Wyk
Wyk
ł
ł
ad 3
ad 3
• Iloczyn jonowy wody
• pH
• Indykatory
• Roztwory buforowe
• Bufor wodorow
ę
glanowy
Równowagi jonowe w roztworach
Wyk
Wyk
ł
ł
ad 3
ad 3
• Iloczyn jonowy wody
• pH
• Indykatory
• Roztwory buforowe
• Bufor wodorow
ę
glanowy
Równowagi jonowe w roztworach
Braki teorii Arrheniusa
•
Rozpuszczalnik nie odgrywa
ż
adnej roli w teorii Arrheniusa,
tymczasem je
ż
eli rozpu
ś
cimy HCl w benzenie, a nie w wodzie,
HCl nie ulegnie dysocjacji. Zatem rodzaj rozpuszczalnika w
istotny sposób wpływa na wła
ś
ciwo
ś
ci kwasowo-zasadowe
substancji.
•
Według teorii Arrheniusa sole powinny mie
ć
zawsze odczyn
oboj
ę
tny. Tymczasem, je
ż
eli wymieszamy równomolowe ilo
ś
ci
HCl i amoniaku, otrzymamy roztwór o lekko kwa
ś
nym
charakterze, natomiast je
ż
eli wymieszamy równomolowe ilo
ś
ci
NaOH i kwasu octowego, otrzymamy roztwór o lekko zasadowym
charakterze. Teoria Arrheniusa tego nie wyja
ś
nia.
Równowagi jonowe w roztworach
• Teoria Arrheniusa nie wyja
ś
nia zasadowego charakteru
zwi
ą
zków, które nie posiadaj
ą
w swojej strukturze grupy
wodorotlenowej, takich jak NH
3
albo anilina.
• Wolny proton H+ jest bardzo reaktywny i praktycznie, jak tylko
powstanie reaguje z wod
ą
. Jego st
ęż
enie molowe w wodzie
jest szacowane na poziomie 10
-130
M!
Równowagi jonowe w roztworach
Braki teorii Arrheniusa
Teoria kwasów i zasad Brønsteda-Lowry’ego
Równowagi jonowe w roztworach
• Kwas jest to ka
ż
da substancja, od której mo
ż
na oderwa
ć
proton (H
+
)
→
kwas = donor protonu
• Zasada jest to ka
ż
da substancja, która mo
ż
e przył
ą
czy
ć
proton (H
+
)
→
zasada = akceptor protonu
http://en.wikipedia.org/wiki/File:Johannes_Br%C3%B8nsted.jpg
http://en.wikipedia.org/wiki/File:Thomas_Martin_Lowry2.jpg
Teoria kwasów i zasad Brønsteda-Lowry’ego
Równowagi jonowe w roztworach
Wolny jon wodorowy (H+) praktycznie w wodzie jest
nieobecny. Po zwi
ą
zaniu z cz
ą
steczk
ą
wody tworzy jon
hydroniowy H
3
O
+
.
http://blog.yssd.org/is2/tag/hydronium/
http://www.mikeblaber.org/oldwine/chm1046/notes/AcidBase/DissH2O/DissH2O.htm
Teoria kwasów i zasad Brønsteda-Lowry’ego
Równowagi jonowe w roztworach
Roztwór kwasu solnego powstaje poprzez przeniesienie
protonu (H
+
) z chlorowodoru na wod
ę
. W procesie tym woda
odgrywa rol
ę
zasady w rozumieniu teorii Brønsteda-Lowry’ego.
http://www.quarkology.com/12-chemistry/93-acidic-environment/93D-behaviour.html
HCl + H
2
O
→
H
3
O
+
+ Cl
-
Teoria kwasów i zasad Brønsteda-Lowry’ego
Równowagi jonowe w roztworach
Amoniak (NH
3
) reaguje z wod
ą
, przył
ą
czaj
ą
c proton (H
+
) do
atomu azotu, w tym przypadku woda jako donor protonu
pełni rol
ę
kwasu (wg teorii Brønsteda-Lowry’ego).
http://www.quarkology.com/12-chemistry/93-acidic-environment/93D-behaviour.html
NH
3
+ H
2
O
↔
NH
4
+
+ OH
-
Sprz
ęż
one pary kwas - zasada
Przeniesienie protonu jest istot
ą
reakcji kwasów i zasad
Brønsteda-Lowry’ego. Zasada sprz
ęż
ona z kwasem powstaje
wtedy, gdy kwas oddaje proton. Kwas sprz
ęż
ony z zasad
ą
powstaje, gdy zasada przył
ą
cza proton. Całkowita reakcja
kwas – zasada wg Brønsteda-Lowry’ego zawiera w sobie
dwie sprz
ęż
one pary kwas-zasada.
