Moc kwasów i zasad

Właściwości kwasowo-zasadowe związków zależą od:



wartości ładunku, którym obdarzona jest cząsteczka

(odłączenie protonu od cząsteczki kwasu jest trudniejsze im ładunek kwasu jest bardziej ujemny)

H

3

PO

4

↔ H

+

+ H

2

PO

4

-

K

a1

= 7

·10

-3

H

2

PO

4

-

↔ H

+

+ HPO

4

2-

K

a2

= 6

·10

-8

HPO

4

2-

↔ H

+

+ PO

4

3-

K

a3

= 5

·10

-13

H

2

O

H

3

O

+

- H

2

O – OH

-

- O

2-

wzrost mocy kwasów

wzrost mocy zasad

wzrost

mocy

kwasów

wzrost właściwości kwasowych

LiH – BeH

2

– CH

4

– NH

3

– H

2

O

- HF

wzrost właściwości zasadowych

- II okres



wartości elektroujemności atomu

wiążącego proton

- V grupa

HNO

3

– H

3

PO

4

– H

3

AsO

4

– H

3

SbO

4

– HBiO

3

wzrost mocy kwasów

-

zastąpienie wodoru w NH

3

i H

2

O

podstawnikiem elektroujemnym i mniej elektroujemnym

KOH → H

2

O → HOCl → HONO

2

↑ ↑ ↑ ↑

KNH

2

→ NH

3

→ NH

2

Cl → NH

2

NO

2

wzrost mocy kwasów

wzrost mocy kwasów

-

wpływ liczby elektroujemnych grup

(OH

-

, O

2-

) połączonych z atomem pierwiastka

wzrost mocy kwasów

ClOH – OClOH – O

2

ClOH – O

3

ClOH

-

III okres

w związkach typu XOH wzrost elektroujemności i wartościowości

pierwiastka X wpływa na kwasowość tych związków

[Na]OH–[HOMg]OH–[(OH)

2

Al]OH–[(HO)OSi]OH–[(HO)

2

OP]OH–[(HO)O

2

S]OH – [O

3

Cl]OH

wzrost kwasowości

-

wpływ rozmiaru atomu (promienie jonowe), wpływ

ładunku – pierwiastki metaliczne grup przejściowych (Mn, Cr)

Mn(OH)

2

– Mn(OH)

3

– Mn(OH)

4

– H

3

MnO

4

– H

2

MnO

4

– HMnO

4

Zasadowy słabo zasadowy amfoteryczny słabo kwaśny kwaśny silnie kwaśny

Mn

2+

Mn

3+

Mn

4+

H

2

MnO

4

-

HMnO

4

-

MnO

4

-

-

wpływ elektroujemnych atomów podstawionych

w oddaleniu od wiązania tlen-wodór

CH

3

COOH

K

A

= 1,8 · 10

-5

CH

2

ClCOOH

K

A

= 2 · 10

-3

CHCl

2

COOH

K

A

= 8 · 10

-2

CCl

3

COOH

K

A

= 3 · 10

-1

Im atom ma mniejszy promień a większy ładunek dodatni – wzrasta kwasowość



wpływ wielkości jonów i atomów, gdy zmiany

elektroujemności są niewielkie

wzrost kwasowości

HF



HCl



HBr



HI

H

2

O



H

2

S



H

2

Se



H

2

Te

NH

3



PH

3



AsH

3



SbH

3

- najmocniejsze kwasy beztlenowe

wzrost elektroujemności

wzrost promieni jonowych

CsOH, RbOH, KOH, NaOH

- najmocniejsze zasady

LiOH, wodorotlenki II grupy

– słabsze zasady

oprócz Mg(OH)

2

i Be(OH)

2

średnia słaba

Kwasy tlenowe

znaczenie nadmiaru atomów tlenu nad atomami wodoru

REGUŁA PAULINGA

H

n

XO

m

m-n=0

H

6

TeO

6

H

4

GeO

4

H

3

AsO

3

HClO

HBrO

HIO

słabe

kwasy

m-n=1

H

3

PO

4

H

2

HPO

3

HH

2

PO

2

H

3

AsO

4

H

2

SO

3

H

2

SeO

3

HClO

2

średnie

kwasy

m-n=2

H

2

SO

4

H

2

SeO

4

HClO

3

HNO

3

mocne

kwasy

m-n=3

HClO

4

HMnO

4

bardzo mocne

kwasy

Elektrolity mocne



nie stosują się do prawa działania mas



przewodzą prąd elektryczny (za przenoszenie

ładunków odpowiadają odpowiednie jony znajdujące

się w roztworze)

Przewodnictwo elektrolitów mocnych

zależy od stężenia (wraz ze wzrostem stężenia maleje

przewodnictwo) – nie jest to zależność liniowa

w przypadku stężonych roztworów – powyżej 1 mol/l dalsze

zatężanie nie powoduje zmian przewodnictwa



zmierzone wartości



ciśnienia osmotycznego,



względnego obniżenia prężności par nad roztworem,



obniżenia temperatury krzepnięcia i



podwyższenia temperatury wrzenia

są większe od wartości obliczonych teoretycznie z prawa van’t

Hoffa i Raoulta dotyczących roztworów

zależą od liczby niezależnych cząsteczek w danej objętości –

wielkości koligatywne

na przykład:

dla soli typu AB współczynnik izotoniczny

i

= 2

dla soli typu AB

2

współczynnik izotoniczny

i

= 3

ogólnie dla A

p

B

q

wartości

i



p + q



stężone roztwory mocnych elektrolitów zachowują się

jakby ich stężenie było mniejsze od rzeczywistego

wydaje się, że mocne elektrolity w stężonych

roztworach nie ulegają pełnej dysocjacji

ponieważ

ograniczona jest wzajemna swoboda ruchów jonów,

tworzą się pary i tryplety jonowe

Zachowanie się elektrolitów mocnych tłumaczy teoria

Debye’a i Hückla, która uwzględnia wzajemne

oddziaływania na siebie wszystkich jonów w roztworze.

Rzeczywista zdolność cząsteczek do reagowania określona jest

jako aktywność (a)

gdzie f – współczynnik aktywności, przyjmuje wartości mniejsze od jedności

W przypadku bardzo rozcieńczonych roztworów

f

w przybliżeniu jest równe 1 i

efektywne stężenie jonów jest równe stężeniu rzeczywistemu.

Aktywność elektrolitów zależy od:

-

wzajemnego oddziaływania jonów

-

obecności jonów obcych w roztworze (aktywność badanego

jonu maleje pod wpływem wzrostu stężenia innych jonów

obecnych w roztworze)

c

f

a





c

a

f



c

a



W kilkuskładnikowym elektrolicie współczynniki aktywności

wszystkich jonów zależą od tzw. siły (mocy) jonowej (

I

)

roztworu oraz ładunku jonu

(z

)

:

2

2

1

z

Σc

=

I



gdzie:

c

– stężenie mol/l danego jonu

z – jego ładunek

Im wyższa jest siła jonowa roztworu,

tym mniejsze są współczynniki aktywności wszystkich jonów

obecnych w roztworze.

I

z

=

f

2

0,509

lg





Jeżeli siła jonowa nie przekracza wartości 0,01 mol/l, można obliczyć

współczynnik aktywności ze wzoru: