" />Zasady i kwasy w ujęciu arrheniusa i Bronsteda i Lewisa ==> temat mojego projektu z chemii od ktorego baaardzo duzo zalezy ... pomoze ktos ?? chodzi mi o linki, informacje a najbardziej o jakies garfiki tzn. rownania przedstawione ladnie garficznie ...prosze pomozcie ...

nazywaj tematy jak się należy

mam nadzieję że teraz wszystko działa... może jutro powymieniam tabelki na jakieś znośne

zadanie polega na wyznaczenie równania kinetycznego, stałej szybkości oraz parametrów Arrheniusa reakcji fluoroformu z fluorem przeprowadzonej w rozcieńczeniu argonem na podstawie prędkości początkowych reakcji w różnych warunkach początkowych.
CHF3 + F2 -> CF4 + HF

a oto prędkości początkowe reakcji dla podanych warunków
Kod: Zaznacz cały[F]=10^-1 mol/l
[Ar]=     [CHF3]=10^-2    3*10^-2     9*10^-2
     10^-2|2.3 *10^-4 6.9*10^-4 2.07 *10^-3
  =3*10^-2|1.33*10^-4 3.98*10^-4 1.195*10^-3
  =6*10^-2|9.39*10^-5 2.82 *10^-4 8.45 *10^-4

[F]=5*10^-1 mol/l
[Ar]=     [CHF3]=10^-2    3*10^-2     9*10^-2
     10^-2|1.15 *10^-3  3.45*10^-3  1.035*10^-2
  =3*10^-2|6.64 *10^-4  1.99*10^-3  5.97 *10^-2
  =6*10^-2|4.695*10^-4  1.41*10^-3  4.23 *10^-2

[F]=1 mol/l
[Ar]=     [CHF3]=10^-2    3*10^-2     9*10^-2
     10^-2|2.3  *10^-3  6.9*10^-3 2.07 *10^-2
  =3*10^-2|1.33*10^-3 3.98*10^-3 1.195*10^-2
  =6*10^-2|9.39 *10^-4 2.82*10^-3 8.45 *10^-3




a tutaj macie stałe prędkości zależnie od temperatury
Kod: Zaznacz całyk   0.023 2.0916 31.3134
T   300   400     500

" />Tekscik jest w trakcie tworzenia, jesli zauwazycie jakies razace bledy to prosze informowac:)

Podstawy chemii roztworów wodnych.

I. Teorie kwasów i zasad we współczesnej chemii

Już alchemicy operowali pojęciem kwasu i zasady, jednak było ono najczęściej definiowane na podstawie zauważonych organoleptycznie właściwości chemicznych i fizycznych i ścisłej definicji ciężko było się doszukać. Pierwszą ścisłą teorię kwasów i zasad sformułował Arrhenius i ją też w pierwszej kolejności omówimy.

I. 1. Teoria kwasów i zasad Arrheniusa
Wprowadzimy przede wszystkim pojęcie elektrolitu. Elektrolit to substancja ulegająca dysocjacji (rozpadowi) w roztworze wodnym. Mocny elektrolit ulega dysocjacji w całości, zaś słaby tylko w pewnej części i reakcja jest odwracalna (zaznaczamy to strzałką w obie strony w równaniu reakcji).
Kwasem wg Arrheniusa jest substancja o budowie , która w wodzie ulega dysocjacji (rozpadowi) na kation wodorowy i resztę kwasową.

UWAGA: w rzeczywstości kation nie istnieje, w roztworze istnieje jedynie jego uwodniona forma zwana kationem hydroniowym bądź oksoniowym. Dla uproszczenia zapisu stosujemy jednak zapis który nie prowadzi do nieporozumień. W pełnym zapisie dysocjacja wyglądałaby tak: .
W przypadku, gdy substancja zawiera więcej niż 1 atom wodoru dysocjacja następuje stopniowo, np. kwas siarkowy (VI):


W ogólnym rozrachunku możemy to zapisać jednym równaniem:

Zasadą wg Arrheniusa jest substancja o budowie , która w wodzie ulega dysocjacji na A i anion wodorotlenkowy .

Przy wielu grupach OH w cząsteczce postępujemy analogicznie jak przy kwasach.
3. Sole to substancje dysocjujące na kationy metalu (ewentualnie kationy amonowe ) i aniony reszty kwasowej. Wszystkie sole są mocnymi elektrolitami. Przykład - siarczan (VI) sodu:

Sole dysocjują od razu, nie występuje stopniowa dysocjacja.

