1

2 Dysocjacja jonowa, moc elektrolitu -Kwasy, zasady i sole wg Arrheniusa, -Kwasy i zasady wg teorii protonowej Br ӧ nsteda i Lowry`ego -Kwasy i zasady wg elektronowej teorii Lewisa -Stopień dysocjacji α -Kwasy, zasady i sole wg Arrheniusa, -Kwasy i zasady wg teorii protonowej Br ӧ nsteda i Lowry`ego -Kwasy i zasady wg elektronowej teorii Lewisa -Stopień dysocjacji α

3 Dysocjacja jonowa (elektrolityczna) Dysocjacja jonowa – rozpad elektrolitów na jony dodatnie (kationy) i jony ujemne (aniony) pod wpływem wody lub innych rozpuszczalników polarnych. Elektrolity – substancje, które po rozpuszczeniu w wodzie lub w innych rozpuszczalnikach polarnych oraz w stanie stopionym przewodzą prąd elektryczny. Elektrolitami są związki o budowie jonowej lub polarnej: sole, wodorotlenki, kwasy tlenowe, wodorki kwasowe oraz niektóre związki organiczne (np. niektóre kwasy karboksylowe i ich sole, aminokwasy, ) Nieelektrolity – substancje nie ulegające dysocjacji jonowej, do nieelektrolitów należy większość związków organicznych,tlenki i wodorki nie reagujące z wodą Suma ładunków dodatnich na kationach w danym roztworze elektrolitu jest równa sumie ładunków ujemnych na anionach Dysocjacja jonowa – rozpad elektrolitów na jony dodatnie (kationy) i jony ujemne (aniony) pod wpływem wody lub innych rozpuszczalników polarnych. Elektrolity – substancje, które po rozpuszczeniu w wodzie lub w innych rozpuszczalnikach polarnych oraz w stanie stopionym przewodzą prąd elektryczny. Elektrolitami są związki o budowie jonowej lub polarnej: sole, wodorotlenki, kwasy tlenowe, wodorki kwasowe oraz niektóre związki organiczne (np. niektóre kwasy karboksylowe i ich sole, aminokwasy, ) Nieelektrolity – substancje nie ulegające dysocjacji jonowej, do nieelektrolitów należy większość związków organicznych,tlenki i wodorki nie reagujące z wodą Suma ładunków dodatnich na kationach w danym roztworze elektrolitu jest równa sumie ładunków ujemnych na anionach

4 Kwasy, zasady i sole wg Arrheniusa Kwasy – elektrolity, które ulegają częściowej lub całkowitej dysocjacji na kationy wodorowe i aniony reszty kwasowej H 2 O H n R ↔nH + + R n- H 2 O HNO 3 ↔ H + + NO 3 - H 2 O H 2 O H 2 SO 3 ↔ H + + HSO 3 - ; HSO 3 - ↔ H + + SO 3 2- H 2 O H 3 PO 4 ↔ H + + H 2 PO 4 - ; H 2 O H 2 PO 4 - ↔ H + + HPO 4 2- H 2 O HPO 4 2- ↔ H + + PO 4 3- Kwasy – elektrolity, które ulegają częściowej lub całkowitej dysocjacji na kationy wodorowe i aniony reszty kwasowej H 2 O H n R ↔nH + + R n- H 2 O HNO 3 ↔ H + + NO 3 - H 2 O H 2 O H 2 SO 3 ↔ H + + HSO 3 - ; HSO 3 - ↔ H + + SO 3 2- H 2 O H 3 PO 4 ↔ H + + H 2 PO 4 - ; H 2 O H 2 PO 4 - ↔ H + + HPO 4 2- H 2 O HPO 4 2- ↔ H + + PO 4 3-

5 Kwasy, zasady i sole wg Arrheniusa Zasady – wodorotlenki, które ulegają częściowej lub całkowitej dysocjacji na kationy metalu i aniony wodorotlenowe H 2 O Me(OH) m ↔ Me m+ + mOH - H 2 O NaOH ↔ Na + + OH - H 2 O H 2 O Ca(OH) 2 ↔ CaOH + + OH - ; CaOH + ↔ Ca 2+ + OH - Sole – elektrolity, które dysocjują całkowicie na kationy metalu (wyjątek NH 4 + ) i aniony reszt kwasowych (warunkiem całkowitej dysocjacji jest jej dobra rozpuszczalność) H 2 O H 2 O Me n R m ↔ nMe m+ + mR n- Fe 2 (SO 4 ) 3 ↔ 2Fe 3+ + 3SO 4 2- Zasady – wodorotlenki, które ulegają częściowej lub całkowitej dysocjacji na kationy metalu i aniony wodorotlenowe H 2 O Me(OH) m ↔ Me m+ + mOH - H 2 O NaOH ↔ Na + + OH - H 2 O H 2 O Ca(OH) 2 ↔ CaOH + + OH - ; CaOH + ↔ Ca 2+ + OH - Sole – elektrolity, które dysocjują całkowicie na kationy metalu (wyjątek NH 4 + ) i aniony reszt kwasowych (warunkiem całkowitej dysocjacji jest jej dobra rozpuszczalność) H 2 O H 2 O Me n R m ↔ nMe m+ + mR n- Fe 2 (SO 4 ) 3 ↔ 2Fe 3+ + 3SO 4 2-

