CHEMIA
CHEMIA
OGÓLNA
OGÓLNA
Wykład 11
Teoria kwasów i zasad
Dr inż. Agnieszka Mrozek
Instytut Chemii Ogólnej i Ekologicznej
[e-mail]
Kwasami nazywamy substancje, których cząsteczki
ulegają w roztworach wodnych dysocjacji
elektrolitycznej połączonej z odszczepieniem jonu
H+ (H3O+,H9O4+):
HR H+ + R-
Zasadami nazywamy substancje, których cząsteczki
ulegają w roztworach wodnych dysocjacji
elektrolitycznej połączonej z odszczepieniem jonu
OH-:
MeOH Me+ + OH-
Teoria kwasów i zasad Arrheniusa stosuje się tylko
do roztworów wodnych
Teoria Arrheniusa
Teoria Arrheniusa
1
Teoria protonowa kwasów i zasad, opracowana
niezależnie przez Brłnsted i Lowry ego (1923).
Kwasy to związki chemiczne lub jony
Kwasy to związki chemiczne lub jony
zdolne do oddawania protonów
zdolne do oddawania protonów
(donory protonów).
(donory protonów).
Zasady to związki chemiczne lub jony
Zasady to związki chemiczne lub jony
zdolne do przyłączania protonów
zdolne do przyłączania protonów
(akceptory protonów).
(akceptory protonów).
Teoria Brłnsteda  Lowry ego
Teoria Brłnsteda  Lowry ego
Teoria Brłnsteda  Lowry ego
Teoria Brłnsteda  Lowry ego
2
Rozpuszczalniki
Protolityczne:
- przyłączanie protonów
Aprotyczne:
- oddawanie protonów
niezdolne do reakcji z
protonem
-autoprotoliza
Protonoakceptorowe Protonodonorowe Amfoteryczne
(protonofilowe) (protonogenne) (amfiprotyczne)
Pirydyna:
C5H5N + H+ �� C5H5NH+
Amoniak:
NH3 + H+ �� NH4+
Dimetyloformamid:
(CH3)2NCHO + H+ �� (CH3)2NH+CHO
Rozpuszczalniki protonoakceptorowe
Rozpuszczalniki protonoakceptorowe
3
Bezwodny kwas octowy:
CH3COOH �� CH3COO- + H+
Bezwodny kwas mrówkowy:
HCOOH �� HCOO- + H+
Rozpuszczalniki protonodonorowe
Rozpuszczalniki protonodonorowe
W zależności od warunków reakcji mogą
przyłączać lub oddawać protony.
Woda:�
H2O + H+ �� H3O+
H2O �� OH- + H+
Etanol:
C2H5OH + H+ �� C2H5OH2+
C2H5OH �� C2H5O- + H+
Rozpuszczalniki amfoteryczne
Rozpuszczalniki amfoteryczne
4
kwas1 + zasada2 �� zasada1 + kwas2
kwas1 + zasada2 �� zasada1 + kwas2
HCl + H2O �� H3O+ + Cl-
HSO4- + H2O �� H3O+ + SO42-
H2O + NH3 �� NH4+ + OH-
H2O + CN- �� HCN + OH-
Dysocjacja w rozpuszczalnikach
Dysocjacja w rozpuszczalnikach
amfoterycznych
amfoterycznych
Sprzężony kwas Sprzężona zasada
Sprzężony kwas Sprzężona zasada
HClO4 ClO4-
Mocny Słaba
Mocny Słaba
H2SO4 HSO4-
HCl Cl-
H3O+ H2O
HSO4- SO42-
HF F-
CH3COOH CH3COO-
H2S HS-
NH4+ NH3
HCO3- CO32-
Mocna
Mocna
Słaby
Słaby
H2O OH-
5
Teoria opracowana przez amerykańskiego
fizykochemika Gilberta Newtona Lewisa w 1923 r.
wiąże właściwości kwasowo zasadowe nie z
atomami wodoru tylko strukturami elektronowymi.