Równowagi jonowe w roztworach
H
A
A
-
oddaje H
+
przyjmuje H
+
B
B
H
+
oddaje H
+
przyjmuje H
+
kwas
sprz
ęż
ona
zasada
zasada
sprz
ęż
ony
kwas
Sprz
ęż
one pary kwas - zasada
Równowagi jonowe w roztworach
http://www.chemguide.co.uk/physical/acidbaseeqia/theories.html
reakcja do przodu:
• HA jako donor protonu do
wody pełni rol
ę
kwasu.
• Woda jako akceptor
protonu odebranego od
HA pełni rol
ę
zasady.
reakcja do tyłu:
• Jon A
-
jako akceptor protonu
z jonu hydroniowego H
3
O
+
pełni rol
ę
zasady.
• H
3
O
+
jako donor protonu
(H
+
) do jonu A
-
odgrywa rol
ę
kwasu.
Sprz
ęż
one pary kwas - zasada
Równowagi jonowe w roztworach
http://www.chemguide.co.uk/physical/acidbaseeqia/theories.html
reakcja do przodu:
• Amoniak jako akceptor
protonu pochodz
ą
cego od
wody pełni rol
ę
zasady.
• Woda jako donor protonu
przekazywanego do
amoniaku pełni rol
ę
kwasu.
reakcja do tyłu:
• Amoniak jako donor protonu
do jonu wodorotlenowego pełni
rol
ę
kwasu.
• Jon wodorotlenowy jako
akceptor protonu
pochodz
ą
cego od amoniaku
pełni rol
ę
zasady.
Sprz
ęż
one pary kwas - zasada
Woda zachowuje si
ę
jak zasada, gdy jest donorem H
+
,
albo jak kwas, gdy jest akceptorem H
+
. Substancje, które
mog
ą
by
ć
zarówno zasadami, jak i kwasami nazywamy
substancjami ampfiprotycznymi. Woda jest donorem
H
+
, kiedy reaguje z silniejsz
ą
zasad
ą
i akceptorem H
+
,
kiedy reaguje z silniejszym kwasem.
Równowagi jonowe w roztworach
H
2
O
HCO
3
-
zasada
kwas
H
3
O
+
H
2
CO
3
OH
-
CO
3
2-
Silne i słabe kwasy
O sile kwasu decyduje ilo
ść
moli H
3
O
+
, które powstaj
ą
z
ka
ż
dego mola dysocjuj
ą
cego kwasu. Silne kwasy
przekazuj
ą
H
+
na tyle łatwo,
ż
e ich dysocjacja w wodzie jest
niemal całkowita.
Równowagi jonowe w roztworach
HCl (g) + H
2
O (l)
H
3
O
+
(aq) + Cl
-
(aq)
Silne i słabe kwasy
Słabe kwasy dysocjuj
ą
w wodzie w niewielkim stopniu,
tylko mały procent H
+
jest przenoszony ze słabego kwasu
do H
2
O, co skutkuje powstaniem małej ilo
ś
ci H
3
O
+
.
Natomiast zasada sprz
ęż
ona ze słabym kwasem jest silna.
Równowagi jonowe w roztworach
CH
3
COOH (aq) + H
2
O (l)
H
3
O
+
(aq) + CH3COO
-
(aq)
Silne i słabe zasady
O sile zasady decyduje ilo
ść
moli jonów OH
-
, które
powstaj
ą
na ka
ż
dy mol rozpuszczonej zasady. Silne
zasady dysocjuj
ą
na kationy metali i jony hydroksylowe
(LiOH, NaOH, KOH).
Równowagi jonowe w roztworach
KOH (s)
K
+
(aq) + OH
-
(aq)
H
2
O
Wybrane sprz
ęż
one pary kwas - zasada
Równowagi jonowe w roztworach
SILNE KWASY
Jon wodorotlenowy
OH
-
H
2
O
woda
amoniak
NH
3
NH
4
+
Jon amonowy
Jon octanowy
CH
3
COO
-
CH
3
COOH
Kwas octowy
Jon fosforanowy
PO
4
3-
H
3
PO
4
Kwas fosforowy
woda
H
2
O
H
3
O
+
Jon hydroniowy
SŁABE KWASY
Jon azotanowy
NO
3
-
HNO
3
Kwas azotowy
Jon chlorkowy
Cl
-
HCl
Kwas solny
Jon nadchloranowy
ClO
4
-
HClO
4
kwas nadchlorowy
Jon bromkowy
Br
-
HBr
kwas hydrobromowy
Jon jodkowy
I
-
HI
kwas hydrojodowy
sprz
ęż
ona zasada
kwas
Wzrastaj
ą
ca
siła
kwasu
Wzrastaj
ą
ca
siła
zasady
Stała dysocjacji dla słabych kwasów
Kwasy w zale
ż
no
ś
ci od tego, jak dysocjuj
ą
w wodzie, ró
ż
ni
ą
si
ę
moc
ą
. W przypadku słabych kwasów obserwuje si
ę
równowag
ę
pomi
ę
dzy formami zdysocjowanymi i
niezdysocjowanymi.