6 Kwasy i zasady wg teorii protonowej Br ӧ nsteda i Lowry`ego Kwas – substancja zdolna do oddania protonów – donor protonów (protonodawca - protonodonor) HBr (g) + H 2 O ↔ H 3 O + (aq) + Br - (aq) kwas 1 + zasada 1 ↔ kwas 2 + zasada 2 Zasada – substancja zdolna do pobrania protonów (protonobiorca – protonoakcepotor) NH 3(g) + H 2 O ↔ NH 4 + (aq) + OH - (aq) zasada 1 + kwas 2 ↔ kaws 1 + zasada 2 kwas 1 sprzężony z zasadą 1 ; kwas 2 sprzężony z zasadą 2 Kwas – substancja zdolna do oddania protonów – donor protonów (protonodawca - protonodonor) HBr (g) + H 2 O ↔ H 3 O + (aq) + Br - (aq) kwas 1 + zasada 1 ↔ kwas 2 + zasada 2 Zasada – substancja zdolna do pobrania protonów (protonobiorca – protonoakcepotor) NH 3(g) + H 2 O ↔ NH 4 + (aq) + OH - (aq) zasada 1 + kwas 2 ↔ kaws 1 + zasada 2 kwas 1 sprzężony z zasadą 1 ; kwas 2 sprzężony z zasadą 2

7 Kwasy i zasady wg teorii protonowej Br ӧ nsteda i Lowry`ego H 3 PO 4 + H 2 O ↔ H 3 O + + H 2 PO 4 - ; H 2 PO 4 - + H 2 O ↔ H 3 O + + HPO 4 2- HPO 4 2- + H 2 O ↔ H 3 O + + PO 4 3- NH 3 + H 2 O ↔ NH 4 + + OH - KwasKwas i zasadaZasada H 3 PO 4 H 3 O + H 2 PO 4 - HPO 4 2- H 2 O PO 4 3- ZasadaKwas NH 3 OH - H 2 O NH 4 +

8 Kwasy i zasady wg elektronowej teorii Lewisa Kwas – atom, cząsteczka lub jon, które mogą przyjąć parę elektronową i utworzyć wiązanie koordynacyjne Al(OH) 3 + OH - ↔ [Al(OH) 4 ] - kwas + zasada AlCl 3 + Cl- ↔ [AlCl 4 ] - kwas + zasada SO 3 + H 2 O ↔ H 2 SO 4 kwas + zasada Zasada – atom, cząsteczka lub jon dysponujący walną parą elektronową H + + H 2 O ↔ H 3 O + kwas + zasada NH 3 + H 2 O ↔ NH 4 + + OH- zasada + kwas Kwas – atom, cząsteczka lub jon, które mogą przyjąć parę elektronową i utworzyć wiązanie koordynacyjne Al(OH) 3 + OH - ↔ [Al(OH) 4 ] - kwas + zasada AlCl 3 + Cl- ↔ [AlCl 4 ] - kwas + zasada SO 3 + H 2 O ↔ H 2 SO 4 kwas + zasada Zasada – atom, cząsteczka lub jon dysponujący walną parą elektronową H + + H 2 O ↔ H 3 O + kwas + zasada NH 3 + H 2 O ↔ NH 4 + + OH- zasada + kwas

9 Stopień dysocjacji α Stopień dysocjacji – określa stosunek liczby cząsteczek zdysocjowanych (n z ; c z ; c) do liczby cząsteczek wprowadzonych do roztworu (n w ; c w ; c o ) – gdzie n z ; c z ;c; n w ; c w ; c o wyrażone są w stężeniach molowych. lub 0% < α ≤ 100% lub 0 < α ≤ 1 Stopień dysocjacji – określa stosunek liczby cząsteczek zdysocjowanych (n z ; c z ; c) do liczby cząsteczek wprowadzonych do roztworu (n w ; c w ; c o ) – gdzie n z ; c z ;c; n w ; c w ; c o wyrażone są w stężeniach molowych. lub 0% < α ≤ 100% lub 0 < α ≤ 1

10 Moc elektrolitu a stopień dysocjacji Stopień dysocjacji umożliwia określenie mocy elektrolitu: Elektrolity mocne α ≥ 30% Elektrolity średniej mocy 5% ≤ α < 30% Elektrolity słabe α < 5% Stopień dysocjacji zależy od: - rodzaju elektrolitu i rodzaju rozpuszczalnika, - stężenia roztworu, w raz ze wzrostem c o α maleje, - temperatury, wzrost temp. powoduje nieznaczny wzrost α - obecności innych substancji w roztworze. Stopień dysocjacji umożliwia określenie mocy elektrolitu: Elektrolity mocne α ≥ 30% Elektrolity średniej mocy 5% ≤ α < 30% Elektrolity słabe α < 5% Stopień dysocjacji zależy od: - rodzaju elektrolitu i rodzaju rozpuszczalnika, - stężenia roztworu, w raz ze wzrostem c o α maleje, - temperatury, wzrost temp. powoduje nieznaczny wzrost α - obecności innych substancji w roztworze.