Zamknięcie działu 8

Słowniczek działu

  • Dysocjacja elektrolityczna — rozpad substancji na jony pod wpływem wody.
  • Elektrolit mocny — dysocjuje całkowicie (α ≈ 1): sole, mocne kwasy i zasady.
  • Elektrolit słaby — dysocjuje częściowo (α ≪ 1): słabe kwasy i zasady.
  • Nieelektrolit — nie tworzy jonów (glukoza, sacharoza, etanol).
  • Stopień dysocjacji (α) — $n_{\text{zdys.}} / n_{\text{całk.}}$.
  • Iloczyn jonowy wody (Kw) — $[\text{H}^+][\text{OH}^-] = 10^{-14}$ (25°C).
  • pH — $-\lg[\text{H}^+]$; < 7 kwaśny, = 7 obojętny (25°C), > 7 zasadowy.
  • pOH — $-\lg[\text{OH}^-]$; pH + pOH = 14.
  • Kwas (Arrhenius) — daje H⁺; (Brønsted) — donor H⁺; (Lewis) — akceptor pary el.
  • Zasada (Arrhenius) — daje OH⁻; (Brønsted) — akceptor H⁺; (Lewis) — donor pary el.
  • Wskaźnik kwasowo-zasadowy — zmienia barwę w określonym zakresie pH.
  • Reakcja zobojętniania — H⁺ + OH⁻ → H₂O.
  • Równanie jonowe skrócone — bez jonów widmowych; słabe elektrolity i osady — cząsteczkowo.
  • Hydroliza soli — reakcja jonów soli z wodą; zmienia pH roztworu.
  • Osad — trudnorozpuszczalny produkt reakcji jonowej (↓).
  • Reakcja strącania — z jonów w roztworze powstaje osad.
  • [R] Para sprzężona kwas-zasada (Brønsted) — kwas i zasada różniące się jednym H⁺.
  • [R] Amfoteryczność — zdolność reakcji jako kwas i jako zasada (Al(OH)₃, Zn(OH)₂, H₂O).
  • [R] Ka (stała dysocjacji kwasowej) — $[\text{H}^+][\text{A}^-]/[\text{HA}]$; pKa = −lg Ka.
  • [R] Kb (stała zasadowości) — $[\text{BH}^+][\text{OH}^-]/[\text{B}]$; pKa + pKb = 14.
  • [R] Bufor — układ HA/A⁻ opierający się zmianie pH; pojemność buforowa = ilość kwasu/zasady, którą wchłonie.
  • [R] Równanie H-H — $\text{pH} = \text{pK}_a + \lg[\text{A}^-]/[\text{HA}]$.

W pigułce

  1. Dysocjacja: jony w wodzie dzięki hydratacji przez dipole H₂O. Mocne elektrolity → całkowicie; słabe → równowagowo; nieelektrolity → wcale.
  2. pH: skala logarytmiczna stężenia H⁺; zmiana o 1 = 10× zmiana stężenia. Dla mocnych: bezpośrednio; dla zasad: przez pOH.
  3. Odczyn soli (hydroliza): mocny kwas + mocna zasada → pH = 7; słaby kwas + mocna zasada → pH > 7; mocny kwas + słaba zasada → pH < 7.
  4. Strącanie: jeśli iloczyn jonów przekracza Kso → osad. Identyfikacja przez selektywne strącanie.
  5. [R] Brønsted: przeniesienie H⁺; Lewis: przekazanie pary el. — ogólniejsze.
  6. [R] Bufor: HA+A⁻; pH = pKa + lg([A⁻]/[HA]); biologicznie węglanowy (krew), fosforanowy (komórka).

Sprawdzian działowy

Zadanie 1. Napisz równania dysocjacji: (a) H₃PO₄ (I stopień), (b) Ca(OH)₂, (c) Al₂(SO₄)₃.

