1. Stechiometria w
roztworach
Woda jako
rozpuszczalnik

2. Właściwości wody
- budowa cząsteczki kątowa
04_40
δ
+
- wiązania O-H kowalencyjne H
- cząsteczka polarna
−
105°
2δ O
H
+
δ

3. Rozpuszczanie
oddziaływanie polarnych cząsteczek
+ wody z kationami i anionami
w sieci krystalicznej soli
+
δ +
H Cation
− +
2δ O H δ
− + − − −
+ − + + − +
− + − − + −
+ − + + − +
δ+
H
H O −
δ+ 2δ
−
Anion
rozpuszczalnik (solvent)
− substancja rozpuszczana (solute)
Film1 rozpuszczanie - mechanizm.MOV

4. Elektrolity
mocne – efektywnie przewodzą prąd (NaCl, HNO3)
słabe – słabo przewodzą (ocet, woda z kranu)
nie-elektrolity – nie przewodzą (czysta woda, roztwór cukru)

5. Elektrolity
04_43 Power Source
Przewodnictwo elektryczne
roztworów wodnych
Obwód zostaje zamknięty i
zaczyna płynąć prąd
jeżeli roztwór zawiera
nośniki ładunku.
(a) Mocny elektrolit
zawiera jony gotowe do
przenoszenia ładunku.
(b) Słaby elektrolit zawiera
+ − mało jonów i jest w
− + − stanie przenieść mniej
−
+
+
+ ładunków.
−
− + (c) Nie-elektrolit nie
(a) (b) (c)
zawiera jonów i nie
przewodzi prądu.
Film2 roztwory_elektrolity.MOV

6. Kwasy
Mocne kwasy - dysocjują całkowicie (100%) z
utworzeniem kationów H+ (H3O+) w roztworze
HCl – kwas chlorowodorowy, hydrochloric acid
HBr – kwas bromowodorowy, hydrobromic acid
HI - kwas jodowodorowy, hydroiodic acid
HNO3 – kwas azotowy (V), nitric acid
H2SO4 – kwas siarkowy (VI), sulfuric acid
HClO3 – kwas chlorowy (V), chloric acid
HClO4 – kwas chlorowy (VII), perchloric acid

7. Kwasy
Słabe kwasy – dysocjują w małym stopniu
HF – kwas fluorowodorowy, hydrofluoric acid
CH3COOH – kwas octowy, acetic acid
H2CO3 – kwas węglowy, carbonic acid
H2SO3 – kwas siarkowy (IV), sulfurous acid
HNO2 – kwas azotowy (III), nitrous acid
H3PO4 – kwas fosforowy (V), phosphoric acid
04_1532

8. Zasady
Mocne zasady - dysocjują całkowicie z utworzeniem
anionów OH- w roztworze
LiOH - lithium hydroxide
NaOH - sodium hydroxide
KOH - potassium hydroxide
RbOH - rubidium hydroxide
CsOH - cesium hydroxide
Ca(OH)2 - calcium hydroxide
Sr (OH)2 - strontium hydroxide
Ba (OH)2 - barium hydroxide
Słabe zasady – dysocjują w małym stopniu
NH3

9. Reakcje w roztworach
- Reakcje wytrącania
AgNO3(aq) + NaCl(aq) → AgCl(s) + NaNO3(aq)
- Reakcje kwas-zasada
NaOH(aq) + HCl(aq) → NaCl(aq) + H2O(l)
- Reakcje redukcji/utleniania (redoks)
Fe(NO3)2 + KMnO4→ Fe(NO3)3 + Mn(NO3)2 +KNO3
Film3_Rozpuszczanie_HClNaOH_neutr.MOV

10. Zapis reakcji w roztworach
1.Cząsteczkowy (substraty i produkty w
formie związków)
AgNO3(aq) + NaCl(aq) → AgCl(s) + NaNO3(aq)
2.Całkowity jonowy (wszystkie mocne
elektrolity w postaci jonów)
Ag+(aq) + NO3−(aq) + Na+(aq) + Cl−(aq) →
AgCl(s) + Na+(aq) + NO3−(aq)

11. Zapis reakcji w roztworach
3.Skrócone równanie jonowe (pokazuje
tylko składniki reagujące)
Ag+(aq) + Cl−(aq) → AgCl(s)
Na+ i NO3− jony „widzowie”.

12. Reakcje wytrącania
Reguły rozpuszczalności
Rozpuszczalne
1. wszystkie azotany (NO3−),
2. większość soli metali alkalicznych (grupa 1) oraz NH4+ ,
3. większość soli Cl−, Br− i I− (za wyjątkiem Ag+, Pb2+, Hg22+)
4. większość siarczanów (SO4-) (za wyjątkiem BaSO4, PbSO4,
HgSO4, CaSO4)
Nierozpuszczlne
1. większość wodorotlneków OH− (za wyjątkiem NaOH, KOH
rozpuszczlane, Ba(OH)2, Ca(OH)2 mało rozpuszczalne),
2. większość soli S2−, CO32−, CrO42−, PO43−,

13. sole rozpuszczalne nierozpuszczalne
anionu kationu kationu
SO42- Prawie wszystkie II grupa układu okresowego:
Mg2+, Ca2+, Sr2+, Ba2+
Oraz Pb2+, Hg2+
NO3- Wszystkie kationy -
PO43- I grupa układu Prawie wszystkie
okresowego:
Na+, K+ itd
CO32- I grupa układu Prawie wszystkie
okresowego:
Na+, K+ itd
CrO42- I grupa układu Prawie wszystkie
okresowego:
Na+, K+ itd
Cl-‑, I-, Br- Prawie wszystkie Ag+, Pb2+, Hg22+
S2- I grupa układu Prawie wszystkie
okresowego:
Na+, K+ itd
OH- Na+, K+ Prawie wszystkie
kationu anionu anionu
I grupa układu okresowego: Wszystkie -
Na+, K+ itd
II grupa układu okresowego: Prawie wszystkie SO42--, CO32-
Mg2+, Ca2+, Sr2+, Ba2+

14. Reakcje redoks
Reguły określania stopnia utlenienia
1. Stopień utlenienia atomu w pierwiastku = 0 Na, O2, O3
2. Stan utlenienia jonu = ładunek Na+ = +1, Cl- = -1
3. O = -2 w związkach kowalencyjnych (za CO, CO2, SO2, SO3,
wyjątkiem nadtlenków = -1) H2O (H2O2)
4. H = +1 w związkach kowalencyjnych HCl, H2O, NH3, CH4
5. F, Cl, Br, I w związkach = -1 NaF, CaCl2, AlI3, KBr
6. Suma stopni utlenienia w cząsteczce bez CaSO4
ładunku = 0
Suma stopni utlenienia w cząsteczce z
ładunkiem = ładunek jonu SO42-= -2

15. Bilansowanie równań redoks
(w środ. kwaśnym)
Metoda reakcji połówkowych
1.Napisz osobno reakcje utleniania i redukcji.
2.Dla każdej reakcji połówkowej:
- zbilansuj pierwiastki (prócz H, O)
- zbilansuj O za pomocą H2O
- zbilansuj H za pomocą H+
- zbilansuj ładunek za pomocą elektronów

16. Bilansowanie równań redoks
(w środ. kwaśnym)
3.Jeśli potrzeba pomnóż przez liczbę całkowitą
aby zrównać liczbę elektronów.
4.Dodaj reakcje połówkowe.
5.Sprawdź czy pierwiastki i ładunki się
bilansują.

17. Bilansowanie równań redoks
(w środ. zasadowym)
1.Zbilansuj równanie tak jak w przypadku
kwasów.
2.Dodaj OH− by zrównoważyć H+ (do obu stroń
równania!)
3.Utwórz cząsteczki wody z H+, OH−.
4.Sprawdź czy pierwiastki i ładunki się bilansują.

18. Przykład 1 środowisko kwaśne
Cu(s) + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO(g)
Cu(s) + NO3- → Cu2+ + NO(g)
1) Cu(s) → Cu2+`
2) NO3- → NO(g)

19. Przykład 1 środowisko kwaśne
Cu(s) + NO3- → Cu2+ + NO(g)
1) Cu(s) → Cu2+ + 2e ox
2) NO3- + 4H+ + 3e → NO(g) + 2H2O red

20. Przykład 1 środowisko kwaśne
Cu(s) + NO3- → Cu2+ + NO(g)
1) 3Cu(s) → 3Cu2+ + 6e x3
2) 2NO3- + 8H+ + 6e → 2NO(g) + 4H2O x2
3Cu(s) + 2NO3- + 8H+ → 3Cu2+ + 2NO(g) + 4H2O

21. Przykład 2 - środowisko zasadowe
CN- + MnO4- → CNO- + MnO2
1) CN- → CNO-
2) MnO4- → MnO2

22. Przykład 2 - środowisko zasadowe
x3 1) CN- + H2O → CNO- + 2H+ + 2e ox
x2 2) MnO4- + 4H+ + 3e → MnO2 + 2H2O red

23. Przykład 2 - środowisko zasadowe
x3 1) 3CN- + 3H2O → 3CNO- + 6H+ + 6e
x2 2) 2MnO4- + 8H+ + 6e → 2MnO2 + 4H2O

24. Przykład 2 - środowisko zasadowe
x3 1) 3CN- + 3H2O → 3CNO- + 6H+ + 6e
x2 2) 2MnO4- + 8H+ + 6e→ 2MnO2 + 4H2O
1)+2)
3CN- + 2MnO4- +2H+→ 3CNO- + 2MnO2 + H2O

25. Przykład 2 - środowisko zasadowe
x3 1) 3CN- + 3H2O → 3CNO- + 6H+ + 6e
x2 2) 2MnO4- + 8H+ + 6e → 2MnO2 + 4H2O
3CN- + 2MnO4- +2H+→ 3CNO- + 2MnO2 + H2O
+OH-
3CN- + 2MnO4- + H2O → 3CNO- + 2MnO2 + 2OH-

26. Przykład 2 - rozpuszczanie złota
Au(s) + NO3−(aq) + Cl−(aq) → AuCl4−(aq) + NO2(g)
1) Au(s) + 4Cl-(ag) → AuCl4−(aq) + 3e ox
2) NO3- + 2H+ + 1e → NO2(g) + H2O red

27. Przykład 2 - rozpuszczanie złota
1) Au(s) + 4Cl-(ag) → AuCl4−(aq) + 3e x1
2) 3NO3- + 6H+ + 3e → 3NO2(g) + 3H2O x3
Au(s)+3NO3−(aq)+4Cl−(aq)+6H+→ AuCl4−(aq)+NO2(g)+3H2O