Moc
elektrolitów
Dysocjację elektrolityczna ilościowo
charakteryzuje się za pomocą stopnia
dysocjacji
Podział
elektrolitów
Mocne
substancje które są
całkowicie zdysocjowane
-Wszystkie sole
-Mocne kwasy : HCl, HNO
3
,
H
2
SO
4
, HBr, HI, HClO
3
, HClO
4
- Mocne wodorotlenki : NaOH,
KOH, LiOH, Ba(OH)
2
= 100 %
HCl → H
+
+
Cl
-
Wszystkie cząsteczki
związku rozpadły się na
jony
=
Liczba cząsteczek
zdysocjowanych
Liczba cząsteczek przed
dysocjacją
100
%
Słabe
Substancje, które ulegają dysocjacji tylko
częściowo
HF H
+
+ F
-
Nie wszystkie cząsteczki
związku rozpadły się na
jony
Tzn. jeśli na początku były 4 cząsteczki HF to
np. 2 cząsteczki uległy rozpadowi na jony a
dwie nie.
Na początku 4 0 0
Po dysocjacji 2 2 2
HF H
+
+ F
-
Jeśli z jednej cząsteczki powstał jeden H
+
i jeden F
-
, to z dwóch cząsteczek które
uległy dysocjacji powstają dwa H
+
i dwa
F
-
.
=
100%=
50%
2
4
jest mniejsze od
100%
Słabe kwasy :
HCOOH kwas mrówkowy
CH
3
COOH kwas octowy,
HNO
2
– kwas azotowy(III)
H
2
SO
3
– kwas siarkowy(IV)
HF – kwas fluorowodorowy
H
2
S- kwas siarkowodorowy
Słabe wodorotlenki :
NH
3
H
2
O – wodny roztwór
amoniaku
Cu(OH)
2
– wodorotlenek miedzi
Zn(OH)
2
– wodorotlenek cynku
Patrz materiały do wykładu : Tabela. Stałe
dysocjacji
Miarą mocy elektrolitów słabych jest stała równowagi reakcji
dysocjacji
czyli
stała dysocjacji – która wyraża stan równowagi
między substratami a produktami
Do słabych elektrolitów
należą :
K
a
=
Iloczyn stężeń
produktów
stężenie
substratów
K
a
=
[H
+
]
[F
-
]
[HF]
a- acid – kwas
K
a
=
[H
+
]
2
C
HF
Jeśli :
[H
+
] = [F
-
]
[HF] = C
HF
K
b
=
[NH
4
+
]
[OH
-
]
[NH
3
H
2
O]
b- base –
zasada
Jeśli :
[NH
4
+
]=[OH
-
]
[NH
3
H
2
O] = C
NH3H2O
[H
+
] – stężenie molowe jonów
wodorowy w stanie równowagi
[F
-
] – stężenie molowe jonów
fluorkowych w stanie
równowagi
[
HF] – stężenie molowe
niezdysocjowanych cząsteczek HF w
stanie równowagi
[NH
4
+
] – stężenie molowe jonów
amonowych w stanie równowagi
[OH
-
] – stężenie molowe jonów
wodorotlenowych w stanie
równowagi
[
NH
3
H
2
O] - stężenie molowe
niezdysocjowanych cząsteczek amoniaku
w stanie równowagi
K
b
=
[OH
-
]
2
C
NH3H2O
K
b
=
Iloczyn stężeń
produktów
stężenie
substratów
NH
3
H
2
O NH
4
+
+
OH
-
[H
+
]= K
a
c
HF
[OH
-
]= K
b
C
NH3H2O
HF H
+
+
F
-
Sole w wodzie- HYDROLIZA
pH roztworów soli rozpuszczonych w
wodzie
1. Sól posiadająca kation od mocnej zasady i mocnego
kwasu, np.. NaCl, KCl, MgCl
2
itp..
