Kwas azotowy(V) HNO3
Bezbarwna ciecz, temp. topnienia -41,1oC, temp. wrzenia 84oC, gęstość 1,52 g/cm3, silnie dymiąca na wilgotnym powietrzu. Występuje w znikomych ilościach w powietrzu (synteza tlenku azotu NO z pierwiastków podczas wyładowań elektrycznych), skąd przechodzi do gleby, tworząc azotany. Miesza się z wodą we wszystkich stosunkach, tworzy hydraty HNO3*H2O (temp. topnienia -38oC), HNO3*3H2O (temp. topnienia -18,5oC), z wodą tworzy azeotrop zawierający 69,2% HNO3o temp. wrzenia 121,8oC i gęstości 1,41 g/cm3 (postać handlowa, tzw. stężony k.a.), rozkłada się powoli (czynnikiem przyśpieszającym tą reakcję jest światło): 4HNO3 4NO2 + 2H2O + O2 dzięki czemu roztwory kwasu azotowego mają zabarwienie żółte. Jest mocnym utleniaczem, palne substancje (np. drewno, słoma, bibuła) zapalają się po zwilżeniu stęż. kwasem azotowym. Rozpuszcza większość metali (z wyjątkiem metali szlachetnych np. Au, Pt) z wydzieleniem tlenków azotu. Niektóre metale (np. Al, Cr, Fe) ulegają pasywacji w stężonym k.a. podczas gdy roztwarzają się w rozcieńczonym. Kwas azotowy utlenia niektóre niemetale (siarkę do kwasu siarkowego, fosfor do kwasu fosforowego). Zmieszany z kwasem siarkowym tworzy mieszaninę nitrującą, stosowaną do nitrowania związków organicznych. Mieszanina kwasu azotowego z kwasem solnym (w stosunku 1:3) nosi nazwę wody królewskiej. Woda królewska swą wyjątkową reaktywność zawdzięcza wolnemu chlorowi i chlorokompleksom tworzącym się w niej:
HNO3 + 3HCl NOCl + 2Cl + 2H2O. Dawniej był otrzymywany przez działanie kwasem siarkowym na azotany, obecnie jest produkowany metodą katalitycznego utleniania amoniaku (metoda Ostwalda). Tlenek azotu powstający w tej reakcji utlenia się tlenem z powietrza 2NO + O2 NO2 a następnie rozpuszcza w wodzie NO2 + H2O HNO3 + HNO2. Stosowany do wyrobu nawozów sztucznych, jedwabiu sztucznego, barwników, środków leczniczych, do nitrowania związków organicznych (m.in. przy produkcji materiałów wybuchowych), jako utleniacz w paliwach rakietowych.
Kwas borowy H3BO3
Ortoborowy kwas, borny kwas; bezbarwne krystaliczne ciało stałe, topi się w temp. 185oC. W wodzie jest słabo rozpuszczalny: w temp. 0oC 1,9g/100cm3, rozpuszczalność szybko rośnie ze wzrostem temperatury. W wodzie zachowuje się jak słaby kwas; K1 = 7,3*10-10, K2 = 1,8*10-13, K3 = 2*10-14, jego moc znacznie zwiększa się w obecności glicerolu lub mannitolu - przyczyną tego jest powstanie związku chelatowego. Podczas ogrzewania traci stopniowo wodę przechodząc w kwas metaborowy HBO2, a następnie tlenek B2O3. Z alkoholami, np. CH3OH, tworzy łatwo lotne estry. Otrzymywany przez wyparcie mocnym kwasem z soli - boraksu. Znajduje zastosowanie w lecznictwie (posiada własności dezynfekujące), do wyrobu emalii, w kosmetyce, przemyśle tekstylnym, mydlarskim, garbarskim, do lutowania, (kwasy poliborowe) itd.