Pokaż rozwiązanie

(a) $\text{H}_3\text{PO}_4 \rightleftharpoons \text{H}^+ + \text{H}_2\text{PO}_4^-$ (I stopień — słaby elektrolit)

(b) $\text{Ca(OH)}_2 \to \text{Ca}^{2+} + 2\text{OH}^-$ (mocna zasada)

(c) $\text{Al}_2(\text{SO}_4)_3 \to 2\text{Al}^{3+} + 3\text{SO}_4^{2-}$ (sól, mocny elektrolit)

Zadanie 2. Stężenie jonów H⁺ w roztworze wynosi 4 × 10⁻⁴ mol/l. Oblicz pH, pOH i określ odczyn.

Pokaż rozwiązanie

$\text{pH} = -\lg(4 \times 10^{-4}) = 4 - \lg 4 \approx 4 - 0{,}60 = 3{,}40$

$\text{pOH} = 14 - 3{,}40 = 10{,}60$

Odczyn: kwaśny (pH < 7).

Zadanie 3. Czy roztwór Na₂S jest kwaśny, obojętny czy zasadowy? Uzasadnij i napisz równanie hydrolizy.

Pokaż rozwiązanie

Na₂S = NaOH (mocna) + H₂S (słaby kwas) → odczyn zasadowy.

Hydroliza: $\text{S}^{2-} + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{HS}^- + \text{OH}^-$

Jon S²⁻ pochodzi ze słabego kwasu H₂S → chętnie przyłącza H⁺ od wody → wzrasta [OH⁻].

Zadanie 4. Do roztworu FeCl₃ dodano NaOH. Napisz skrócone równanie jonowe i podaj obserwację.

Pokaż rozwiązanie

$\text{Fe}^{3+} + 3\text{OH}^- \to \text{Fe(OH)}_3\downarrow$

Obserwacja: czerwono-brunatny osad wodorotlenku żelaza(III).

Zadanie 5. Masz do dyspozycji roztwory: Na₂SO₄, BaCl₂, AgNO₃, HCl i NaOH. Jak identyfikujesz obecność jonów Ba²⁺, Ag⁺ i SO₄²⁻ w nieznanej próbce?

Pokaż rozwiązanie

Ag⁺: dodaj HCl → biały serowaty osad AgCl↓. Ba²⁺: dodaj H₂SO₄ (lub Na₂SO₄ w kwaśnym środowisku) → biały osad BaSO₄↓, nierozpuszczalny w kwasach. SO₄²⁻: dodaj BaCl₂ w kwaśnym środowisku → biały osad BaSO₄↓.

Kolejność ważna: najpierw eliminuj Ag⁺ (mógłby strącać Ag₂SO₄ i fałszywie imitować SO₄²⁻). Dopiero potem testuj Ba²⁺ i SO₄²⁻.

Zadanie 6. [R] Oblicz pH buforu zawierającego 0,15 mol/l NH₃ i 0,10 mol/l NH₄Cl (pKa NH₄⁺ = 9,25). Czy po dodaniu 0,01 mol/l HCl (do 1 l buforu) pH zmieni się znacząco?

Podpowiedź

NH₄Cl = sól NH₄⁺ (kwas sprzężony z NH₃). Użyj H-H: pH = pKa + lg([NH₃]/[NH₄⁺]).

Pełne rozwiązanie

$\text{pH} = 9{,}25 + \lg\frac{0{,}15}{0{,}10} = 9{,}25 + 0{,}18 = 9{,}43$

Po dodaniu HCl: $\text{H}^+ + \text{NH}_3 \to \text{NH}_4^+$, więc [NH₃] = 0,14, [NH₄⁺] = 0,11.

$\text{pH}_{\text{nowe}} = 9{,}25 + \lg\frac{0{,}14}{0{,}11} = 9{,}25 + 0{,}10 = 9{,}35$

Zmiana: 9,43 → 9,35 = 0,08 jednostki — bufor zadziałał skutecznie.