Równowagi jonowe w roztworach
HCHO
2
(aq) + H
2
O (l)
H
3
O
+
(aq) + CHO
2
-
(aq)
kwas mrówkowy
jon mrówczanowy
K
a
= [H
3
O
+
]·[CHO
2
-
] = 1.8 x 10
-4
[HCHO
2
]
kwasowa stała dysocjacji
Stała dysocjacji dla słabych kwasów
Równowagi jonowe w roztworach
education.com
Kwas w
ę
glowy – kwas dwuprotonowy,
dysocjuje dwustopniowo
Im ni
ż
sza warto
ść
K
a
tym słabszy kwas.
Charakterystyka kwasów
Równowagi jonowe w roztworach
silne
słabe
sprz
ęż
one zasady
mały procent
warto
ś
ci
pocz
ą
tkowej [HA]
100% warto
ś
ci
pocz
ą
tkowej [HA]
[H
3
O
+
] i [A
-
]
mała
du
ż
a
K
a
w kierunku
substratów
(niezjonizowane)
w kierunku
produktów
(zjonizowane)
równowaga
Słabe kwasy
Silne kwasy
Jonizacja wody
Woda mo
ż
e by
ć
zarówno zasad
ą
, jak i kwasem. W czystej
wodzie H
+
jest przenoszony pomi
ę
dzy dwiema
cz
ą
steczkami wody, w wyniku czego powstaj
ą
H
3
O
+
i
OH
-
, które reaguj
ą
c ze sob
ą
odtwarzaj
ą
dwie cz
ą
steczki
wody.
Równowagi jonowe w roztworach
http://sandwalk.blogspot.com/2012/08/what-does-ph-mean.html
Jonizacja wody
Pomijamy stałe st
ęż
enie wody [H
2
O]
K
c
= [H
3
O
+
] · [OH
-
]
[H
2
O] · [H
2
O]
H
2
O (l) + H
2
O (l)
H
3
O
+
(aq) + OH
-
(aq)
K
w
= [H
3
O
+
] · [OH
-
]
Iloczyn jonowy wody
Równowagi jonowe w roztworach
Jonizacja wody
[H
3
O
+
] = 1.0 x 10
-7
w temp. 25°C
Czysta woda zawiera jednakowe ilo
ś
ci jonów OH
-
i
hydroniowych.
↓
[H
3
O
+
] = [OH
-
] = 1.0 x 10
-7
K
w
= [H
3
O
+
] · [OH
–
] = 1.0 × 10
–7
× 1.0 × 10
–7
= 10
–14
K
w
= [H
3
O
+
] · [OH
-
]
Równowagi jonowe w roztworach
Równowagi jonowe w roztworach
Iloczyn jonowy wody
K
w
= [H
3
O
+
] · [OH
–
] = 10
–14
H
2
O (l) + H
2
O (l)
H
3
O
+
(aq) + OH
-
(aq)
[H
3
O
+
] = [OH
–
]
→
roztwór oboj
ę
tny
[H
3
O
+
] > [OH
–
]
→
roztwór kwa
ś
ny
[H
3
O
+
] < [OH
–
]
→
roztwór zasadowy
Iloczyn jonowy wody
Iloczyn jonowy wody mo
ż
e zosta
ć
u
ż
yty do obliczenia
[H
3
O
+
] i [OH
-
] w roztworze.
Równowagi jonowe w roztworach
[OH
-
] = K
w
[H
3
O
+
]
[H
3
O
+
] = K
w
[OH
-
]
Iloczyn jonowy wody
Dla dowolnego roztworu wodnego, iloczyn [H
3
0
+
] · [OH
-
] jest
zawsze równy K
w
(1.0 x 10
-14
) w 25°C.