Kwas chlorowy(V) HClO3
Kwas chlorowy(VII) HClO4
Kwas fosforowy(V) H3PO4
Ortofosforowy(V) kwas; białe, krystaliczne ciało stałe, temp. topnienia 42,3oC, dobrze rozpuszczalne w wodzie (670g / 100g H2O w temp. 25oC). Jest kwasem trójprotonowym o średniej mocy (K1=1.1*10-2, K2=1.2*10-7, K3=1.8*10-12), tworzy trzy szeregi soli np. NaH2PO4, Na2HPO4, Na3PO4. W temp. pokojowej jest substancją trwałą, nie ma własności utleniających, podczas odwadniania ulega kondensacji tworząc kwasy polifosforowe. Jest otrzymywany w wyniku:
działania rozcieńczonym kwasem siarkowym na fosforan(V) wapnia (ew. apatyt lub zmielone kości):
Ca3(PO4)2 + 3H2SO4 3CaSO4 + 2H3PO4,
działania wodą na tlenek fosforu(V): P2O5 + 3H2O 2H3PO4,
przez utlenianie fosforu czerwonego średnio stężonym kwasem azotowym:
3P + 5HNO3 + 2H2O 3H3PO4 + 5NO.
W handlu są syropowate 85-90% roztwory kwasu fosforowego. Stosowany głównie do wyrobu nawozów sztucznych (np. superfosfatu podwójnego), do wyrobu fosforanów, w przemyśle spożywczym (jako dodatek do napojów gazowanych [antyutleniacz] - symbol E 338), do wytwarzania fosforanowych powłok ochronnych na metalach, do wytwarzania wielu środków farmaceutycznych. Kwas fosforowy jest również używany do oczyszczania soków w cukrownictwie, jako płyn do lutowania, w stomatologii, do wyrobu kitów porcelanowych, w lecznictwie i laboratoriach analitycznych.
Kwas siarkowy(VI) H2SO4
Kwas siarkowy jest bezbarwną, żrącą, oleistą cieczą; wrze w temp. 296oC, topi się w temp. 10,36oC. Jest jednym z najważniejszych produktów stosowanych w przemyśle chemicznym i innych (jest najtańszym mocnym kwasem), miesza się z wodą we wszystkich stosunkach. Stężony kwas siarkowy jest silnie higroskopijny (dlatego jest stosowany jako środek suszący i odciągający wodę), powoduje zwęglanie substancji organicznych zawierających tlen i wodór. Stężony kwas siarkowy działa utleniająco, zwłaszcza w podwyższonej temp., rozpuszcza metale półszlachetne np. Cu, Ag, z wydzieleniem dwutlenku siarki:
Cu + 2H2SO4 CuSO4 + 2H2O + SO2. Kwas siarkowy jest bardzo mocnym kwasem dwuprotonowym. Metale znajdujące się w szeregu napięciowym przed wodorem rozpuszczają się w rozcieńczonym kwasie siarkowym z wydzieleniem wodoru. Jako kwas trudno lotny k. siarkowy jest stosowany do wypierania kwasów lotniejszych np. HNO3, HCl, CH3COOH z ich soli np.
NaCl + H2SO4 HCl + NaHSO4 . Tworzy sole: siarczany i wodorosiarczany. SO3 rozpuszcza się w kwasie s. tworząc oleum czyli dymiący kwas siarkowy, w którym występują kwasy polisiarkowe np. kwas dwusiarkowy(VI) H2S2O7. Dawniej otrzymywany był metodą komorową (utlenianie SO2 do SO3 tlenkami azotu), obecnie jest otrzymywany metodą kontaktową (utlenianie SO2 do SO3 tlenem z powietrza w obecności platyny lub tlenku wanadu(V) jako katalizatora). Stosowany w zależności od stężenia do: wyrobu rozpuszczalnych nawozów fosforowych, siarczanu amonu i innych nawozów sztucznych, do oczyszczania (trawienia) powierzchni metali (np. żelaza w celu usunięcia rdzy przed cynkowaniem, cynowaniem lub emaliowaniem), do suszenia gazów, produkcji papieru, rafinacji tłuszczów i olejów, do oczyszczania nafty i wosku ziemnego, do wyrobu włókien sztucznych i materiałów wybuchowych, otrzymywania innych chemikaliów, jako elektrolit w akumulatorach do suflowania i nitrowania związków organicznych, w garbarstwie, drożdżownictwie, gorzelnictwie, farbiarstwie, itp. Postać handlowa: k.s. techniczny 76-78%, gęstość 1,7g/cm3, k.s. techniczny stężony 94-96%, gęst. 1,84g/cm3, k.s. czysty stężony 95,6-98,8%, gęst. 1,84g/cm3, k.s. akumulatorowy ok. 30% H2SO4.
