Dysocjacja kwasów

Elektrolity i dysocjacja

Elektrolity to substancje, których roztwory wodne przewodzą prąd elektryczny dzięki obecności swobodnych jonów.

• Dysocjacja elektrolityczna: rozpad cząsteczek lub kryształów na jony pod wpływem wody.
• Kwasy jednoprotonowe: dysocjują jednostopniowo, np. $HCl \rightarrow H^+ + Cl^-$.
• Kwasy wieloprotonowe: dysocjują stopniowo (wieloetapowo), np. $H_2S$.

💡 Wskazówka: Suma ładunków produktów po prawej stronie równania musi zawsze równać się sumie ładunków substratów po lewej stronie.

Sumaryczny zapis i ładunek

Zapis sumaryczny kwasów

Równanie sumaryczne dysocjacji kwasu wieloprotonowego otrzymujemy przez zsumowanie poszczególnych etapów.

• Kwas siarkowodorowy: $H_2S \rightleftharpoons 2H^+ + S^{2-}$
• Kwas fosforowy(V): $H_3PO_4 \rightleftharpoons 3H^+ + PO_4^{3-}$

Zachowanie ładunku

Suma ładunków po obu stronach równania dysocjacji musi wynosić zero.

Przykład: Dla $H_3PO_4 \rightleftharpoons 3H^+ + PO_4^{3-}$: $0 = 3 \cdot (+1) + (-3) = 0$

💡 Wskazówka: W zapisie sumarycznym łączymy takie same jony po tej samej stronie równania.

Dysocjacja zasad i soli

Wodorotlenki i sole

Wodorotlenki rozpuszczalne w wodzie (zasady) oraz sole dysocjują na jony pod wpływem wody.

• Wodorotlenki: dysocjują na kationy metalu i aniony wodorotlenkowe $OH^-$, np. $NaOH \rightarrow Na^+ + OH^-$.
• Dysocjacja stopniowa: wodorotlenki wielowodorotlenowe (np. $Sr(OH)_2$) dysocjują wieloetapowo.
• Sole: dysocjują na kationy metalu i aniony reszty kwasowej, np. $Al_2(SO_4)_3 \rightleftharpoons 2Al^{3+} + 3SO_4^{2-}$.

💡 Wskazówka: Rozpuszczalność soli i wodorotlenków zawsze sprawdzaj w tabeli rozpuszczalności.

Stopień dysocjacji

Definicja i wzory

Stopień dysocjacji ($\alpha$) określa moc elektrolitu i zależy m.in. od temperatury oraz stężenia.

• Wzór molowy: $\alpha = \frac{n_z}{n_w} \cdot 100\%$
• Wzór stężeniowy: $\alpha = \frac{c}{c_0} \cdot 100\%$
• Zależność: $\alpha$ rośnie, gdy stężenie roztworu maleje (rozcieńczanie).

Przykład: Oblicz $\alpha$, gdy zdysocjowało $0,2\text{ mol}$ z $2\text{ mol}$ wprowadzonych: $\alpha = \frac{0,2}{2} = 0,1 \text{ (czyli } 10\%\text{)}$

💡 Wskazówka: Mocne elektrolity mają $\alpha \approx 100\%$, a słabe $\alpha < 5\%$.

Podział elektrolitów i pH

Moc elektrolitów

Elektrolity dzielimy na mocne, średniej mocy i słabe w zależności od wartości $\alpha$.

• Mocne: ulegają całkowitej dysocjacji, np. $HCl$, $NaOH$, $NaCl$.
• Słabe: dysocjują w małym stopniu, np. $H_2S$, $H_2CO_3$, $Al(OH)_3$.

Wskaźniki pH

Odczyn roztworu badamy za pomocą wskaźników, które zmieniają barwę w zależności od środowiska.

• Oranż metylowy: czerwony w kwasowym, żółty w zasadowym.
• Fenoloftaleina: malinowa w zasadowym, bezbarwna w kwasowym.

💡 Wskazówka: W mocnych elektrolitach o bardzo małym stężeniu obecne są praktycznie wyłącznie jony.

Skala pH i reakcje zobojętniania

Obliczanie pH i pOH

Skala pH (0–14) określa kwasowość roztworu na podstawie stężenia jonów wodorowych.

• Wzory: $pH = -log[H^+]$ oraz $pH + pOH = 14$.
• Odczyn obojętny: $pH = pOH = 7$.

Reakcja zobojętniania

Reakcja kwasu z zasadą, w której powstaje sól i woda.

• Zapis skrócony: $H^+ + OH^- \rightarrow H_2O$

Przykład: Dla $[H^+] = 0,001 \frac{\text{mol}}{\text{dm}^3} = 10^{-3}$: $pH = -log[10^{-3}] = 3$

💡 Wskazówka: Skrócony zapis jonowy dla każdego zobojętniania mocnego kwasu mocną zasadą jest zawsze taki sam.

Strącanie osadów i hydroliza soli

Reakcje strącania

Polegają na łączeniu jonów, w wyniku czego powstaje produkt trudno rozpuszczalny w wodzie (osad).

• Zapis jonowy skrócony: pokazuje tylko jony tworzące osad, np. $Fe^{3+} + PO_4^{3-} \rightarrow FePO_4\downarrow$.

Hydroliza soli (cz. 1)

Reakcja jonów soli z wodą, która zmienia odczyn roztworu.

• Sól mocnego kwasu i mocnej zasady: nie ulega hydrolizie, odczyn jest obojętny.
• Sól słabego kwasu i mocnej zasady: ulega hydrolizie anionowej, odczyn jest zasadowy.

💡 Wskazówka: Strzałka w dół ($\downarrow$) przy wzorze produktu oznacza substancję wytrącającą się w postaci osadu.

Hydroliza soli (cz. 2)

Typy hydrolizy

W zależności od pochodzenia soli, jej roztwór może mieć różny odczyn.

• Sól mocnego kwasu i słabej zasady: ulega hydrolizie kationowej, odczyn kwasowy.
• Sól słabego kwasu i słabej zasady: ulega hydrolizie kationowo-anionowej, odczyn obojętny.

Przykład: Hydroliza kationowa dla $Mg^{2+}$: $Mg^{2+} + 2H_2O \rightleftharpoons Mg(OH)_2 + 2H^+$

💡 Wskazówka: Odczyn roztworu po hydrolizie zależy od tego, który składnik soli (kwas czy wodorotlenek) był mocniejszy.