α²

Im większe rozcieńczenie tym stopień dysocjacji α większy. Nawet

słabe elektrolity w bardzo rozcieńczonym roztworze są silnie zdy­so­cjonowane (Ostwald).

Badanie przewodnictwa kwasu octowego w funkcji stężenia kwasu

octowego CH₃COOH. Kwas lodowaty nie przewodzi prądu. Przy rozcieńczaniu wodą przewodnictwo wzrasta.

Teorie kwasów i zasad.

Teoria Arrheniusa (nagroda Nobla 1903 r).

Kwas - każda substancja, która dostarcza jony H⁺ do roztworu.

HA
H⁺ + A^-

Zasada - każda substancja, która dostarcza jony OH^- do roztworu.

MOH
M⁺ + OH^-

Reakcja zobojętnienia kwas + zasada woda + sól

HA + MOH → MA + H₂O HCl + KOH → KCl + H₂O

H⁺ A^- + M⁺ OH^- → M⁺ A^- + H₂O H⁺(aq) + OH^-(aq) → H₂O(l)

ΔH^o = -52,3 kJ·mol^-1

Braki teorii Arrheniusa:

1. Brak wyjaśnienia roli wody w procesie dysocjacji

2. Sole powinny mieć zawsze odczyn obojętny

3. Dlaczego amoniak NH₃ jest zasadą

4. Wolny proton H⁺ jest niezwykle reaktywny, reaguje on z wodą
H₂O + H⁺ H₃O⁺ ΔH^o_tw = -799,3 kJ·mol^-1 [H⁺] = 10^-130 M

Teoria Brønsted'a - Lowry'ego (nagroda Nobla 1923 r).

Kwas jest to substancja z której proton może zostać usunięty. Jest to donor protonu. Utrata protonu to deprotonowanie.

Zasada jest to substancja zdolna do oderwania protonu z kwasu i jego zaakceptowania. Jest to akceptor protonu.

Teoria ta dobrze tłumaczy reakcje kwasowo-zasadowe jako polegające na konkurowaniu o proton przez dwie zasady.

Mocny kwas chlorowodorowy (solny) HCl.

HCl(aq) + H₂O(l) H₃O⁺(aq) + Cl^-(aq) K' - Z' i K”- Z” są to
K' Z” K” Z' sprzężone kwas- zasada ­

HCl(aq) jest mocniejszym kwasem niż H₃O⁺(aq), a H₂O(l) mocniejszą zasadą niż Cl^-(aq), dlatego równowaga reakcji ustala się po stronie pro­duktów. H₃O⁺ jest to najsilniejszy kwas w roztworze wodnym.

Mocny kwas ulega we wodzie całkowicie deprotonowaniu z wytworze­niem jonów oksoniowych (hydronowych) H₃O⁺. Innymi słowami, moc­ny kwas jest całkowicie zjonizowany w roztworach wodnych.

Jon wodorowęglanowy jest słabym kwasem, jon H₃O⁺ jest silnym kwasem a jon węglanowy CO₃^2- jest dość silną zasadą, zatem równowa­ga poniższej reakcji leży po lewej stronie.

HCO₃^-(aq) + H₂O(l)
H₃O⁺(aq) + CO₃^2-(aq)

kwas I zasada II sprzężony kwas II sprzężona zasada I

Kwas oddaje proton i przechodzi w sprzężoną zasadę tego kwasu, zasada przyłącza proton i przechodzi w sprzężony kwas tej zasady.

Jon O^2- jest mocną zasadą. O^2-(aq) + H₂O(c) → OH^-(aq) + OH^-(aq)

zasada I kwas II sprzężony sprzężona

kwas I zasada II

NH₃ jest słabą zasadą. NH₃(aq) + H₂O(c) → NH₄⁺(aq) + OH^-(aq)

zasada I kwas II sprzężony sprzężona

kwas I zasada II

Mocne zasady reagują z wodą całkowicie dając jony wodorotlenkowe (hydroksylowe) OH^-. OH^- + H₂O
H₂O + OH^-

Inaczej, mocna zasada jest we wodzie cał­kowicie sprotonowana. Słaba zasada jest we wodzie tylko częściowo sprotonowana.

OH^- jest to najsilniejsza zasada w roztworze wodnym.

Podaj kwas i zasadę, oraz sprzężony kwas i sprzężoną zasadę.

HCO₃^-(aq) + H₃O⁺(aq)
H₂O(c) + H₂CO₃(aq)

O^2- + NH₃ → OH^- + NH₂^-

NH₄⁺(aq) + H₂O(c)
NH₃(aq) + H₃O⁺(aq)

Wskaż substancję która może być: a) kwasem Brønsted'a b) zasadą Brønsted'a c) kwasem i zasadą Brønsted'a. Podaj odpowiednio sprzężo­ny kwas lub zasadę.