Wodne roztwory soli posiadają pH = 7 , czyli są
obojętne
2. SOLE pochodzące od słabych kwasów i słabych zasad- jeśli anion lub
kation pochodzi od słabego kwasu i słabej zasady.
Etap I – dysocjacja soli
KNO
2
→ K
+
+ NO
2
-
Etap II – hydroliza kationu lub anionu
czyli reakcja odpowiedniego jonu z wodą
NO
2
-
+ H
2
O
HNO
2
+ OH
-
Przeniesienie
protonu z wody do
jonu NO
2
-
W wyniku reakcji powstaje kwas
azotowy(III) i jony OH
-
, które są
powodem zasadowego odczynu
roztworu wodnego roztworu soli
KNO
2
Jon NO
2
-
pochodzi z kwasu HNO
2
który jest słabym kwasem.
2a. Sole zawierające aniony od słabych
kwasów
K
h
=
[HNO
2
]
[OH
-
]
[NO
2
-
]
Stała
hydrolizy
Gdzie : [HNO
2
] =
[OH
-
]
[NO
2
-
] = C
soli
K
h
=
=
K
w
K
a
[OH
-
]
2
C
soli
Przykład 2. sól kwasu mrówkowego HCOOK (od kwasu mrówkowego
HCOOH- który jest słabym kwasem i KOH – mocna zasada
1 etap dysocjacja soli HCOOK HCOO
-
+ K
+
2 etap hydroliza jonu HCOO
-
+ H
2
O HCOOH +
OH
-
Przeniesienie
protonu z wody do
jonu HCOO
-
Powstał kwas mrówkowy i jony OH
-
, które są powodem
zasadowego odczynu roztworu wodnego roztworu soli
HCOOK
2b. Sole zawierające kation pochodzący od słabych zasad - NH
4
Cl
1 etap dysocjacja soli
NH
4
Cl NH
4
+
+ Cl
-
2 etap hydroliza jonu pochodzącego
od słabej zasady
NH
4
+
+ H
2
O NH
3
+ H
3
O
+
Przeniesienie
protonu z jonu
NH
4
+
do wody
Powstał amoniak oraz jon H
3
O
+
czyli H
+
który jest powodem kwaśnego
odczynu wodnego roztworu soli
K
h
=
=
K
w
K
b
[H
+
]
2
C
soli
Reakcje strącania, iloczyn rozpuszczalności – równowagi rozpuszczania
Zapis cząsteczkowy
AgNO
3
+ NaCl → AgCl ↓ +NaNO
3
Zapis jonowy pełny :
Ag
+
+ NO
3
-
+ Na
+
+ Cl
-
→ AgCl ↓ + Na
+
+
NO
3
-
Zapis jonowy
skrócony :
Ag
+
+ Cl
-
→ AgCl ↓
Z powstałego osadu kilka jonów
zostaje uwolnionych.
AgCl Ag
+
+
Cl
-
Ustaliła się równowaga
między
nierozpuszczoną solą i
jej jonami.
K
s
= [Ag
+
]
[Cl
-
]
K
s
-stała równowagi reakcji
rozpuszczania zwana iloczynem
rozpuszczalności
[Ag
+
] [Cl
-
] oznaczają wartości
liczbowe molowych stężeń jonów
w nasyconym roztworze
Przykład 1. otrzymywanie AgCl
2AgNO
3
+ K
2
CrO
4
→ Ag
2
CrO
4
↓ + 2KNO
3
Przykład 2. Ag
2
CrO
4
Zapis jonowy skrócony :
2Ag
+
+ CrO
4
2-
→ Ag
2
CrO
4
↓
Ag
2
CrO
4
2Ag
+
+
CrO
4
2-
Powstały osad Ag
2
CrO
4
zaczyna się w
bardzo małym stopniu rozpuszczać (od
osadu oddysocjował jony które go
tworzą)
K
s
= [Ag
+
]
2
[CrO
4
2-
]
Document Outline