Kwasy to substancje będące akceptorami
Kwasy to substancje będące akceptorami
pary elektronowej.
pary elektronowej.
Zasady to substancje będące donorami pary
Zasady to substancje będące donorami pary
elektronowej.
elektronowej.
Teoria Lewisa
Teoria Lewisa
Teoria Lewisa
Teoria Lewisa
6
Poważnym zarzutem stawianym teorii kwasów i
zasad Lewisa jest brak jednolitej skali mocy.
kwasów i zasad. Względną moc kwasów (zasad)
można ustalić jedynie w odniesieniu do określonej
zasady (kwasu).
Be(NH3)42+ + 4F- BeF42- + 4NH3
CuF42- + 4NH3 Cu(NH3)42+ + 4F-
Tę pozorną sprzeczność mocy kwasów i zasad
Lewisa wyjaśnił w 1963r Pearson w teorii twardych i
miękkich kwasów i zasad.
HSAB
HSAB
Hard and Soft Acids and Bases
Hard and Soft Acids and Bases
Biorąc pod uwagę polaryzowalność cząsteczek
Pearson podzielił odczynniki na twarde (słabo
polaryzowalne) i miękkie (łatwo polaryzowalne).
Twarde kwasy akceptory pary elektronowej o małym promieniu
jonowym, dużym ładunku dodatnim; cząsteczki w
których podstawniki indukują na centrum
kwasowym duży ładunek dodatni czyli są silnie
elektroakceptorowe
Twarde zasady donory pary elektronowej; atom donorowy
charakteryzuje się niewielkim promieniem
jonowym i silną elektroujemnością, a więc jego
elektrony są silnie z nim związane
Miękkie kwasy akceptory pary elektronowej o małym ładunku
dodatnim i dużym promieniu jonowym, posiadające
elektrony na orbitalach d i f
Miękkie zasady donory pary elektronowej; atom będący donorem
charakteryzuje się dużym rozmiarem, niewielką
elektroujemnością
HSAB
HSAB
7
Twarde
Twarde
Kwasy Zasady
Kwasy Zasady
H+, Na+, K+, Mg2+, Ca2+, H2O, OH-, F-, CH3COO-, Cl-,
Mn2+, Al3+, Cr3+, Co3+, Fe3+, ROH, RO-, R2O, NH3, RNH2,
As3+, Si4+, Ti4+, BF3, AlCl3,
SO3, CO2,
Fe2+, Co2+, Ni2+, Cu2+, Zn2+, C6H5NH2, C5H5N, Br-, S2O32-
Pb2+, Sn2+, Sb3+,
B(CH3)3, SO2, NO+, R3C+
Cu+, Ag+, Au+, Pd2+, Cd2+, R2S, RSH, RS-, I-, SCN-, R3P,
Pt2+, BH3, GaCl3, I+, Br+, (RO)3P, CN-, CO,
RO+, I2, Br2
Miękkie
Miękkie
HSAB
HSAB
Ogólna teorię sformułowana przez M. Usanowicz w
1939 r.
Zgodnie z nią kwasem nazywamy substancję,
której cząsteczka odszczepia kation, przyłącza
anion lub elektron i zdolna jest do zobojętniania
zasad i tworzenia soli. Z kolei zasadą jest
substancja, której cząsteczki odszczepiają anion,
przyłączają kation i zdolna jest do zobojętniania
zasad i tworzenia soli.
Teoria Usanowicza
Teoria Usanowicza
8
H20 + H2O �� H3O+ + OH-
-�
[H3O+� ][OH ]
'
Kw =�
[H2O]2
-�
10-�14 =� Kw =� [H3O+� ][OH ]
-�
[H3O+� ] =� [OH ] =�10-�7
pKw =� pH +� pOH
pK =� 14 =� 7 +� 7
Miara kwasowości pH
Miara kwasowości pH
+�
pH =� -�log[H ]
-�
pOH =� -� log[OH ]
Miara kwasowości pH
Miara kwasowości pH
9
Miara kwasowości pH
Miara kwasowości pH
10