SO₃^2-, HPO₄^2-, NH₄⁺, NH₃, Br^-, HClO_4, H₂O, OH^-

MOC KWASÓW I ZASAD

Właściwą miarą mocy kwasu jest stała równowagi reakcji dysocjacji.

[H₂O] = 55,5 M

pK_a = -lg K_a K_a = 10^-pK

K_a > 1 kwasy mocne (HClO₄, H₂SO₄, HNO₃, HMnO₄, HCl, HBr, HI)

1 > K_a > 10^-2 kwasy średniej mocy (HSO₄^-, H₂CrO₄, H₂SO₃)

K_a < 10^-2 kwasy słabe (H₃PO₄, HF, H₂CO₃, HCOOH, CH₃COOH)

Moc sprzężonej zasady

A^- + H₂O
HA + OH^- pK_b^* = -lg K_b^*

Stąd pK_a + pK_b^* = 14

Im silniejszy kwas, tym słabsza sprzężona z nim zasada.

Kwasy H₃PO₄ + H₂O
H₂PO₄^- + H₃O⁺ K(H₃PO₄) = 7,1·10^-3

wielo- H₂PO₄^- + H₂O
HPO₄^2- + H₃O⁺ K(H₂PO₄^-) = 6,3·10^-8

protonowe HPO₄^2- + H₂O
PO₄^3- + H₃O⁺ K(HPO₄^2-) = 4,4·10^-13

PO₄^3- jest sprzężoną zasadą bardzo słabego kwasu HPO₄^2-,
K = 4,4·10^-13. Zatem odczyn wodny takiej zasady Na₃PO₄ jest bardzo alkaliczny i reakcja odpowiedzialna za odczyn:

PO₄^3- + H₂O
HPO₄^2- + OH^-

Właściwą miarą mocy zasady jest stała równowagi reakcji dysocjacji.

B + H₂O
HB⁺ + OH^- K_b = pK_b = -lg K_b

HB⁺ + H₂O
H₃ O⁺ + B K_a^* =

K_b·K_a^* = = [H₃O⁺]·[OH^-] = 10^-14

Stąd pK_b + pK_a^* = 14

Im silniejsza zasada, tym słabszy sprzężony z nią kwas.

Reakcja dysocjacji zasadowej metyloaminy

CH₃NH₂·H₂O
CH₃NH₃⁺ + OH^- K_b = = 4,4·10^-4

Silne zasady 100 % dysocjacja: KOH, NaOH, Ca(OH)₂, Ba(OH)₂.

Słabe zasady: amoniak NH₃, aminy alifatyczne.
Bardzo słabe zasady: anilina C₆H₅NH₂

Roztwór wodny sprzężonego kwasu tej zasady C₆H₅NH₃⁺, czyli roztwór chlorowodorku aniliny [C₆H₅NH₃⁺] Cl^- jest bardzo kwaśny i reakcja odpowiedzialna za odczyn:

C₆H₅NH₃⁺ + H₂O
C₆H₅NH₂ + H₃O⁺

ODCZYN ROZTWORU, SKALA pH.

pH = -lg [H₃O⁺] pOH = -lg [OH^-]

[H₃O⁺]·[OH^-] = 10^-14 pH + pOH = 14

Dla czystej wody [H₃O⁺] = [OH^-] = 10^-7 zatem pH = 7

Wskaźniki

Są to substancje, które zmieniają barwę gdy zmienia się pH roztworu.

Chemicznie wskaźnik jest to słaby kwas, którego sprzężona zasada ma inną barwę.

HInd + H₂O
H₃O⁺ + Ind^- K_ind =

Dla barwy przejściowej [HInd] = [Ind^-] K_ind = [H₃O⁺]

Popularne wskaźniki (indykatory) i zakres pH zmiany barwy

Błękit tymolowy: czerwona (1,2 - 2,8) żółta silnie zasadowy niebieski

Czerwień kongo: niebieska (2,0 - 4,0) czerwona

Oranż metylowy: czerwona (3,1 - 4,4) żółta

Czerwień metylowa: czerwona (4,2 - 6,3) żółta

Błękit bromotym.: żółta (6,0 - 7,6) niebieska

Lakmus czerwona (6,3 - 7,6) niebieska

Fenoloftaleina: bezbarwna (8,3 - 10) czerwona

Żółcień alizaryn.: żółta (10,0 - 12,0) fioletowa

KWASY - GŁÓWNE REAKCJE I OTRZYMYWANIE

Otrzymywanie i nazewnictwo

Tlenki kwasowe + woda niektóre wodorki + woda

Tlenki kwasowe - tlenki niemetali i tlenki metali na wysokich stopniach utlenienia (CrO₃, Mn₂O₇).
Tlenki niemetali CO, NO i N₂O nie są bezwodnikami kwasowymi.