Równowagi jonowe w roztworach
1.0 x 10
-14
2.0 x 10
-4
5.0 x 10
-11
zasadowy
1.0 x 10
-14
1.0 x 10
-6
1.0 x 10
-8
zasadowy
1.0 x 10
-14
4.0 x 10
-10
2.5 x 10
-5
kwa
ś
ny
1.0 x 10
-14
1.0 x 10
-12
1.0 x 10
-2
kwa
ś
ny
1.0 x 10
-14
1.0 x 10
-7
1.0 x 10
-7
oboj
ę
tny
Rodzaj roztworu [H
3
O
+
] [OH
-
] K
w
(25°C)
Oboj
ę
tne, kwa
ś
ne i zasadowe roztwory
Równowagi jonowe w roztworach
H
3
O
+
H
3
O
+
H
3
O
+
OH
-
OH
-
OH
-
[H
3
O
+
]
[H
3
O
+
]
[H
3
O
+
]
[OH
-
]
[OH
-
]
[OH
-
]
r-r kwa
ś
ny
r-r oboj
ę
tny
r-r zasadowy
10
-7
10
0
10
-14
s
t
ę
ż
e
n
ie
(
m
o
l/
L
)
Skala pH
Równowagi jonowe w roztworach
H
3
O
+
pH
0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
10
0
10
-1
10
-2
10
-3
10
-4
10
-5
10
-6
10
-7
10
-8
10
-9
10
-10
10
-11
10
-12
10
-13
10
-14
Wzrastaj
ą
cy charakter kwa
ś
ny Wzrastaj
ą
cy charakter zasadowy
pH = - log [H
3
O
+
]
10
-14
= 0.000000000000014
10
0
= 1
St
ęż
enie molowe jonów H
3
O
+
w skali logarytmicznej
zostało wprowadzone przez P.L. Sørensen’a (1909).
r-r oboj
ę
tny
Skala pH
• pH 0 - 2 silnie kwa
ś
ny roztwór
• pH 2 – 4
ś
rednio kwa
ś
ny roztwór
• pH 4 - 7 słabo kwa
ś
ny roztwór
• pH =7 – roztwór oboj
ę
tny
• pH 7 -10 słabo zasadowy roztwór
• pH 10 – 12
ś
rednio zasadowy roztwór
• pH 12 -14 silnie zasadowy roztwór
Równowagi jonowe w roztworach
Skala pH
Równowagi jonowe w roztworach
http://www.wigo.pl/artykuly/cala-prawda-o-wodzie-z-osmozy
pH = 7 odczyn oboj
ę
tny
pH <7 odczyn kwa
ś
ny
pH>7 odczyn zasadowy
Skala pH
pH = - log [H
3
O
+
]
pOH = - log [OH
-
]
pK = -log K
log(a x b) = log a + log b; log(a
b
) = b x log a; log 10 = 1
log ([H
3
O
+
] · [OH
-
]) = log (10
-14
)
log [H
3
O
+
] + log [OH
-
] = -14 x log 10 / x (-1)
-log [H
3
O
+
] - log [OH
-
] = 14
pH + pOH = 14
pOH = 14 – pH
Równowagi jonowe w roztworach
Pomiar pH - indykatory
Najprostszy sposób pomiaru pH polega na stosowaniu
wska
ź
ników (indykatorów). Pomiar ten obarczony jest du
żą
niedokładno
ś
ci
ą
, wynosz
ą
c
ą
ok. 1 jednostki pH
(w
szczególnych przypadkach 0.2 jednostki).
Równowagi jonowe w roztworach
http://pl.wikipedia.org/wiki/Plik:Indicateurs_color%C3%A9s_de_pH.jpg
Pomiar pH - indykatory
Wska
ź
niki (indykatory) s
ą
to zwi
ą
zki organiczne, b
ę
d
ą
ce
słabymi kwasami lub zasadami, których formy protonowane
(kwasowe) i zdeprotonowane (zasadowe) ró
ż
ni
ą
si
ę
kolorem.
Równowagi jonowe w roztworach
http://pl.wikipedia.org/wiki/Plik:Indicador.JPG
http://braukaiser.com/wiki/index.php?title=An_Overview_of_pH
Pomiar pH - indykatory
Barwa
w
ś
rodowisku
kwa
ś
nym
pochodzi
od
zdeprotonowanej formy HIn, natomiast w
ś
rodowisku
zasadowym wska
ź
nik wykazuje zabarwienie pochodz
ą
ce
od formy protonowanej In
-
.
Równowagi jonowe w roztworach
H
In
+ H
2
O
In
-
+ H
3
O
+
K
H
In
= [H
3
O
+
] · [
In
-
]
[H
In
]
Pomiar pH - indykatory
Równowagi jonowe w roztworach
K
H
In
= [H
3
O
+
] · [
In
-
]
[H
In
]
- log(K
H
In
) = -log( [H
3
O
+
] · [
In
-
] )
[H
In
]
pK
H
In
= pH – log([
In
-
])
[H
In
]
0= – log ([
In
-
] )
[H
In
]
Je
ż
eli pK
H
In
= pH
[
In
-
] = [H
In
]
log ( [
In
-
] ) = 0
[H
In
]
→
[
In
-
] = 10
0
[H
In
]
→
Pomiar pH - indykatory
Równowagi jonowe w roztworach
Je
ż
eli pH = pK
HIn
to st
ęż
enia obu form indykatora s
ą
sobie
równe [HIn] = [In
-
].
Warto
ść
pH, wobec którego obie formy wska
ź
nika
wyst
ę
puj
ą
w r-rze w równych ilo
ś
ciach nazywa si
ę
wykładnikiem wska
ź
nika i jest oznaczane pK
HIn
.
HIn
In
-
1 : 1
Pomiar pH - indykatory
Je
ż
eli dodamy H
3
0
+
, równowaga przesunie si
ę
w lewo i
przewa
ż
a forma protonowana
HIn
HIn
.
Równowagi jonowe w roztworach
HIn + H
2
O
In
-
+ H
3
O
+
HIn
HIn
+ H
2
O
In
-
+ H
3
O
+
HIn + H
2
O
In
-
+ H
3
O
+
Je
ż
eli dodamy OH
-
, równowaga przesunie si
ę
w prawo i
przewa
ż
a forma zdeprotonowana
In
-
.
Bł
ę
kit bromotymolowy
zakres
6.0
6.0
–
7.7
7.7
pH poni
ż
ej 6.0 –
kolor
kolor
ż
ż
ó
ó
ł
ł
ty
ty
pH powy
ż
ej 7.7
–
–
kolor niebieski
kolor niebieski
pH = pK
HIn
= 7.1 –
kolor zielony
(
ż
ż
ó
ó
ł
ł
ty
ty
+
niebieski
)
pH < 6.0
pH > 7.7
Równowagi jonowe w roztworach
Pomiar pH - indykatory
Zakres wska
ź
nika (zmiana barwy) mie
ś
ci si
ę
w granicach
pH= pK
HIn
± 1.
Równowagi jonowe w roztworach
http://wta.org.pl/index.php?option=com_content&view=article&id=103:woda&catid=38:chemia&Itemid=81
http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/b/be/PH_indicator_paper.jpg
Naturalnie wyst
ę
puj
ą
ce indykatory pH
Antocyjany – grupa zwi
ą
zków organicznych z klasy
flawonoidów, które w zale
ż
no
ś
ci od pH przyjmuj
ą
barw
ę
od
czerwonej po fioletow
ą
. Wyst
ę
puj
ą
m.in. w porzeczkach,
malinach, czerwonej kapu
ś
cie.
Równowagi jonowe w roztworach
http://en.wikipedia.org/wiki/File:Indicateur_chou_rouge.jpg
http://en.wikipedia.org/wiki/File:Blue_Hydrangea.jpg
http://en.wikipedia.org/wiki/File:Hortensiapink.JPG
Hortensja
Gleba kwa
ś
na
Hortensja
Gleba zasadowa
Pomiar pH
→
pH-metr
Do dokładniejszych pomiarów pH stosuje si
ę
pomiary
pehametryczne, wykonywane za pomoc
ą
pH-metrów. pH-
metr jest rodzajem woltomierza, który mierzy ró
ż
nic
ę
potencjałów mi
ę
dzy dwiema elektrodami zanurzonymi w
roztworze. Wy
ś
wietlacz jest tak skalibrowany,
ż
e mo
ż
liwy
jest bezpo
ś
redni odczyt warto
ś
ci pH.
Równowagi jonowe w roztworach
http://en.wikipedia.org/wiki/File:PH_Meter.jpg
Bufory
Roztwory buforowe – roztwory, które nie zmieniaj
ą
pH mimo
wprowadzenia do nich niewielkich ilo
ś
ci mocnego kwasu lub
mocnej zasady, jak równie
ż
pod wpływem rozcie
ń
czania wod
ą
.
Równowagi jonowe w roztworach
bufor
bufor
bufor
bufor
woda
woda
woda
woda
HCl
HCl
NaOH
NaOH
pH=7
pH=7
pH=7
pH=7
pH=3
pH=6.9
pH=12
pH=7.1
Bufory - rodzaje
• Bufory kwa
ś
ne – mieszanina słabego kwasu i jego soli z
mocn
ą
zasad
ą
, np. CH
3
COOH i CH
3
COONa;
• Bufory zasadowe – mieszaniny słabej zasady i jej soli z
mocnym kwasem, np. NH
3
i NH
3
Cl
• Bufory zasadowe - mieszaniny wodorosoli, np. NaH
2
PO
4
i Na
2
HPO
4
Równowagi jonowe w roztworach
Pojemno
ść
buforowa
Liczba moli mocnej zasady lub mocnego kwasu, która
musi by
ć
dodana do 1 litra roztworu buforowego, aby
spowodowa
ć
zmian
ę
pH o jednostk
ę
.
