Stopień dysocjacji określa nam jak ilość elektrolitów uległ dysocjacji i oznaczamy ją α. Elektrolity, które ulegają całkowitej lub prawie całkowitej dysocjacji nazywamy mocnymi elektrolitami a te które mają słaby stopień dysocjacji słabymi el. Stopień dysocjacji jest to stosunek cząsteczek dysocjowanych do liczby cząsteczek wprowadzonych do r-ru. Stopień dysocjacji zależy od:
- rodzaju elektrolitu i rodzaju rozpuszczalnika
- od stężenia r-u rośnie wraz ze wzrostem rozcieńczenia
- nieznacznie od temp.
- od obecności innych elektrolitów
Stała dysocjacji – jest wielkością stałą w określonej temp. Niezależną od stężenia dlatego może służyć jako miara mocy elektrolitu. Im elektrolit mocniejszy tym stała dysocjacji jest większa.
Związek pomiędzy stopniem a stałą dysocjacji ujmuje prawo rozcieńczeń Oswalda. Dla elektrolitów słabych stała dysocjacji jest bardzo mała i możemy ją pominąć. Stopień dysocjacji słabego elektrolitu jest zatem odwrotnie proporcjonalny do pierwiastka kwadratowego stężenia molowego tego elektrolitu a wprost proporcjonalny do pierwiastka kwadratowego jego stałej dysocjacji. Prawo rozcieńczeń Oswalda jest słuszne jedynie w przypadku słabych elektrolitów i barwy rozcieńczonej. Kwas jest tym mocniejszy im większa jest jego stała dysocjacji. Mocne elektrolity natomiast rozpatruje teoria Deweya- Huckela i zakłada ona że mocne elektrolity są całkowicie zdysocjowanie na jony i ogólna ilość wszystkich jonów w r-rze jest wielkością stałą, niezależną od stężenia r-ru a stopień dysocjacji = jedności bez względu na stężenie r-ru.
Wartość iloczynu jonowego wody jest stała w stałej temp. a stężenia jonowe molów wodorowych i wodorotlenowych są równe 10 do -7 mol/dm3 odczyn wody jest obojętny. R-ry w których stężenia jonów H3O, H, OH są równe nazywamy obojętnymi. Zamiast stężenia używa się wyznacznika zwanego pH – jest to ujemny logarytm ze stężenia jonów wodorowych. (pH=7 – obojętny, pH=1 – kwaśny, pH=13 – zasadowy). Wskaźniki do oznaczania pH.
- błękit tymolowy – zmienia barwę z czerwonej na żółtą ( kwaśny )
- oranż metylowy - zmienia barwę z czerwonej na żółtą ( 3,1-4,4 )
- lakmus - zmienia barwę z czerwonej na niebieską ( 5-8 )
- fenoloftaleina - zmienia barwę z bezbarwnej na malinową ( 8-10 )
Hydroliza jest to proces rozkładu jakiejś substancji pod wpływem wody. Hydrolizie ulegają jony soli otrzymanej w:
- słabych kwasów – słabych zasad
- słabych kwasów – mocnych zasad
- mocnych kwasów – słabych zasad.
Proces ten powoduje że r-r przybiera odczyn kwaśny lub zasadowy, zależnie od tego z jaka reakcją mamy doczynienia.
Miarą zaawansowania hydrolizy jest stopień hydrolizy. Jest to stosunek cząstek zhydrolizowanych do liczby cząstek soli wprowadzonej pierwotnie do r-ru.
Drugą jednostką charakteryzującą sól w r-rze jest stała hydrolizy, której wartość jest stała w niezmienionej temp.
Bufory są to r-ry które utrzymują praktycznie stałe stężenie jonów H3O podczas rozcieńczania r-ru i wykazują nieznaczne tylko zmiany stężenia tych jonów. Po dodaniu małej ilości mocnych kwasów względnie zasad. Służą do utrzymania stałej kwasowości r-ru oraz jego kontroli.
Składają się najczęściej z mieszaniny słabego kwasu ( zasady ) i jego soli z mocną zasadą ( kwasem).
Niekiedy stosuje się bufory, w których skład wchodzą dwie sole, pochodne tego samego kwasu o różnym stopniu zobojętnienia.
Cechy r-rów buforowych:
- praktycznie stałe stężenie jonów buforowych podczas rozcieńczania r-ru
- niewielka zmiana stężenia jonów H po podaniu do r-ru niewielkiej ilości mocnego kwasu lub mocnej zasady.
- miarą zdolności r-ru buforowego do przeciwdziałania wpływom zmieniających jego pH jest pojemność buforowa, wyrażona zwykle liczbą moli mocnych kwasów lub zasad, która wprowadzona do 1dm3 r-ru buforowego zmienia jego wartość pH o jedność.
Kinetyka zajmuje się badaniem szybkości reakcji chem. Badanie to dostarcza informacji na temat jej mechanizmu, szybkość reakcji określa liczba cząsteczek moli, które przereagowały w jednostce czasu lub cząsteczek moli, które powstały w jednostce czasu. Czyli im większe stężenie substratów tym większa jest szybkość reakcji.