SO₃ + H₂O = H₂SO₄ Tlenek siarki (VI) kwas siarkowy (VI)

Kwas siarkowy, Sole siarczany (VI), siarczany

CrO₃ + H₂O = H₂CrO₄ Tlenek chromu (VI) kwas chromowy (VI)

Kwas chromowy, Sole chromiany (VI), chromiany

SO₂ + H₂O = H₂SO₃ Tlenek siarki (IV), kwas siarkowy (IV)

Kwas siarkawy, Sole siarczany (IV), siarczyny.

2ClO₂ + H₂O = HClO₃ + HClO₂ bezwodnik dwóch kwasów

2ClO₂ + 2KOH = KClO₃ + KClO₂ + H₂O

2NO₂ + H₂O = HNO₃ + HNO₂ bezwodnik dwóch kwasów

2NO₂ + Na₂CO₃ = NaNO₃ + NaNO₂ + CO₂

W normalnych warunkach kwasowy tlenek SiO₂ nie reaguje z wodą.

SiO₂ + 2NaOH = Na₂SiO₃ + H₂O stapianie

SiO₂ + 4NaOH = Na₄SiO₄ + 2H₂O gotowanie ze stężonym roztworem

ługu.

Nazewnictwo

HClO - kw. chlorowy (I), kw. podchlorawy, chlorany (I) podchloryny.

HClO₂ - kwas chlorowy (III), kwas chlorawy, chlorany (III) chloryny.

HClO₃ - kwas chlorowy (V), kwas chlorowy, chlorany (V), chlorany.

HClO₄ - kwas chlorowy (VII), kwas nadchlorowy, chlorany (VII), nadchlorany, zupełnie poprawna nazwa tetraoksochloran wodoru lub kwas tetraoksochlorowy (VII).

HCl - roztwór we wodzie, kwas chlorowodorowy, kwas solny, chlorek

HCN - kwas cyjanowodorowy, cyjanek

H₂Te - kwas tellurowodorowy, tellurek

HN₃ - kwas azotowodorowy, azydek

Od czego zależy moc kwasów beztlenowych w roztworach wodnych.

H₂O H₂S H₂Se H₂Te

HF HCl HBr HI

Od czego zależy moc kwasów tlenowych XO_m(OH)_n, zależy od m i n.

Im m większe, tym kwas silniejszy. Zależność od n jest skomplikowana.

Wartości pK_a - im większe tym kwas słabszy K_a = 10^-pKa

m = 0 b. Słabe m = 1 słabe m = 2 silne m =3 b. silne

HClO 7,2 HNO₂ 3,3 HNO₃ -1,5 HClO₄ -10

H₃BO₃ 9,2 HClO₂ 2,0 HClO₃ -1,4 HMnO₄ -6

H₄SiO₄ 10,0 H₂CO₃ 3,9 H₂SO₄ ~ 0

H₆TeO₆ 8,8 H₃AsO₄ 2,3

Elektroujemność atomu centralnego: HNO₃ > HClO₃ > HBrO₃ > HIO₃

Kwasy fosforowe H₃PO₂ (1.23) > H₃PO₃ (2.00) > H₃PO₄ (2.16)

H(H₂PO₂) H₂(HPO₃)

Reakcje z metalami - kwasy nieutleniające, wydzielanie wodoru.

Zn + H₂SO₄ → ZnSO₄ + H₂ Szybka reakcja

Zn + 2 CH₃COOH → (CH₃COO)₂Zn + H₂ Powolna reakcja

Kwasy utleniające, HNO₃ i stężony H₂SO₄ - wydzielanie tlenków azotu lub SO₂. Reakcja nawet z metalami stosunkowo szlachetnymi.

Hg + HNO₃ = Hg(NO₃)₂ + NO + H₂O dobierz współczynniki.

Zn + HNO₃ = Zn(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + H₂O dobierz współczynniki.

Cu + H₂SO₄ = CuSO₄ + H₂O + SO₂ dobierz współczynniki.

Reakcje z solami słąbszych kwasów - wypieranie tych kwasów z soli.

Na₂CO₃ + 2 HCl → H₂CO₃ + 2 NaCl

H₂CO₃ → CO₂ ↑ + H₂O kwas słaby, nietrwały.

CH₃COONa + H₂SO₄ → NaHSO₄ + CH₃COOH niezdysocjowany

FeS + 2HCl → FeCl₂ + H₂S ↑ kwas słaby, lotny.

Także bezwodniki kwasowe reagują z solami słabszych kwasów

Na₂CO₃ + 2NO₂ → NaNO₂ + NaNO₃ + CO₂↑

Na₂CO₃ + SO₂ → Na₂SO₃ + CO₂↑

Na₂CO₃ + SiO₂ → Na₂SiO₃ + CO₂↑ stapianie CO₂↑ opuszcza układ

Uwaga na siarczki i kwas azotowy - dobierz współczynniki

CuFeS + HNO₃ → Cu(NO₃)₂ + Fe(NO₃)₃ + H₂SO₄ + NO + H₂O

Reakcje H₂SO₄ z solami lotnych kwasów, niekoniecznie słabych - wy­pie­­­ra­nie bardziej lotnych kwasów.

NaCl + H₂SO₄ → NaHSO₄ + HCl↑
NaCl + NaHSO₄ → Na₂SO₄ + HCl↑

Wypieranie mocniejszych kwasów przez słabsze, siłą napędową takich reakcji jest z reguły tworzenie się nierozpuszczalnych soli.

(CH₃COO)₂Pb + H₂S → PbS ↓ + 2CH₃COOH

PbS + HNO₃ → PbSO₄ + NO + H₂O dobrać współczynniki reakcji.

Reakcje kwasów z tlenkami metali - tworzą się sole.

PbO + 2HNO₃ = Pb(NO₃)₂ + H₂O azotan (V) ołowiu (II)

Reakcje kwasów z wodorotlenkami metali - tworzą się sole.

Ca(OH)₂ + 2HNO₃ = Ca(NO₃)₂ + 2H₂O azotan (V) wapnia

H₃PO₃ + 2NaOH = Na₂HPO₃ + 2H₂O z nadmiarem NaOH

ZASADY - GŁÓWNE REAKCJE I OTRZYMYWANIE

Alkalia - roztwór wodorotlenku we wodzie. pH > 7. Zasady w roztworze wodnym generują jon OH^-. Jest to najsilniejsza zasada istniejąca w roztworze wodnym

Otrzymywanie i nazewnictwo

Tlenki zasadowe + woda BaO + H₂O = Ba(OH)₂

Bardzo silna zasada O^2- O^2- + H₂O = OH^- + OH^-

Amidki + woda NaNH₂ + H₂O = NaOH + NH₃

Bardzo silna zasada NH₂^- NH₂^- + H₂O = OH^- + NH₃

Wodorki metali + woda LiH + H₂O = LiOH + H₂

Bardzo silna zasada H^- H^- + H₂O = OH^- + H₂

Podobnie reagują z wodą inne bardzo mocne zasady np. N^3-, C₂^2-.
Napisz odpowiednie reakcje cząsteczkowe z udziałem azotku magnezu i karbidu CaC₂.

Metale + woda 2Li + 2 H₂O = 2LiOH + H₂

LiOH - wodorotlenek litu

Fe(OH)₂ - wodorotlenek żelaza (II), wodorotlenek żelazawy.

Fe(OH)₃ - wodorotlenek żelaza (III), wodorotlenek żelazowy.

CaCl(OH) - chlorek wodorotlenek wapnia

Moc zasad

Mg(OH)₂ Ca(OH)₂ Sr(OH)₂ Ba(OH)₂ silne zasady ale dość słabo rozpuszczalne

LiOH NaOH KOH RbOH CsOH silne zasady dobrze rozpuszczalne.

Silne zasady, ale słabo rozpuszczalne Ag₂O, TlOH, La(OH)₃.

Ag₂O + H₂O
2Ag⁺ + 2OH^-

Fe(OH)₃ < Fe(OH)₂ słabe trudno rozpuszczalne zasady.

Reakcje z kwasami - otrzymywanie soli.

Ca(OH)₂ + 2 HCl = 2 H₂O + CaCl₂

Reakcje z tlenkami kwasowymi ­- otrzymywanie soli.

2NaOH + SiO₂ = Na₂SiO₃ + H₂O

2ClO₂ + 2NaOH = NaClO₃ + NaClO₂ bezwodnik dwóch kwasów

Wypieranie słabszych zasad z ich soli przez mocniejsze zasady.

NH₄Cl + KOH → KCl + NH₃ + H₂O

2 NH₄Cl + Ca(OH)₂ → CaCl₂ + 2NH₃ + 2 H₂O w fazie stałej

FeCl₃ + 3 NH₃·H₂O → Fe(OH)₃ ↓ + 3 NH₄Cl

WODOROTLENKI I TLENKI AMFOTERYCZNE

Niektóre wodorotlenki lub (tlenki metali) zachowują się wobec zasad jak kwasy lub (tlenki kwasowe), wobec kwasów natomiast jako wodo­ro­tlenki zasadowe (tlenki zasadowe).

Al(OH)₃, Cr(OH)₃, Zn(OH)₂, Pb(OH)₂, Sn(OH)₂, Be(OH)₂, Cu(OH)₂.

Al(OH)₃ + 3HCl = AlCl₃ + 3 H₂O

Al(OH)₃ + NaOH = Na[Al(OH)₄]

Al(OH)₃ + 3NaOH = Na₃[Al(OH)₆]

2 Al + 6 HCl = 2 AlCl₃ + 3 H₂

2 Al + 2 NaOH + 6 H₂O = 2 Na[Al(OH)₄] + 3 H₂

2Cr(OH)₃ + 3H₂SO₄ = Cr₂(SO₄)₃ + 6 H₂O

Cr(OH)₃ + 3NaOH = Na₃[Cr(OH)₆]

Pb(OH)₂ + 2 HNO₃ = Pb(NO₃)₂ + 2 H₂O

Pb(OH)₂ + NaOH = Na[Pb(OH)₃]

PbO + 2 HNO₃ = Pb(NO₃)₂ + H₂O

PbO + NaOH + H₂O = Na[Pb(OH)₃]

Napisz reakcję Zn z wodnym roztworami KOH. Powstaje miedzy innymi

K₂[Zn(OH)₄]. Napisz reakcję SnO z roztworem NaOH. Powstają sole cynia­ny(II), pochodne anionu [Sn(OH)₄]^2-.

Im wyższy stopień utlenienia tym wyraźniejsze są właściwości kwa­sowe tlenków.

CrO - tylko właściwości zasadowe, reaguje tylko z kwasami,

Cr₂O₃ - właści­wości amfoteryczne, reaguje z kwasami i zasa­dami, CrO₃ - właściwości wyłącznie kwasowe, reaguje tylko z zasadami.

SOLE - OTRZYMYWANIE, NAZEWNICTWO

Otrzymywanie.

1. Kwas + metal

Fe + H₂SO₄ = FeSO₄ + H₂

Dla kwasów utleniających

3Ag + 4HNO₃ = 3AgNO₃ + NO + 2H₂O

Fe + HNO₃ = Fe(NO₃)₃ + NO + H₂O dobierz współczynniki

2. Kwas + tlenek metalu

CrO + 2HCl = CrCl₂ + H₂O

3. Kwas + wodorotlenek metalu

La(OH)₃ + 3H₂SO₄ = La₂(SO₄)₃ + 6H₂O

4. Metal + niemetal

Mg + S = MgS 2 Na + Cl₂ = 2 NaCl

5. Tlenek niemetalu + tlenek metalu

6Na₂O + P₄O₁₀ = 4Na₃PO₄

6. Tlenek niemetalu + wodorotlenek metalu

2 NaOH + SiO₂ = Na₂SiO₃ + H₂O (stapianie)
4 NaOH + SiO₂ = Na₄SiO₄ + 2H₂O (gotowanie z roztworem NaOH)

2NO₂ + 2KOH = KNO₃ + KNO₂ + H₂O bezwodnik dwóch kwasów

Podział soli.

Sole obojętne M_nR_m:

CuBr bromek miedzi (I), bromek miedziawy
CuBr₂ bromek miedzi (II), bromek miedziowy

Fe(ClO₃)₃ chloran (V) żelaza (III), chloran żelazowy.

Wodorosole (sole kwaśne) M_n(H_pR)_m

MgHPO₄ - wodoroortofosforan (V) magnezu,

Ca(H₂PO₄)₂ - diwodoroortofosforan (V) wapnia, ( dwuwodoro-)

Ba(HSO₄)₂ - wodorosiarczan (VI) baru

NaOH + H₃PO₄ = NaH₂PO₄ + H₂O

2NaOH + H₃PO₄ = Na₂HPO₄ + 2H₂O

BaSO₄↓ + H₂SO₄ = Ba(HSO₄)₂
2PbSO₄↓ + 2HNO₃ = Pb(HSO₄)₂ + Pb(NO₃)₂

Hydroksosole (sole zasadowe).

2Mg(OH)₂ + H₂SO₄ = [Mg(OH)]₂SO₄ + 2 H₂O

siarczan (VI) wodorotlenek magnezu
albo siarczan (VI) hydroksomagnezu
[Fe(OH)₂]₃PO₄ - ortofosforan (V) diwodorotlenek żelaza (III) albo

ortofosforan (V) dihydroksożelaza (III)

Hydroliza soli.

Reakcja soli z wodą, odwrotna do reakcji zobojętnienia jest reakcją hydrolizy. Reakcja hydrolizy przebiega z reguły w niewielkim stopniu. Ulegają hydrolizie sole:

1. 
   sole słabych kwasów i silnych zasad - odczyn zasadowy. Np. octan sodu CH₃COONa, Na₂CO₃. Błękit bromotymolowy - niebieski
   Do roztworu wprowadzamy sprzężoną zasadę słabego kwasu
   
   CH₃COO^- + H₂O
   CH₃COOH + OH^-
   
   Na₂CO₃ + H₂O
   NaHCO₃ + NaOH
   CO₃^2- + H₂O
   HCO₃^- + OH^-
   Odczyn zdecydowanie zasadowy, fenoloftaleina czerwona.
   hydroliza powstałego NaHCO₃ ma już niewielkie znaczenie.
   CO₃^2- sprzężona zasada od HCO₃^- (K_a = 4.8·10^-11, K^*_b= 2,1·10^-4)
   
   
   Dla celów obliczeniowych - traktuj np. 0,1 M octan sodu jako 0,1
   
   M zasadę o stałej K_b^* = = 5,88·10^-10
   
   a np. 0,01 M Na₃PO₄

jako 0,01 M zasadę o K_b^* = = 0,022 KHPO₄^2- = 4,5·10^-13

2. 
   sole silnych kwasów i słabych zasad - odczyn kwaśny. Np. chlorek
   amonu NH₄Cl, Al₂(SO₄)₃. Błękit bromotymolowy - żółty.
   
