Reakcje w roztworach wodnych
Wstęp do działu
Woda to nie bierne tło. Kiedy rozpuszczasz w niej sól kuchenną, kwas cytrynowy albo proszek do pieczenia, nie dostajesz po prostu „mieszaniny" — dostajesz reaktywne środowisko, w którym cząsteczki rozpadają się na jony, jony wchodzą w nowe układy, a odczyn roztworu może zmienić się o kilkanaście jednostek logarytmicznych w ułamku sekundy. Właśnie dlatego krew ma pH 7,4 z precyzją do dziesiątej, a sok żołądkowy — pH 1,5. Twoje życie toczy się w roztworach wodnych.
W tym dziale zrozumiesz, dlaczego HCl i CH₃COOH zachowują się w wodzie zupełnie inaczej mimo że oba są kwasami; skąd bierze się skala pH i jak ją obliczać; co sprawia, że sól może być kwaśna albo zasadowa; i jak strącić jeden jon z roztworu, nie ruszając drugiego.
Jeśli uczysz się w zakresie rozszerzonym, dojdziesz do teorii Brønsteda-Lowry'ego i Lewisa — ogólniejszego języka kwasów i zasad, który ogarnia nawet przypadki, gdy w pobliżu nie ma wody — oraz do obliczeń pH słabych elektrolitów i działania buforów, bez których nie zrozumiesz biochemii ani farmakologii.
Mapa pojęć działu
REAKCJE W ROZTWORACH WODNYCH
|
┌──────────────────────┼──────────────────────┐
elektrolity odczyn reakcje
i dysocjacja roztworu w roztworze
| | |
mocne / słabe / nie- skala pH zobojętnianie
elektrolity = −lg[H⁺] (kation + anion
| | → osad/woda)
stopień dysocjacji teoria Arrheniusa |
α = n(zdys.) / (kwas → H⁺, strącanie osadów
n(całk.) zasada → OH⁻) (tabela rozp.)
| | |
przewodnictwo wskaźniki równania jonowe
elektryczne kwas.-zas. (pełne i skrócone)
|
(rozsz.) teoria Brønsteda/Lewisa,
amfoteryczność,
Ka / Kb, bufory
Jednostki w tym dziale
- 8.1 Dysocjacja elektrolityczna
- 8.2 Stopień dysocjacji elektrolitycznej
- 8.3 Odczyn roztworu; skala pH; wskaźniki kwasowo-zasadowe
- 8.4 Reakcje zobojętniania; hydroliza soli
- 8.5 Reakcje strącania osadów; skrócone równania jonowe
- 8.6 Teoria kwasowo-zasadowa Brønsteda-Lowry'ego i Lewisa; amfoteryczność [rozszerzenie]
- 8.7 Obliczenia pH słabych kwasów i zasad; bufor [rozszerzenie]