Roztwory i reakcje w roztworach wodnych – powtórka do sprawdzianu

Roztwory, rozpuszczalność i krzywe rozpuszczalności

• Rozpuszczalność odnosi się do 100 g wody, a nie do 100 g roztworu.
• Roztwór to mieszanina jednorodna: substancja rozpuszczona jest równomiernie rozmieszczona w rozpuszczalniku (najczęściej w wodzie). Roztworem bywa też mieszanina gazów (powietrze) albo stop metali.
• Rozpuszczalność (R) to maksymalna masa substancji, jaką rozpuścisz w 100 g rozpuszczalnika w danej temperaturze, np. R = 32 g/100 g H₂O. Większość ciał stałych rozpuszcza się lepiej w wyższej temperaturze, a gazów gorzej (ciepła woda gazowana szybciej traci CO₂).

Dysocjacja jonowa, stopień dysocjacji, elektrolity mocne i słabe

• Dysocjacja jonowa to powstawanie swobodnych jonów w roztworze. W krysztale soli jony już są, ale unieruchomione w sieci. Woda je uwalnia, otaczając cząsteczkami (hydratacja).
• Elektrolit to substancja, której roztwór wodny przewodzi prąd (kwasy, wodorotlenki, sole). Nieelektrolit (cukier, etanol) nie przewodzi.
• Mocne elektrolity dysocjują całkowicie (α ≈ 100%): HCl, HBr, HI, HNO₃, HClO₄, H₂SO₄ (I etap), NaOH, KOH, Ba(OH)₂, Ca(OH)₂ (słabo rozpuszczalny, ale rozpuszczona część dysocjuje całkowicie), prawie wszystkie sole. Słabe częściowo: HF, H₂S, H₂CO₃, CH₃COOH, H₃PO₄, NH₃·H₂O. Zapisujemy je ze strzałką ⇌.

Stała dysocjacji, pK i prawo rozcieńczeń Ostwalda (rozszerzenie)

• Większe K – mocniejszy elektrolit. Rozcieńczenie zwiększa α, ale nie zmienia K.
• Kwas oddaje proton H⁺, a zasada go przyjmuje. Po oddaniu protonu kwas staje się sprzężoną z nim zasadą: CH₃COOH + H₂O ⇌ CH₃COO⁻ + H₃O⁺, pary sprzężone to CH₃COOH/CH₃COO⁻ i H₃O⁺/H₂O. W NH₃ + H₂O ⇌ NH₄⁺ + OH⁻ pary to NH₄⁺/NH₃ i H₂O/OH⁻. Woda może być kwasem albo zasadą.

Odczyn roztworu, skala pH i wskaźniki

• Roztwór o pH 3 ma 100 razy więcej jonów H₃O⁺ niż roztwór o pH 5.

Iloczyn jonowy wody, pH słabych kwasów i zasad, miareczkowanie (rozszerzenie)

• Słaby kwas: [H⁺] ≈ pierwiastek z K_a · c. Słaba zasada: [OH⁻] ≈ pierwiastek z K_b · c, a potem pOH i pH.
• Miareczkowanie to oznaczanie stężenia roztworu za pomocą roztworu o znanym stężeniu (z biurety). Punkt równoważnikowy to moment, gdy ilości reagentów są stechiometryczne.

Reakcje zobojętniania i strąceniowe, zapis jonowy

• W zapisie jonowym skróconym obowiązują dwa bilanse: liczba atomów i suma ładunków (po obu stronach taka sama).
• Cząsteczkowy – pełne wzory związków. Jonowy – mocne, rozpuszczalne elektrolity rozpisujesz na jony, a osady, gazy, wodę i słabe elektrolity zostawiasz w postaci cząsteczek. Jonowy skrócony – po skreśleniu jonów, które po obu stronach są takie same (jonów-widzów).
• Kwas + wodorotlenek → sól + woda. Istota reakcji to H⁺ + OH⁻ → H₂O.

Iloczyn rozpuszczalności i hydroliza soli słabego kwasu i słabej zasady (rozszerzenie)

• Osad powstaje, gdy iloczyn stężeń jonów w roztworze przekroczy K_s.
• K_s to iloczyn stężeń jonów w roztworze nasyconym, w potęgach równych współczynnikom. AgCl: K_s = [Ag⁺] · [Cl⁻]. Ag₂CrO₄: K_s = [Ag⁺]² · [CrO₄²⁻]. Stężenia w mol/dm³.
• Hydroliza to reakcja jonów soli z wodą, która zmienia odczyn roztworu (podstawy są w temacie o reakcjach w roztworach).

Reakcje utleniania i redukcji – wprowadzenie (rozszerzenie)

• Liczba elektronów oddanych przez reduktor równa się liczbie elektronów przyjętych przez utleniacz.
• Stopień utlenienia to formalny ładunek atomu, gdyby wszystkie wiązania były jonowe. Reguły: pierwiastek wolny 0; suma stopni w cząsteczce obojętnej 0, a w jonie równa ładunkowi; H zwykle +I (w wodorkach metali −⁠I); O zwykle −⁠II (w H₂O₂ −⁠I); F zawsze −⁠I.
• Utlenianie to oddawanie elektronów (stopień utlenienia rośnie). Redukcja to przyjmowanie elektronów (stopień maleje). Zachodzą zawsze razem.