Równowagi jonowe w roztworach
http://chemcollective.org/activities/tutorials/buffers/buffers5
Bufory kwasowe
Równowagi jonowe w roztworach
Roztwór buforowy kwasowy składa si
ę
ze słabego kwasu i soli tego kwasu z
mocn
ą
zasad
ą
– np. kwasu octowego (CH
3
COOH) i octanu sodu
(CH
3
COONa). Roztwór zawieraj
ą
cy równomolowe ilo
ś
ci kwasu octowego
(CH
3
COOH) i octanu sodu (CH
3
COONa) utrzymuje pH o warto
ś
ci około 4.74.
CH
3
COOH
(aq) + H
2
O (l)
H
3
O
+
(aq) +
CH
3
COO
-
(aq)
wi
ę
kszo
ść
pochodzi od
kw. octowego
wi
ę
kszo
ść
pochodzi od
octanu sodu
CH
3
COOH CH
3
COO
-
słaby kwas
sprz
ęż
ona zasada
Bufory kwasowe
Równowagi jonowe w roztworach
Dodanie H
3
0
+
przesuwa równowag
ę
w lewo.
CH
3
COOH
(aq) + H
2
O (l)
H
3
O
+
(aq) +
CH
3
COO
-
(aq)
CH
3
COOH CH
3
COO
-
CH
3
COOH
CH
3
COO
-
Słaby kwas
Sprz
ęż
ona zasada
H
3
0
+
wi
ę
kszo
ść
pochodzi od
kw. octowego
wi
ę
kszo
ść
pochodzi od
octanu sodu
Sprz
ęż
ona zasada
Słaby kwas
Bufory kwasowe
Równowagi jonowe w roztworach
Dodanie OH
-
przesuwa równowag
ę
w prawo.
CH
3
COOH (
aq) + H
2
O (l)
H
3
O
+
(aq) +
CH
3
COO
-
(aq)
CH
3
COOH CH
3
COO
-
CH
3
COOH
CH
3
COO
-
OH
-
wi
ę
kszo
ść
pochodzi od
kw. octowego
wi
ę
kszo
ść
pochodzi od
octanu sodu
Sprz
ęż
ona
zasada
Słaby
kwas
Sprz
ęż
ona
zasada
Słaby
kwas
Bufory kwasowe
Równowagi jonowe w roztworach
Jak obliczy
ć
pH buforu kwasowego?
CH
3
COOH
(aq) + H
2
O (l)
H
3
O
+
(aq) +
CH
3
COO
-
(aq)
K
a
= [H
3
O
+
] · [CH
3
COO
-
]
[CH
3
COOH]
Przekształcamy równanie:
[H
3
O
+
] = K
a
· [CH
3
COOH]
[CH
3
COO
-
]
Logarytmujemy obustronnie:
-log [H
3
O
+
] = -logK
a
– log [CH
3
COOH]
[CH
3
COO
-
]
wi
ę
kszo
ść
pochodzi od
kw. octowego
wi
ę
kszo
ść
pochodzi od
octanu sodu
Bufory kwasowe
Równowagi jonowe w roztworach
-log [H
3
O
+
] = -logK
a
– log [CH
3
COOH]
[CH
3
COO
-
]
pH = pK
a
– log [CH
3
COOH]
[CH
3
COO
-
]
[CH
3
COOH]
≈
C
CH3COOH
[CH
3
COO
-
]
≈
C
CH3COONa
pH = pK
a
– log C
CH3COOH
C
CH3COONa
równanie Hendersona–Hasselbalcha
CH
3
COOH
(aq) + H
2
O (l)
H
3
O
+
(aq) +
CH
3
COO
-
(aq)
Jak obliczy
ć
pH buforu kwasowego?
wi
ę
kszo
ść
pochodzi od
kw. octowego
wi
ę
kszo
ść
pochodzi od
octanu sodu
Bufory zasadowe
Równowagi jonowe w roztworach
Roztwór buforowy zasadowy składa si
ę
ze słebej zasady i soli tej zasady z
mocnym kwasem, np. amoniak NH
3
i chlorek amonu NH
4
Cl. Roztwór
zawieraj
ą
cy równomolowe ilo
ś
ci amoniaku i chlorku amonu utrzymuje pH o
warto
ś
ci około 9.25.
NH
3
+ H
2
O
NH
4
+
+ OH
-
wi
ę
kszo
ść
pochodzi od
amoniaku
wi
ę
kszo
ść
pochodzi od
chlorku amonu
NH
3
NH
4
+
Słaba zasada
Sprz
ęż
ony kwas
Bufory zasadowe
Równowagi jonowe w roztworach
Dodanie H
3
0
+
przesuwa równowag
ę
w prawo.