   NH₄⁺ + 2 H₂O
   NH₃·H₂O + H₃O⁺
   Dla celów obliczeniowych - traktuj np. 0,05 M chlorku amonu
   
   jako 0,05 M kwas o stałej K_a^* = = 5,88·10^-10
   NH₄⁺ jest to sprzężony kwas słabej zasady.
   
   Al(NO₃)₃ odczyn kwaśny Al³⁺(aq)
   [Al(OH₂)₆]³⁺ + H₂O
   [Al(OH₂)₅(OH)]²⁺ + H₃O⁺ K_a = 1,14·10^-5
   
   [Be(OH₂)₄]²⁺ + H₂O
   [Be(OH₂)₃(OH)]⁺ + H₃O⁺
   
   Wszystkie jony metali oprócz jonów litowców i berylowców (bez berylu) oraz kationów metali o ładunku +1 można traktować jak słabe kwasy.
   Zatem np. 0.01 M Al₂(SO₄)₃ można traktować jako 0,02 M kwas o K_a = 1,14·10^-5 (znane są tabele)
   
   Niekiedy reakcje idą dalej, aż do wydzielenia się nierozpuszczal­nych soli zasadowych albo nierozpuszczalnych okso soli. Dodatek kwasu (tutaj HCl) cofa hydrolizę.
   SbCl₃ + H₂O
   SbOCl↓ + 2 HCl chlorek antymonylu
   BiCl₃ + H₂O
   BiOCl↓ + 2 HCl chlorek bizmutylu
   

c. sole słabych kwasów i słabych zasad: odczyn bliski obojętnemu.
Stężenie [H₃O⁺] zależy od stałych dysocjacji słabego kwasu i słabej zasady:



Np. octan amonu CH₃COONH₄. Błękit bromotymolowy - zielony.
(NH₄)₂CO₃, Błękit bromotymolowy - niebieski (odczyn zasadowy). Przeważa silnie zasadowy anion CO₃^2- nad nie tak silnie kwaśnym kationem NH₄⁺.

d. Sole silnych kwasów i silnych zasad nie ulegają we wodzie hydrolizie. Odczyn roztworu takich soli jest obojętny.
Zbadajmy odczyn Ba(NO₃)₂ i odczyn AgNO₃. Zasady AgOH i
TlOH są to silne zasady

Zadania do wytłumaczenia na wykładzie - odczyny we wodzie
Fe(NO₃)₂, AgClO₃, AgF, CH₃COOAg , KClO₂

KClO₃, NaClO₄, BeCl₂, Al₂(SO₄)₃

BUFORY

Przy rozcieńczaniu tych roztworów pH nie ulega zmianie. Dodatek pewnych ilości kwasu lub zasady tylko minimalnie zmienia pH.

1. 
   bufor kwaśny np. octanowy - kwas octowy + octan sodu
   [H₃O⁺] = K_a

2. 
   bufor zasadowy np. amoniakalny - amoniak + chlorek amonu
   [OH^-] = K_b

3. 
   bufor obojętny np. fosforanowy - diwodoroortofosforan (V) sodu i

wodoroortofosforan (V) sodu. [H₃O⁺] = K(H₂PO₄^-)

Do 45 cm³ buforu fosforanowego dodajemy 5 cm³ 0,01 M HCl. pH pra­wie nie ulega zmianie. Przy dodaniu 5 cm³ 0,01 M HCl do 45 cm³ czys­tej wody odczyn jest zdecydowanie kwaśny (oranż metylowy)

Do 45 cm³ buforu fosforanowego dodajemy 5 cm³ 0,01 M NaOH. pH pra­wie nie ulega zmianie. Przy dodaniu 5 cm³ 0,01 M NaOH do 45 cm³ czys­tej wody odczyn jest zdecydowanie zasadowy (fenoloftaleina).

4. 
   Bufor przyrody jest to bufor kwaśny: kwas węglowy + anion wodorowęglanowy
   [H₃O⁺] = K_a

Organizmy zwierzęce, wody rzek i jezior.

Proszę przerobić ten dział (zadania ) z książki K. M. Pazdro „Zbiór
zadań z chemii dla szkół średnich”

KWASY, ZASADY, PODSUMOWANIE

a) Definicja Brønsted'a - Lowry'ego:
Kwas jest to substancja z której proton może zostać usunięty. Jest to donor protonu. Utrata protonu to deprotonowanie. Po oderwaniu protonu otrzymujemy z kwasu sprzężoną zasadę. Im mocniejszy kwas tym słabsza sprzężona z nim zasada.

