Reakcje w roztworach wodnych: pH, hydroliza i iloczyn rozpuszczalności

Dział zaczyna się od tego, co dzieje się z substancją po rozpuszczeniu w wodzie. Elektrolit rozpada się na jony: mocne kwasy, mocne zasady i większość rozpuszczalnych soli robią to całkowicie, słabe elektrolity tylko częściowo. Jak daleko zaszedł ten rozpad, opisują dwie wielkości. Stopień dysocjacji mówi, jaka część cząsteczek rozpadła się na jony, i zależy od stężenia: po rozcieńczeniu roztworu słabego kwasu rośnie, co opisuje prawo rozcieńczeń Ostwalda. Stała dysocjacji w danej temperaturze od stężenia nie zależy, dlatego właśnie nią porównuje się moc kwasów i zasad. Kwasy, które mogą oddać więcej niż jeden proton, dysocjują stopniowo, a każdy kolejny etap zachodzi w mniejszym stopniu niż poprzedni. Wartości stałych są w tablicach, z których wolno korzystać na egzaminie.

Druga grupa zadań opiera się na teorii Brønsteda. Kwas oddaje proton, zasada go przyjmuje, a kwas, który oddał proton, staje się zasadą z nim sprzężoną. Para sprzężona różni się więc dokładnie jednym protonem, co ułatwia sprawdzenie własnej odpowiedzi. Niektóre drobiny, na przykład woda albo anion wodorowęglanowy, zależnie od partnera reakcji oddają albo przyjmują proton i nazywa się je amfiprotycznymi. Z kwasowością roztworu wiąże się skala pH. Cząsteczki wody w niewielkim stopniu przekazują sobie protony, a iloczyn stężeń jonów oksoniowych i wodorotlenkowych ma w danej temperaturze stałą wartość, nazywaną iloczynem jonowym wody. Wynika z niego, że w danej temperaturze pH i pOH sumują się zawsze do tej samej liczby. Dla mocnych kwasów i zasad pH liczy się wprost ze stężenia, a przy słabych potrzebna jest jeszcze stała dysocjacji. Barwa wskaźnika, takiego jak fenoloftaleina czy oranż metylowy, pozwala ocenić odczyn bez pehametru.

Trzecia grupa to odczyn roztworów soli i reakcje kwasów z zasadami. Sól mocnego kwasu i mocnej zasady, o ile nie jest wodorosolą, daje roztwór obojętny. Jeśli sól pochodzi od słabego kwasu i mocnej zasady, jej anion przyjmuje proton od cząsteczek wody, w roztworze przybywa jonów wodorotlenkowych i odczyn staje się zasadowy. Jeśli pochodzi od mocnego kwasu i słabej zasady, kation oddaje proton wodzie i odczyn jest kwasowy. Ten proces nazywa się hydrolizą. Gdy z wodą mogą reagować oba jony soli albo jej anion jest amfiprotyczny, jak w wodorosolach, ta prosta reguła nie wystarcza. Odczyn zależy wtedy od tego, która z reakcji zachodzi w większym stopniu, a rozstrzyga to porównanie stałych dysocjacji z tablic. Reakcja zobojętniania jest podstawą miareczkowania, w którym do badanego roztworu dodaje się porcjami roztwór o znanym stężeniu, aż liczby moli reagentów zgodzą się z równaniem reakcji. Ten moment to punkt równoważnikowy. Krzywa miareczkowania pozwala odróżnić kwas mocny od słabego, bo przy miareczkowaniu słabego kwasu mocną zasadą odczyn w punkcie równoważnikowym jest już zasadowy. Do tej grupy należą też zadania o mieszaniu kwasu z zasadą w ilościach niestechiometrycznych, gdzie odczyn wyznacza reagent użyty w nadmiarze.

Ostatnia grupa to reakcje strąceniowe i iloczyn rozpuszczalności. Równanie reakcji w roztworze można zapisać w trzech formach. Cząsteczkowa podaje pełne wzory substancji, jonowa pełna rozpisuje na jony mocne elektrolity, a jonowa skrócona pomija jony, które wychodzą z reakcji niezmienione. Słabe elektrolity, gazy i osady zostają w równaniu jonowym w postaci niezdysocjowanej. Iloczyn rozpuszczalności to iloczyn stężeń jonów w nasyconym roztworze trudno rozpuszczalnego elektrolitu, soli albo wodorotlenku, z wykładnikami równymi współczynnikom z równania jego dysocjacji. Osad wytrąca się wtedy, gdy iloczyn stężeń jonów obecnych w roztworze przekroczy tę wartość. Po zmieszaniu dwóch roztworów stężenia jonów trzeba najpierw przeliczyć na nową, większą objętość. Iloczynów rozpuszczalności elektrolitów o różnym składzie nie porównuje się wprost, bo zależność między iloczynem a rozpuszczalnością zmienia się z liczbą jonów, na które elektrolit się rozpada.