NH
3
+ H
2
O
NH
4
+
+ OH
-
NH
3
NH
4
+
NH
3
NH
4
+
H
3
0
+
wi
ę
kszo
ść
pochodzi od
amoniaku
wi
ę
kszo
ść
pochodzi od
chlorku amonu
Słaba
zasada
Sprz
ęż
ony
kwas
Słaba
zasada
Sprz
ęż
ony
kwas
Bufory zasadowe
Równowagi jonowe w roztworach
Słaba
zasada
Sprz
ęż
ony
kwas
NH
3
+ H
2
O
NH
4
+
+ OH
-
NH
3
NH
4
+
NH
3
NH
4
+
OH
-
Dodanie OH
-
przesuwa równowag
ę
w lewo.
wi
ę
kszo
ść
pochodzi od
chlorku amonu
wi
ę
kszo
ść
pochodzi od
amoniaku
Słaba
zasada
Sprz
ęż
ony
kwas
Bufory zasadowe
Równowagi jonowe w roztworach
Jak obliczy
ć
pH buforu zasadowego?
NH
3
+ H
2
O
NH
4
+
+ OH
-
K
b
= [NH
4
+
] · [OH
-
]
[NH
3
]
Przekształcamy wzór na K
b
:
[OH
-
] = K
b
· [NH
3
]
[NH
4
+
]
Logarytmujemy obustronnie:
-log [OH
-
] = -log K
b
- log [NH
3
]
[NH
4
+
]
wi
ę
kszo
ść
pochodzi od
amoniaku
wi
ę
kszo
ść
pochodzi od
chlorku amonu
Bufory zasadowe
Równowagi jonowe w roztworach
-log [OH
-
] = -log K
b
- log [NH
3
]
[NH
4
+
]
pOH = pK
b
- log [NH
3
]
[NH
4
+
]
NH
3
+ H
2
O
NH
4
+
+ OH
-
[NH
3
]
≈
C
NH3
[NH
4
+
]
≈
C
NH4Cl
pH = 14 - pOH
równanie Hendersona–Hasselbalcha
pH = 14 - pK
b
– log C
NH3
C
NH4Cl
wi
ę
kszo
ść
pochodzi od
amoniaku
wi
ę
kszo
ść
pochodzi od
chlorku amonu
Bufor fosforanowy
Bufor fosforanowy jest przykładem roztworów
buforowych zawieraj
ą
cych wodorosole, takie jak np.
NaH
2
PO
4
i Na
2
HPO
4
lub Na
2
HPO
4
i Na
3
PO
4
.
Równowagi jonowe w roztworach
http://www.mlyniec.gda.pl/~chemia/ogolna/substancje/substancja_elektrolity.htm
K
a1
= 7.25×10
−3
K
a2
= 6.31×10
−8
K
a3
= 4.80×10
−13
Bufor fosforanowy
Równowagi jonowe w roztworach
H
2
PO
4
−
(aq)+ H
2
0 (l)
HPO
4
2−
(aq)+ H
3
0
+
(l)
K
a2
= [HPO
4
2-
] · [H
3
0
+
]
[H
2
PO
4
2-
]
Mo
ż
emy przekształci
ć
wyra
ż
enie na K
a2
:
[H
3
0
+
] = K
a2
[H
2
PO
4
2-
]
[HPO
4
2-
]
Bufor fosforanowy
Równowagi jonowe w roztworach
6.2 x 10
-9
6.2 x 10
-8
6.2 x 10
-7
[H
3
0
+
]
8.21
1/10
0.1M / 1.0M
6.2 x 10
-8
7.21
1/1
1.0M / 1.0M
6.2 x 10
-8
6.21
10/1
1.0M / 0.1M
6.2 x 10
-8
pH
proporcja
[H
2
PO
4
2-
]
[HPO
4
2-
]
K
a2
Bufory - podsumowanie
Równowagi jonowe w roztworach
Bufory to roztwory słabych kwasów i sprz
ęż
onych z nimi
zasad (np. CH
3
COOH / CH
3
COO
-
, HCOOH / HCOO
-
,
HCO
3
-
/ CO
2
2-
, H
2
PO
4
-
/ HPO
4
2-
lub HPO
4
2-
/ PO
4
3-
) albo
roztwory słabych zasad i sprz
ęż
onych z nimi kwasów (np.
NH
3
/NH
4
+
). O odczynie pH takich roztworów decyduje
wzajemna proporcja pomi
ę
dzy obiema formami
(kwas/sprz
ęż
ona zasada; zasada/sprz
ęż
ony kwas).