Zasada jest to substancja zdolna do oderwania protonu z kwasu i jego zaakceptowania. Jest to akceptor protonu. Po zaakceptowaniu protonu zasada przechodzi w sprzężony z nią kwas. Im silniejsza zasada, tym słabszy sprzężony z nią kwas.

W świetle teorii Brønsted'a zawsze jest rywalizacja różnych zasad o proton.

Roztwór wodny silnego kwasu azotowego (V), o proton rywalizuje jon NO₃^- i woda H₂O, wygrywa woda. Woda jest silniejszą zasadą niż NO₃^-.

H₂O + H- - -ONO₂
H₂OH⁺ + NO₃^-

Roztwór wodny słabego kwasu fluorowodorowego, o proton rywalizuje jon F^- i woda H₂O, wygrywa F^-, jest silniejszą zasadą niż woda.

H₂O + H- - -F H₂OH⁺ + F^-

Najsilniejszym kwasem w roztworze wodnym jest H₃O⁺

Jon tlenkowy O^2- bardzo silna zasada, nie istnieje w roztworze wodnym

H₂O + Na₂O → NaOH + NaOH

H₂O + O^2- → OH^- + OH^-

kwas 1 zasada 2 kwas 2 zasada 1

NH₃ + Na₂O → NaOH + NaNH₂

NH₃ + O^2- → OH^- + NH₂^-

kwas 1 zasada 2 kwas 2 zasada 1

Najsilniejszą zasadą w roztworze wodnym jest OH^- .

Amidki + woda NaNH₂ + H₂O = NaOH + NH₃

Bardzo silna zasada NH₂^- NH₂^- + H₂O = OH^- + NH₃

b) Definicja Lewisa:

Kwas jest to akceptor pary elektronowej, zasada jest donorem pary elektronowej (związanej z jakimś jonem, atomem, cząsteczką).

Typowe kwasy Lewisa to związki z nie zapełnionym oktetem,
np. związki pierwiastków II - grupy:

Np. BeF₂ BeF₂ + 2KF → K₂[BF₄]
Spełniona jest reguła oktetu (Be pierwiastek drugiego okresu).

Podobnie Be(OH)₂ + 2KOH → K₂[Be(OH)₄]

związki pierwiastków III - grupy, n. p. BF₃ lub AlCl₃.

H₃N: + BF₃ → H₃N:BF₃
Spełniona jest reguła oktetu (B pierwiastek drugiego okresu).

(H₃N—BF₃)

Dla glinu może ale nie musi być spełniona reguła oktetu (Al pierwiastek trzeciego okresu). Dlatego zachodzi reakcja

↓Al(OH)₃ + 3 OH^- → [Al(OH)₆]^3- 12 elektronów wokół Al

jon wodorkowy H^- jest liganiem (zasadą Lewisa) H:^-

[AlH₄]^-

Proton można uważać za akceptor pary elektronowej a aniony OH^-, HSO₄^-, Cl^- za donory pary elektronowej.

HCl + H₂O = H₃O⁺ + Cl^- kwas + zasada Lewisa.

HCl jest akceptorem pary elektronowej od tlenu z wody

H₃O⁺ + OH^- = 2 H₂O kwas + zasada Lewisa.

H₃O⁺ jest akceptorem pary elektronowej od tlenu z jonu wodorotlenkowego

H₂O + Na₂O = 2NaOH jonowo

H₂O jest akceptorem pary elektronowej od tlenu z jonu tlenkowego O^2-

AsF₅ + F^- = AsF₆^- AsF_5(g) bardzo silny kwas Lewisa. Jest to ten­den­cja do przyłączenia par elektronowych (tu związanych z jonem F^-).

AsF_3(l)+ F^- → AsF₄^- AsF₃ słabszy kwas Lewisa. Typowe właści­woś­ci dla halogenków pierwiastków trzeciego i wyższych okresów, możliwe przez rozszerzanie oktetu.

Szczególnie silnym kwasem jest SbF₅.

Silne kwasy Lewisa często generują nietypowe kationy:
SbCl₅ + NOCl ­→ [NO][SbCl₆] NO⁺ kation nitrozylowy patrz CO

SbCl₅ + NO₂Cl ­→ [NO₂][SbCl₆] NO₂⁺ kation nitrylowy patrz CO₂

Tlenki niemetali, szczególnie na wyższych stopniach utlenienia.

SO₂ + O^2- → SO₃^2- SO₂ + CaO → CaSO₃

Najbardziej prawdopodobna
struktura Lewisa dla SO₃^2-.

SO₃ + O^2- → SO₄^2- SO₃ + Na₂O → Na₂SO₄

podobnie bardzo silny kwas Lewisa SO₃ + HOH → H₂SO₄

SO₃ + HF → HSO₃F bardzo silny kwas

Także tlenki pierwiastków niemetalicznych II okresu

CO₂ + OH^- → HCO₃^- CO₂ + NaOH → NaHCO₃

Reguła oktetu

musi tutaj być

spełniona.

Kationy metali są kwasami Lewisa, w roztworze wodnym zawsze hydratowane: [Al(OH₂)₆]³⁺, [Be(OH₂)₄]²⁺, [Na(OH₂)₄]⁺.

Kationy lub metale bloku d są często efektywnymi kwasami Lewisa.

AgCl + 2NH₃ = [Ag(NH₃)₂]Cl lub jonowo Ag⁺ + 2 NH₃ = [Ag(NH₃)₂]⁺

AgCl + 2KCN = K[Ag(CN)₂] lub jonowo Ag⁺ + 2 CN^- = [Ag(CN)₂]^-

Dysocjacja elektrolityczna tych kompleksów.

[Ag(NH₃)₂]Cl → [Ag(NH₃)₂]⁺ + Cl^-

K[Ag(CN)₂] → [Ag(CN)₂]^- + K⁺ K₂[Zn(OH)₄] → [Zn(OH)₄]^2- + 2 K⁺

Wolne metale przejściowe, właściwości kwasowe Lewisa

Ni + 4 CO → [Ni(CO)₄]

Fe + 5 CO → [Fe(CO)₅]

Zasady Lewisa - musi być wolna para elektronowa.

Czy HNO₃ może być zasadą Lewisa

c) Definicja rozpuszczalnikowa (tylko dla rozpuszczalników ulegają­cych autodysocjacji): Substancja która zwiększa stężenie kationów odpowiadających rozpuszczalnikowi to kwas, substancja która zwięk­sza stężenie anionów odpowiadających rozpuszczalnikowi to zasada.

2NH₃ NH₄⁺ + NH₂^-
NH₄⁺Cl^- - kwas, Na⁺NH₂^- - zasada

zobojętnienie: NH₄⁺Cl^- + Na⁺NH₂^- → 2 NH₃ + NaCl (sól)
w ciekłym amoniaku NH₄⁺ + NH₂^- → 2 NH₃

dla roztworu wodnego H₃O⁺ + OH^- → 2 H₂O

reakcja z metalami Mg + 2NH₄⁺ → Mg²⁺ + 2NH₃ + H₂

Mg + 2H₃O ⁺ → Mg²⁺ + 2H₂O + H₂

2Al + 2NH₂^- + 6NH₃ → 2[Al(NH₂)₄]^- + 3H₂ w ciekłym NH₃
2Al + 2 NaNH₂ + 6NH₃ → 2 Na[Al(NH₂)₄] + 3H₂

2Al + 2OH^- + 6H₂O → 2[Al(OH)₄]^- + 3H₂ we wodzie
2Al + NaOH + 6H₂O → 2 Na[Al(OH)₄] + 3H₂

d) Definicja Luxa - Flooda
Dla tlenkowych układów bezwodnych. Kwas jest to akceptor jonu tlenkowego, zasada jest to donor jonu tlenkowego.

Na₂O(zasada) + SiO₂ (kwas) = Na₂SiO₃ (sól)
jonowo O^2- + SiO₂ = SiO₃^2- (sól)

Na₂O + Al₂O₃ = 2 NaAlO₂ (tylko w warunkach bezwodnych)

jonowo O^2- + Al₂O₃ = 2 AlO₂^- (sól)

Koncepcja twardych i miękkich zasad i kwasów.

Twarde kwasy: małe, słabo polaryzowalne kationy, np. jony litowców, berylowców, Al³⁺, jony lżejszych metali przejściowych na wysokich stopniach utlenienia, np. Ti⁴⁺, Fe³⁺, Co³⁺.

Miękkie kwasy: duże, dobrze polaryzowalne kationy, np. jony cięższych metali przejściowych szczególnie na niskich stopniach utlenienia, np. Pt²⁺, Pt, Cu⁺.

Twarde zasady: małe, słabo polaryzowalne aniony, np. jony O^2-, F^-,N^3- małe cząsteczki będące zasadami Lewisa H₂O, NH₃.

Miękkie zasady: duże, dobrze polaryzowalne aniony, np. jony Se^2-, I^-, duże cząsteczki będące zasadami Lewisa AsH₃.

F^- Cl^- Br^- I^- H₂O H₂S H₂Se H₂Te Cr³⁺ Cr²⁺ Cr⁰

O^2- S^2- Se^2- Te^2- NR₃ PR₃ AsR₃ SbR₃ Zn²⁺ Cd²⁺ Hg²⁺

Bardziej miękkie Bardziej miękkie Bardziej miękkie

Twarde kwasy reagują chętnie z twardymi zasadami, miękkie kwasy z miękkimi zasadami. Twarde zasady dają z twardymi kwasami bardziej trwałe związki niż z miękkimi kwasami. Miękkie zasady dają z miękkimi kwasami bardziej trwałe związki niż z twardymi kwasami.

Bardziej trwały jest AlF₆^3- niż AlCl₆^3-,

bardziej trwały jest HgI₄^2- niż HgCl₄^2-.

6

---