Kwas solny HCl aq
Nazwa systematyczna: kwas chlorowodorowy; bardzo czynny chemicznie, mocny kwas, będący wodnym roztworem gazowego HCl. Nasycony w temperaturze 15oC wodny roztwór kwasu solnego ma stężenie 42,7% i gęstość 1,21g/cm3. W handlu znajduje się około 38% roztwór o gęstości 1,19g/cm3. Rozpuszcza z wydzieleniem wodoru metale znajdujące się przed wodorem w szeregu napięciowym, np. Mg + 2HClaq H2 + MgCl2, oraz tlenki, wodorotlenki i węglany metali, tworząc chlorki. Kwas chlorowodorowy znajduje się w soku żołądkowym (ok. 0,5%). Jest otrzymywany przez absorpcję chlorowodoru w wodzie. Chlorowodór do produkcji kwasu solnego wytwarza się syntetycznie z chloru i wodoru H2 + Cl2 2HCl (temp. procesu około 700-900oC), wykorzystuje się gazy odpadowe z chlorowania związków organicznych, na przykład syntezy chlorku benzylu:
C6H6 + Cl2 C6H6Cl + HCl lub otrzymuje się przez działanie stężonym kwasem siarkowym na chlorek sodu
H2SO4 + 2NaCl Na2SO4 + 2HCl (temp. procesu około 400-500oC). Stosowany w przemyśle metalurgicznym, włókienniczym, cukrowniczym, oraz do produkcji mas plastycznych, barwników organicznych i innych. Znajduje również zastosowanie w lecznictwie i jako jeden z podstawowych odczynników laboratoryjnych. Jest składnikiem różnych środków czyszczących np. Cilitu (około 10% kwasu solnego) i innych.
SOLE
Sól to związek chemiczny, którego cząstki składają się z metalu+ lub amonu+ i reszty kwasowej-. Wzór typowej soli wygląda tak:
MeR
Gdzie Me to metal, a R to reszta kwasowa. Na przykład, by nie szukać daleko: AgCl - Ag (srebro) jest metalem, a Cl (chlor) - resztą kwasową kwasu solnego (HCl).
Otrzymywanie soli:
metal + kwas sól + wodór
Mg + H2SO4 MgSO 4 + H2
Przykład
tlenek metalu + kwas sól + woda
K2O + H2SO4 K2SO4 + H2O
Przykład
wodorotlenek metalu + kwas sól + woda
Ca(OH)2 + 2HNO3 Ca(NO3)2 + 2H2O
metal + bezwodnik kwasowy sól + woda
Ca + 2NO3 Ca(NO3)2
tlenek metalu + bezwodnik kwasowy sól
Br2O + SO2 Br2SO3
sól + mocny kwas sól + słaby kwas
Na2CO3 + H2SO4 Na2SO4 + H2CO3
sól1 + mocna zasada sól2 + słaba zasada
Al(Cl)3 + 3NaOH 3NaCl + Al(OH)3
sól1 + sól2 sól3 + sól4
3AgNO3 + AlPO4 Al(NO3)3 + Ag3PO4
Sposób wyłącznie do otrzymania soli kwasów beztlenowych:
metal + niemetal sól
2Na + Cl2 2NaCl
Wodorotlenki
Wodorotlenek potasu KOH
Potaż żrący, potaż kaustyczny; silnie higroskopijna, bezbarwna substancja stała topiąca się w temp. 360oC, wrząca w temp. 1320oC. Bardzo dobrze rozpuszczalny się w wodzie (w temp. 20oC 112g w 100cm3) w wyniku czego wydziela się duża ilość ciepła, dobrze rozpuszczalny w alkoholu etylowym i metylowym. Jest bardzo silną zasadą, działa żrąco na wiele substancji, w tym szkło i porcelanę. Wodne roztwory wodorotlenku potasu były nazywane ługiem potasowym. Otrzymywany przez elektrolizę roztworu chlorku potasu lub gotowanie węglanu potasu z mlekiem wapiennym. Znajduje zastosowanie do produkcji mydła, jako środek suszący, w laboratoriach jako odczynnik, w litografii, grawernictwie i rytownictwie.