Bufory - podsumowanie
Dodanie niewielkich ilo
ś
ci mocnej zasady lub mocnego
kwasu nie zmienia pH takiego układu, najbardziej
optymalny jest układ buforuj
ą
cy, w którym wzajemna
proporcja obu składników wynosi 1:1. Dodanie zbyt du
ż
ej
ilo
ś
ci mocnego kwasu lub mocnej zasady prowadzi do
przekroczenia pojemno
ś
ci buforowej i du
ż
ej zmiany pH!!!
Równowagi jonowe w roztworach
Bufor wodorow
ę
glanowy
Roztwory buforowe odgrywaj
ą
wa
ż
n
ą
rol
ę
w procesach
biochemicznych organizmów ro
ś
linnych i zwierz
ę
cych,
zapewniaj
ą
c
ś
ci
ś
le okre
ś
lon
ą
kwasowo
ść ś
rodowiska,
zmienn
ą
w bardzo w
ą
skim tylko zakresie (m.in. soki
komórkowe, krew, limfa).
Równowagi jonowe w roztworach
Bufor wodorow
ę
glanowy
Warto
ść
pH mo
ż
e ulega
ć
w organizmie tylko nieznacznym
zmianom. Przekroczenie warto
ś
ci pH krwi powy
ż
ej 7.6
(zasadowica) lub poni
ż
ej 7.2 (kwasica) powoduje
ś
mier
ć
.
Odczyn krwi jest kontrolowany przez kilka ró
ż
nych
układów buforuj
ą
cych, z których najwa
ż
niejszy jest bufor
wodorow
ę
glanowy.
Równowagi jonowe w roztworach
Bufor wodorow
ę
glanowy
Równowagi jonowe w roztworach
H
2
CO
3
kwas w
ę
glowy
HCO
3
-
jon wodorow
ę
glanowy
CO
2
+ H
2
O
H
2
CO
3
H
3
O
+
+ HCO
3
-
CO
2
– ko
ń
cowy produkt metabolizmu, cz
ęść
CO
2
trafia do
płuc, reszta rozpuszcza si
ę
w płynach ustrojowych, tworz
ą
c
kwas w
ę
glowy;
H
2
CO
3
– jako słaby kwas dysocjuje w niewielkim stopniu na
jon wodorow
ę
glanowy i hydroniowy (H
3
O
+
);
HCO
3
-
- wytwarzany przez nerki.
Bufor wodorow
ę
glanowy
Równowagi jonowe w roztworach
CO
2
+ H
2
O
H
2
CO
3
H
3
O
+
+ HCO
3
-
CO
2
+ H
2
O
H
2
CO
3
H
3
O
+
+ HCO
3
-
K
a
= [H
3
O
+
] · [HCO
3
-
]
[H
2
CO
3
]
Nadmiar H
3
O
+
reaguje z HCO
3
-
Nadmiar OH
-
reaguje z H
2
CO
3
Aby podtrzyma
ć
wła
ś
ciwy zakres pH (7.35 – 7.45),
proporcja H
2
CO
3
/HCO
3
-
musi wynosi
ć
1 do 10.
Bufor wodorow
ę
glanowy
Równowagi jonowe w roztworach
CO
2
↑
CO
2
+ H
2
O
H
2
CO
3
H
3
O
+
+ HCO
3
-
H
2
CO
3
↑
H
3
O
+
↑
pH
↓
kwasica
CO
2
↓
H
2
CO
3
↓
H
3
O
+
↓
pH
↑
zasadowica
W organizmie st
ęż
enie kwasu w
ę
glowego jest
ś
ci
ś
le
powi
ą
zane z cz
ą
stkowym ci
ś
nieniem CO
2
.
Bufor wodorow
ę
glanowy
Kwasica oddechowa: CO
2
↑
pH
↓
Objawy: zaburzenia oddychania,
senno
ść
, osłabienie,
ś
pi
ą
czka, ból
głowy
Przyczyny: choroby serca i płuc,
zahamowanie czynno
ś
ci
o
ś
rodkowego układu nerwowego
Leczenie: usuni
ę
cie czynnika
sprawczego, podanie kroplówki z
anionami wodorow
ę
glanowymi
Zasadowica oddechowa: CO
2
↓
pH
↑
Objawy: dr
ę
twienie, zwi
ę
kszona
szybko
ść
i gł
ę
boko
ść
oddechów,
t
ęż
yczka
Przyczyny: hiperwentylacja
spowodowana strachem,
gor
ą
czka, histeria, hipoksja
Leczenie: usuni
ę
cie czynnika
sprawczego, oddychanie do
papierowej torebki.
Równowagi jonowe w roztworach
Bufor wodorow
ę
glanowy
Równowagi jonowe w roztworach
http://www.education.com/study-help/article/biology-help-control-respiration-body/
Równowagi jonowe w roztworach
Dzi
ę
kuj
ę
za uwag
ę