Dc dx
V= - dt = dt
dC – stężenie substratów
dX – stężenie produktów
dt – czas
V - szybkość
Wartość stałej szybkości reakcji K zależy od temp. ( w danym momencie i danej temp. jest stała i wzrasta wraz z temp). Wykładniki potęgowe µβγ noszą nazwę rzędu reakcji w stosunku do reagentów A, B, C,
n = µ+β+γ
Zazwyczaj przyjmuje się wartości od -2 do 2 może być również ułamkowy bądź zerem.
Reakcja 1 rzędu jest to reakcja, której szybkość oznaczona eksperymentalnie jest proporcjonalna do stężeń substratów w 1 potędze.
Dc
- dt = K 1 C , N2O5 -> N2O4 + ½ O2
d [ N2 O5] d [N2O5]
dt =
Reakcja 2 rzędu, jest to reakcja której szybkość oznaczona eksperymentalnie jest proporcjonalna do wszystkich substratów.
A+B = C+D+…..
CA=CB
V=K*CA*CB=KCA2
W reakcjach prostych rząd reakcji jest równy cząsteczkowości.
W reakcjach przebiegających etapowo najczęściej nie odpowiada cząsteczkowości.
Na szybkość reakcji ma wpływa kilka czynników:
1. natura subs. reagujących
2. stężenie
3. ciśnienie w przypadku gazów
4. w obecności katalizatora
5. temp.
Aby zaszła reakcja che. Drobiny substratów muszą mieć odpowiednią energię aby nastąpiło zderzenie aktywne tych drobin. Energia ta nosi nazwę energii aktywnej.
Reakcje podzielić na:
1. egzoenergetyczne – w wycinku których wydziela się energia
2. endoenergetyczne – w wyniku których energia jest pochłonięta
reakcje tworzenia i rozpadu jodowodoru (HI) zachodzą w podwyższonej temp. w fazie gazowej
H2+I2-> 2HJ
V+=K+[H2][I2]
W miare tworzenia się nowej ilości HI zaczynamy obserwować także jego rozkład
2HI=I2+H2
V-=K-[HI]2
Szybkość z jaką wzrasta ilość HI w ukł. Jest różnicą tworzenia HI i jego rozkładu
V=V+-V-=K+[H2][I2]-K-[HI]2
Stężenie V+ jest największe kiedy reakcja się nie rozpoczęła ( na początku)
V+ jest największa w chwili początkowej kiedy mamy największe stężenie substratów, w miarę ich wyczerpania maleje.
V- w chwili początkowej jest = 0 ze względu na brak HI w mieszaninie a następnie wzrasta.
W chwili dgy obie wartości się równają wartość V = 0
V=V+-V-=K+[H2][I2]-K-[HI]2=0
Jest to równanie które wyraża prawo działania mas dla reakcji odwracalnych.
Kiedy jest duża wartość K to substraty przereagowały w znacznym stopniu w danej temp.
Mała K oznacza że substraty przereagowały nieznacznie, równowaga przesunięta nieznacznie w prawo.
Na równowagę chem. mają wpływ:
Temp. , stężenie reagentów, ciśnienie tylko w fazie gazowej.
Zasada przekory – jeżeli na jakiś ukł. w stanie równowagi działa czynnik zew. i ten czynnik zew. stara się ten stan zmienić to ukł. działa w kierunku osłabiającym to działanie prowadząc do ponownego osiągnięcia stanu równowagi.
Zmiana stężenia – wzrost stężenia substratów powoduje przesunięcie równowagi w prawo.
Wzrost temp. przesuwa równowagę reakcji endotermicznej w prawo, egzo w lewo.
Zmiana ciśnienia – wzrost ciśnienia nie wpływa na stan równowagi gdy objętość substratów i produktów jest jednakowa. W przypadku gdy objętość substratów jest większa od objętości produktów, wzrost ciśnienia spowoduje przesunięcie równowagi w prawo.
Katalizator substancja, która przyśpiesza reakcję chem. a po zakończeniu reakcji pozostaje w niezmienionym stanie.
Zjawisko przyspieszenia reakcji chem. przez katalizator nazywamy katalizą.
Katalizator nie ulega trwałej przemianie chem. to nie znaczy że w niej nie uczestniczy.
Wpływa na przebieg reakcji zmieniając jej mechanizm.
Jego działanie opiera się na powstaniu reakcji z substratem przejściowego związku chem. Lub struktury nadcząsteczkowej, któr a jest nietrwała.
A+B>AB
A+K>AK
AK+B>AB+K
W obecności katalizatora energia aktywacji ulega obniżeniu i większa liczba cząsteczek jest zdolna do wejścia w reakcję.
Jeśli zw. przyspieszający reakcję zużywa się w wyniku reakcji nazywany jest nie katalizatorem a INICJATOREM.
Natomiast odwrotnością katalizatorów są INHIBITORY – katalizatory spowalniające przebieg reakcji.
Reakcja autokatalityczna, reakcja w której powstający produkt działa katalizująco na pozostałe substraty.
irrecki