Wodorotlenek sodu NaOH
Inne nazwy: soda kaustyczna, soda żrąca, zasada sodowa. Białe, higroskopijne ciało stałe, temp. topnienia 328oC, temp. wrzenia 1390oC, dobrze rozpuszczalny w wodzie (w temp.20oC 109g w 100cm3,w temp.100oC 342g w 100cm3) z wydzieleniem dużej ilości ciepła; rozpuszczalny w alkoholu i glicerynie. Jest bardzo silną zasadą, pochłania wilgoć i dwutlenek węgla z powietrza, rozpływa się i pokrywa kruchą skorupą węglanu sodu; wodne roztwory wodorotlenku sodu nazywano ługiem sodowym. Otrzymywany jest przez elektrolizę wodnych roztworów chlorku sodu głównie metodą elektorlizy przeponowej oraz elektrolizy rtęciowej. Używana jest również metoda kaustyfikacji sody (na sodę kalcynowaną działa się świeżym wapnem gaszonym ): Ca(OH)2 + Na2CO3 2NaOH + CaCO3. Stosowany do wyrobu mydła, rafinacji ropy naftowej, produkcji celulozy, barwników, detergentów, w przemyśle włókienniczym, do wyrobu szkła wodnego, regeneracji kauczuku, jako odczynnik laboratoryjny. W postaci roztworu wodnego ( 10-30% ) jest składnikiem różnych płynów czyszczących i wybielaczy (np.:Domestosu, Harpica, Cloroxu, i.t.p).
Wodorotlenek wapnia Ca(OH)2
Wapno gaszone; biały proszek trudno rozpuszczalny w wodzie (w temp. 20oC 0,126g w 100cm3). Wodorotlenek wapnia jest mocną, a jednocześnie tanią zasadą; jego roztwór wodny jest nazywany wodą wapienną. Zawiesina wodorotlenku wapnia w wodzie wapiennej nosi nazwę mleka wapiennego i jest stosowana jako biała farba. Otrzymuje się go przez działanie określoną ilością wody na tlenek wapnia: CaO + H2O Ca(OH)2 , reakcji tej towarzyszy wydzielanie sporych ilości ciepła (gaszenie wapna). Wodorotlenek wapnia jest stosowany do wyrobu zaprawy murarskiej (powietrznej - tężejącej pod wpływem dwutlenku węgla: Ca(OH)2 + CO2 CaCO3 + H2O ), w przemyśle garbarskim, cukrowniczym, do zmiękczania wody: Ca(OH)2 + Ca(HCO3)2 2CaCO3 + 2H2O oraz do odzyskiwania amoniaku z roztworów chlorku amonu w procesie produkcji sody.
Stężenie procentowe to udział związków chemicznych w mieszaninach i roztworach wyrażony w procentach.
Pojęcie to oznacza najczęściej zawartość substancji rozproszonej lub rozpuszczonej w stosunku do całości mieszaniny lub roztworu, jednak czasami określa się w ten sposób również udział procentowy roztworu nienasyconego w stosunku do roztworu nasyconego (w tych samych warunkach termodynamicznych).
Stężenie molowe
Krótkie przypomnienie co to ten Mol:
Mol to jest jakaś liczba. Na pewno znasz już inne określenia na jakieś liczby, np. tuzin to 12, kopa 60 itd. Mol to 6,02*1023 czyli całkiem sporo. Dlaczego akurat tyle ... ano dlatego bo tyle właśnie atomów znajduje się 12g węgla (dokładnie w 12 gramach izotopu węgla 12C)
Dobra ... a co to to stężenie molowe ... znowu prościzna ... to ilość moli substancji w 1 litrze roztworu.