Woda jest również elektrolitem (bardzo słabym) i w pewnym stopniu (zazwyczaj do pominięcia) dysocjuje (nazywamy tą reakcję autodysocjacją bądź autoprotolizą wody):

lub w uproszczeniu


I.2. Protonowa teoria kwasów i zasad Bronsteda-Lowry'ego.
Teoria Arrheniusa ma pewne wady, mianowicie opisuje jedynie sytuację, gdy rozpuszczalnikiem jest woda, i niektórych substancji mimo ich wyraźnie kwasowego/zasadowego charakteru nie da się ująć w ramach teorii Arrheniusa. Dlatego też została skonstruowana nowocześniejsza teoria, opierająca się na odszczepianiu i przyłączaniu protonu.
Kwasem Bronsteda jest substancja, która jest zdolna oddać proton w reakcji chemicznej. Zasadą zaś jest substancja, która proton odbiera. Przykład:


Widać, że reakcje kwasów i zasad Bronsteda zachodzą pomiędzy sprzężonymi parami kwas-zasada.
Ciąg dalszy nastąpi:)

I.3. Elektronowa teoria kwasów i zasad Lewisa.
Under construction.

II. Podstawowe wielkości charakteryzujące roztwory elektrolitów.
Dla celów czysto praktycznych i obliczeniowych wprowadzamy pewne wielkości - stopień dysocjacji , stałą dysocjacji K, pH i pOH.
II.1. Stopień dysocjacji
Wielkość ta charakteryzuje, stosunek ilości substancji wprowadzonej do roztworu, która zdysocjowała, do całej wprowadzonej ilości substancji. Matematyczna definicja wygląda tak:
lub
- liczba moli substancji zdysocjowanej
- liczba moli substancji wprowadzonej do roztworu
Te 2 wersje różnią się jedynie jednostką - procentami. Dla ustalenia uwagi przyjmijmy tą pierwszą wersję.
Z prostego rachunku wynika, że zamiast ilościami moli możemy operować stężeniami molowymi, czyli nasz wzór przyjmuje postać:

gdzie mają znaczenie analogiczne, jak we wzorze poprzednim.
Mówiąc intuicyjnie, stopień dysocjacji okresla nam, ile wrzuconej do wody substancji nam zdysocjuje. Gdy elektrolit jest mocny, to naturalnie , gdy substancja nie jest w ogóle elektrolitem, to .

II.2. Stała dysocjacji.
Przyjmiemy tu, że pojęcie stałej równowagi reakcji chemicznej jest Czytelnikowi znane. Pamiętajmy, że pojęcie stałej dysocjacji K odnosi się tylko do elektrolitów słabych. Rozpatrzmy stałą równowagi dla reakcji:


Liczbę K nazwiemy stałą dysocjacji kwasu HR.
Analogiczne równanie ułożymy dla zasady:


Liczbę K nazwiemy stałą dysocjacji zasady AOH.
UWAGA! W przypadku kwasów wieloprotonowych i zasad zawierających więcej niż 1 grupę hydroksylową stała K jest inna po odłączeniu każdego protonu/grupy OH-. Przykładem może tu być kwas węglowy, który dysocjuje jak następuje:


Jak widać, różnica w stałej jest o 4 rzędy wielkości, więc używając do obliczeń tej samej stałej popełnilibyśmy znaczny błąd.
Samej stałej K w praktyce zadań z wodnych roztworów elektrolitów praktycznie nie używa się, ważne jest prawo, które dzięki niej uzyskujemy nazwane prawem rozcieńczeń Ostwalda.
II.3. Prawo rozcieńczeń Ostwalda.
Prawo to wiąże ze sobą 2 uprzednio wprowadzone wielkości - stałą i stopień dysocjacji.
Wyprowadzimy tutaj prawo rozcieńczeń Ostwalda dla dowolnego elektrolitu o budowie AB (zaliczy nam się tutaj zarówno HR, jak i AOH). Załóżmy, że jego stopień dysocjacji wynosi , i, że jego stężenie w roztworze jest równe . Równanie na stałą dysocjacji tego elektrolitu wygląda następująco:

Skoro stopień dysocjacji wynosi , to stężenia i wynoszą , a stężenie . Po wstawieniu tych wielkości do wyrażenia na stałą dysocjacji i uproszczeniu dostajemy:
Prawo rozcieńczeń Ostwalda -
Jeśli lub to i nasze prawo upraszcza się do postaci:
Uproszczone prawo rozcieńczeń Ostwalda -
Prawo to jest bardzo często używane w zadaniach obliczeniowych, poza tym wypływa z niego ważny praktyczny wniosek:
Stopień dysocjacji elektrolitu rośnie z jego rozcieńczeniem.
Przykładowe zadanie z zakresu wprowadzonych pojęć ("Obliczenia chemiczne" pod redakcja A. Sliwy, zadanie XI.36):
Obliczyć stężenie jonów wodorowych i stopień dysocjacji w 0,05-molowym roztworze kwasu chlorowego (III). Stała dysocjacji .
Dane w zadaniu:
Szukane:
Obliczmy C/K:

Możemy zatem zastosować prawo w formie uproszczonej. Po przekształceniu dostajemy:
.
Ponieważ kwas chlorowy podczas dysocjacji oddziela 1 proton, to . Z określenia stopnia dysocjacji mamy:
.