Reakcje w roztworach wodnych — chemia 1 (zakres rozszerzony)

Elektrolity i stopień dysocjacji

Elektrolity mocne i słabe

Substancje, których roztwory przewodzą prąd dzięki obecności jonów.

• Sole: zawsze są mocnymi elektrolitami.
• Wodorotlenki: litowców i berylowców (bez berylu) są mocne.
• Moc elektrolitu: zależy od stałej $K_a$ i stopnia dysocjacji $\alpha$.

Stopień dysocjacji

Stosunek cząsteczek rozpadniętych na jony do wszystkich wprowadzonych.

• Wzór: $\alpha = \frac{C_2}{C_0} \cdot 100\%$
• Zależność: $\alpha$ zależy od temperatury oraz stężenia początkowego ($C_0$).

💡 Wskazówka: Im bardziej rozcieńczasz roztwór słabego elektrolitu, tym bardziej rośnie jego stopień dysocjacji.

Stała dysocjacji i pH roztworu

Stała dysocjacji i prawo Ostwalda

Stała $K$ zależy tylko od temperatury i określa moc elektrolitu.

• Prawo Ostwalda: $K = \frac{\alpha^2 \cdot C_0}{1-\alpha}$
• Uproszczenie: gdy $\alpha \le 5\%$, wzór to $K = \alpha^2 \cdot C_0$.

Odczyn roztworu i pH

Ilościowe określenie kwasowości lub zasadowości środowiska.

• Wzór na pH: $pH = -\log[H^+]$
• Iloczyn jonowy wody: $K_w = [H^+][OH^-] = 10^{-14}$ (przy 298 K).

💡 Wskazówka: Niski poziom pH oznacza odczyn kwaśny, a wysoki odczyn zasadowy.

Teorie kwasowo-zasadowe

Trzy spojrzenia na kwasy i zasady

Różne teorie chemiczne inaczej definiują te same substancje.

• Teoria Arrheniusa: kwas odczepia $H^+$, zasada odczepia $OH^-$.
• Teoria Brønsteda-Lowry'ego: kwas to donor protonu $H^+$, zasada to akceptor protonu.
• Teoria Lewisa: kwas przyjmuje parę elektronową, zasada ją oddaje.

Drobiny sprzężone i amfiprotyczne

• Substancje amfiprotyczne: mogą być kwasem lub zasadą (np. $H_2O$).
• Pary sprzężone: kwas i zasada różniące się dokładnie o jeden jon $H^+$.

💡 Wskazówka: Im mocniejszy jest kwas Brønsteda, tym słabsza jest sprzężona z nim zasada.

Reakcje zobojętniania

Istota zobojętniania

Reakcja jonów $H^+$ z jonami $OH^-$, w wyniku której powstaje cząsteczka wody.

• Słabe elektrolity: w zapisie jonowym zapisujemy je w formie niezdysocjowanej.
• Nadmiar reagenta: decyduje o końcowym odczynie i pH mieszaniny.

Beispiel: Zapis jonowy dla $NaOH + HNO_2$:

1. Rozpisanie mocnych: $Na^+ + OH^- + HNO_2 \rightarrow Na^+ + NO_2^- + H_2O$
2. Skrócenie: $OH^- + HNO_2 \rightarrow NO_2^- + H_2O$

💡 Wskazówka: Słabe kwasy (np. $HNO_2$) i słabe zasady zawsze zostawiaj w zapisie jonowym w całości.

Miareczkowanie alkacymetryczne

Analiza ilościowa w laboratorium

Technika pozwalająca określić stężenie badanej substancji za pomocą biurety.

• Titrant: roztwór o znanym stężeniu dodawany kroplami z biurety.
• Analit: badany roztwór o nieznanym stężeniu w kolbie.
• Punkt równoważnikowy (PR): moment, w którym titrant całkowicie zobojętnił analit.

💡 Wskazówka: Punkt równoważnikowy najłatwiej wykryć za pomocą nagłej zmiany barwy wskaźnika pH.

Obliczenia miareczkowe

Wyznaczanie stężenia analitu

Obliczanie stężenia na podstawie stechiometrii reakcji i zużytej objętości titranta.

Beispiel: Miareczkowanie $25\text{ cm}^3$ $NaOH$ za pomocą $26,8\text{ cm}^3$ kwasu o stężeniu $0,1322\text{ mol/dm}^3$:

1. Mole kwasu: $n = 0,1322 \cdot 0,0268 = 3,54 \cdot 10^{-3}\text{ mola}$ (stosunek 1:1).
2. Stężenie zasady: $C = \frac{3,54 \cdot 10^{-3}}{0,025} = 0,1416\text{ mol/dm}^3$.

💡 Wskazówka: Przed podstawieniem do wzorów zawsze zamień objętość z $\text{cm}^3$ na $\text{dm}^3$.

Hydroliza soli i reakcje strącenia

Reakcja soli z wodą

Hydroliza określa odczyn roztworu soli i zachodzi dla jonów pochodzących od słabych elektrolitów.

• Sól mocnego kwasu i słabej zasady: odczyn kwasowy.
• Sól słabego kwasu i mocnej zasady: odczyn zasadowy.

Reakcje strącania osadów

Zachodzą po zmieszaniu jonów, które tworzą związek trudno rozpuszczalny.

• Przykład: $BaCl_2 + H_2SO_4 \rightarrow BaSO_4\downarrow + 2HCl$ (powstaje biały osad).

💡 Wskazówka: Sole pochodzące od mocnego kwasu i mocnej zasady (np. $NaCl$) nie ulegają hydrolizie i mają odczyn obojętny.

Iloczyn rozpuszczalności

Równowaga osad-roztwór

Iloczyn rozpuszczalności ($K_{so}$) to stała określająca rozpuszczalność substancji trudno rozpuszczalnych.

• Wzór dla $A_mB_n$: $K_{so} = [A^{n+}]^m \cdot [B^{m-}]^n$
• Rozpuszczalność ($S$): stężenie nasyconego roztworu danej soli.

Beispiel: Obliczanie $S$ dla $AgCl$ ($K_{so} = 1,8 \cdot 10^{-10}$):

1. Zależność: $K_{so} = S^2$
2. Rozpuszczalność: $S = \sqrt{1,8 \cdot 10^{-10}} \approx 1,3 \cdot 10^{-5}\text{ mol/dm}^3$.

💡 Wskazówka: Im mniejsza wartość $K_{so}$ dla soli tego samego typu, tym słabiej się ona rozpuszcza.

Efekt wspólnego jonu

Wpływ wspólnego jonu na osad

Dodanie do roztworu jonu, który już w nim występuje, drastycznie zmniejsza rozpuszczalność soli.

• Reguła przekory: dodatek wspólnego jonu cofa dysocjację i strąca więcej osadu.
• Kolejność strącania: jako pierwsza z roztworu zawsze wydziela się sól o najniższym $K_{so}$.

💡 Wskazówka: Rozpuszczalność $AgCl$ w roztworze $NaCl$ jest wielokrotnie mniejsza niż w czystej wodzie.