Tradycyjnie zobaczmy jak to wszystko wygląda w praktyce:
Wyobraź sobie że masz 58,5 grama soli kuchennej (NaCl) zawartej w 1 dm3 roztworu. Najpierw sprawdźmy ile to jest moli te 58,5 grama ... więc liczymy ... masa atomowa sodu (Na) to 23, a masa atomowa chloru (Cl) to 35,5 czyli mamy dokładnie 58,5. Czyli nasze 58,5 grama to jest jeden mol. Czyli stężenie molowe naszego roztworu wynosi 1mol na decymetr sześcienny.
Dobra a teraz zakładamy, że mamy 100g soli kuchennej zawartej w 1,5 litra roztworu ... jakie jest stężenie molowe tego roztworu ... prościzna ... wiemy że mamy 1,5dm3 roztworu ... i w nim jest 100g ... a chcemy wiedzieć ile gramów soli będzie w 1dm3 (bo stężenia molowe zawsze określa się w 1dm3 roztworu) . No to policzymy sobie to na krzyż:
100g NaCl - 1,5dm3 roztworu (czytaj: 100g NaCl jest w 1,5 dm3 roztowru)
x g NaCl - 1dm3 roztworu (czytaj: a ile (x) gramów NaCl jest w 1litrze (dm3) roztworu?)
-------------------------------------------------
wynik otzymujesz mnożąc 1 * 100 / 1,5 czyli nasze x=66,66
znaczy się wiemy już że w 1 litrze naszego roztworu jest 66,66g soli (NaCl)
No to lecimy dalej ... 1 mol NaCl to 58,5 grama ... czyli nasze 66,66g to 1,14 mola (bo 66,66/58,5 = 1,14)
HURRA!! Mamy nasz wynik. Stężenie molowe takiego roztworu to 1,14 mola na decymetr sześcienny. Zwróć uwagę że nie potrzebowałeś żadnych wzorów aby to wyliczyć ... ale ponieważ większość nauczycieli lubuje się we wzorach więc dla porządku podaję takowy wzorek: Cm = m/(M*Vr) gdzie Cm to nasze stężenie molowe, m - masa substancji, M - masa molowa substancji, Vr - objętość roztworu podana w decymetrach sześciennych.
1. Tlenki zasadowe, czyli tlenki reagujące z kwasami, a nie reagujące z zasadami. W reakcji z kwasem powstaje sól, np.:
Na2O + H2SO4 à Na2SO4 + H2O
CaO + 2HClaq à CaCl2 + H2O
Tlenki zasadowe są tlenkami metali, co bynajmniej nie oznacza, że każdy tlenek metalu jest zasadowy. Tlenki zasadowe, zwane również bezwodnikami zasadowymi, najczęściej reagują z wodą tworząc wodorotlenki o charakterze zasadowym.:
Na2O + H2O à 2NaOH
CaO + H2O à Ca(OH)2
Podobnie zachowują się tlenki innych metali z grup 1 i 2. Natomiast zasadowe tlenki metali pozostałych grup na ogół nie reagują z wodą (CrO, MnO).
2. Tlenki kwasowe, czyli tlenki reagujące z zasadami, a nie reagujące z kwasami. Do najważniejszych tlenków kwasowych należą: SO2, SO3, N2O3, N2O5, P2O5, CO2, SiO2, CrO3, Mn2O7 .
W reakcji tlenków kwasowych z zasadami powstają sole:
SO3 + 2NaOH à Na2SO4 + H2O
CO2 + 2KOH à K2CO3 + H2O
Tlenki kwasowe są na ogół tlenkami niemetali, chociaż spotyka się tlenki kwasowe wśród tzw. wyższych tlenków metali, tzn. tlenków, w których metale wykazują wyższą wartościowość (CrO3, Mn2O7).
Tlenki kwasowe , zwane również bezwodnikami kwasowymi (bezwodnik kwasowy jest tlenkiem, w którym wartościowość niemetalu odpowiada wartościowości tego niemetalu w cząsteczce kwasu), najczęściej reagują z wodą tworząc kwasy tlenowe:
H2O + SO2 à H2SO3
H2O + SO3 à H2SO4
Nie jest to jednak regułą. Na przykład dwutlenek krzemu SiO2 (bezwodnik kwasu krzemowego H2SiO3) z wodą nie reaguje.
Tlenki kwasowe reagują z tlenkami zasadowymi tworząc sole:
CaO + CO2 à CaCO3
3. Tlenki amfoteryczne, czyli tlenki reagujące zarówno z zasadami jak i z kwasami.
Produktem każdej z tych reakcji jest sól, inna w przypadku rozpuszczania w kwasie , a inna przy rozpuszczaniu w zasadzie:
ZnO + H2SO4 à H2O + ZnSO4
ZnO + 2NaOH à H2O + Na2ZnO2
Sól tworząca się w reakcji z kwasem zawiera resztę kwasową tego kwasu, a sól tworząca się w reakcji z zasadą zawiera w reszcie kwasowej atom pierwiastka (w tym przypadku cynku), który tworzył przed reakcją tlenek amfoteryczny. tlenki amfoteryczne na ogół nie reagują z wodą.
4. Tlenki obojętne, czyli nie reagujące ani z kwasami, ani z zasadami. Jest to nieliczna grupa tlenków, wśród których można wymienić dla przykładu tlenek węgla CO i tlenek azotu NO. Tlenki tego typu mogą rozpuszczać się w wodzie na zasadzie rozpuszczalności fizycznej (wymieszania), ale z wodą nie reagują, nie są bezwodnikami kwasowymi ani zasadowymi.
wartościowość I: Na, K, Ag, Cu, Hg, H, O, N, Cl;
wartościowość II: Ca, Mg, Zn, Ba, Fe, Cu, Sn, Hg, Pb, Mn, O, S, N, C;
wartościowość III: Al, Cr, Fe, P, Cl, N;
wartościowość IV: Sn, Pb, Si, C, S, N;
wartościowość V: P, Cl, N;
wartościowość VI: Cr, S, Mn;
wartościowość VII: Mn, Cl.
Wartościowości grup funkcyjnych
wartościowość I: OH, NH4; NO2, NO3;
wartościowość II: SO3, SO4;
wartościowość III: BO3;
wartościowość IV: SiO4;
Roztwór – jednorodny, jednofazowy układ dwu- lub więcej składnikowy, w którym substancja rozpuszczona występuje w dyspersji (rozdrobnieniu) molekularnym
Mol – jest to liczebność materii występująca, gdy liczba cząstek (elementów) układu jest równa liczbie atomów zawartych w masie 12 g węgla 12C (równa liczbie Avogadro - 6,02·1023 elementów).
Ponieważ ortodoksyjne traktowanie tej definicji w praktyce chemicznej napotyka czasem na spore trudności (nieznana, czasem zmienna ilość elementów ze względu np. na wiązania wodorowe) w codziennej działalności często za mol uważamy
– taką ilość substancji, wyrażoną w gramach, która jest równa liczbowo masie cząsteczkowej tej substancji (związku, pierwiastka).
Objętość molowa gazów - objętość jednego mola gazu (ilości cząsteczek równej liczbie Avogadro). W warunkach normalnych wynosi około 22,4 dm3
Masa atomowa – średnia masa atomowa danego pierwiastka; uwzględnia występujące naturalnie izotopy (ich masy i procentowy udział w pierwiastku). Suma mas atomowych wszystkich atomów tworzących cząsteczkę stanowi jej masę cząsteczkową. Jednostką masy atomowej (cząsteczkowej) jest 1 dalton, czyli masa 1/12 atomu izotopu węgla 12C.
Ponieważ w naturalnym rozpowszechnieniu węgiel jako pierwiastek zawiera około 98,9% węgla izotopu 12C i około 1,1% izotopu 13C, masa atomowa naturalnego węgla wynosi 12,01.
Najczęściej masy atomowe dla podstawowych obliczeń chemicznych zaokrąglamy do 1 miejsca po przecinku.
Stężenie – ilość substancji rozpuszczonej w określonej ilości (najczęściej objętości) roztworu.
Stężenie procentowe - wyraża procentową zawartość substancji rozpuszczonej w stosunku do roztworu. W sposób uproszczony określa się ją jako ilość gramów substancji rozpuszczonej w 100 g roztworu.
Ze względów praktycznych stosuje się czasem określenie stężenia procentowego wagowo/objętościowego, jako stosunku masy substancji rozpuszczonej do objętości roztworu (ilość gramów substancji w 100 ml roztworu) lub stężenia objętościowo/objętościowego, czyli ilości mililitrów substancji rozpuszczonej w 100 ml roztworu. Dzięki dopuszczeniu do tej drobnej niekonsekwencji unikamy konieczności znajomości i zastosowania w obliczeniach gęstości roztworu bądź gęstości substancji rozpuszczanej, jeśli jest cieczą - a ponadto przygotowując roztwory o tak zdefiniowanych stężeniach możemy ciecze odmierzać (objętościowo) a nie odważać. Jest to z praktycznego punku widzenia bardzo duże ułatwienie w pracy.
PAMIĘTAJ
Pod pojęciem stężenie procentowe zawsze rozumiemy stosunek masy substancji rozpuszczonej do masy roztworu, lub ogólniej – co pozwala nam stosować to pojęcie nie tylko do roztworów, lecz także do mieszanin, stopów, zawartości zanieczyszczeń itp. – stosunek masy jednego składnika do masy całego rozpatrywanego układu. Jeżeli stosujemy stężenie procentowe w ujęciu innym niż klasyczne musimy podać odpowiednie wyjaśnienie np. stężenie procentowe objętościowo-objętościowe roztworu wynosi ... W przypadku stężeń objętościowo-objętościowych czasami stosuje się skrót v/v
Stężenie molowe – określa ilość moli substancji rozpuszczonej w 1 l roztworu.
Obliczamy je dzieląc masę substancji rozpuszczonej, zawartej w 1 l roztworu, przez jej masę cząsteczkową
Najczęściej spotykany sposób wyrażenia stężenia. Ponieważ w każdym molu jest taka sama ilość cząsteczek (liczba Avogadro), substancje reagują ze sobą w takich proporcjach (jeśli ich ilości wyrazimy w molach) w jakich występują cząsteczki reagujących związków w zapisie stechiometrycznym reakcji, np.:
2 NaHCO3 ——> Na2CO3 + H2O + CO2
Z zapisu reakcji wynika, że z każdych dwóch cząsteczek kwaśnego węglanu sodu powstaje (pod wpływem ogrzewania) cząsteczka węglanu sodu, cząsteczka wody i cząsteczka ditlenku węgla. Oznacza to równocześnie, że z dwóch moli kwaśnego węglanu sodu (168 g) powstanie 1 mol węglanu sodu (106 g), jeden mol wody (18 g) i jeden mol ditlenku węgla (44 g; 22,4 l w warunkach normalnych).
Gęstość – wartość stosunku masy substancji do jej objętości. Masa 1 cm3 substancji (1 ml cieczy).
Rozpuszczalność - ilość gramów danej substancji, która w danej temperaturze może rozpuścić się w 100 g rozpuszczalnika, dając roztwór nasycony
Iloczyn rozpuszczalności –iloczyn stężenia jonów (kationów i anionów) powstałych z dysocjacji słabo rozpuszczalnej soli. Wartość iloczynu rozpuszczalności jest w danej temperaturze wartością stałą. (patrz tabela)
Hydroliza – typ reakcji polegającej na rozpadzie złożonej cząsteczki związku organicznego (np. estru) lub nieorganicznego (np. węglan sodu) na prostsze składniki pod wpływem reakcji z cząsteczką wody.
Kwas - zasada
1. wg Arrheniusa - kwas jest zdolny odłączyć jon wodorowy (proton), zasada odłącza w czasie dysocjacji jon wodorotlenowy
2. wg Brønsteda - kwas jest zdolny odłączyć proton, zasada jest zdolna przyłączyć proton; istnieje zawsze para kwas - zasada:
HCl + H2O –—> Cl- + H3O+
kwas zasada zasada kwas
HS- + H3O+ –—> H2S + H2O
zasada kwas kwas zasada
HS- + H2O –—> S2- + H3O+
kwas zasada zasada kwas