1
Wydział Chemii UJ Podstawy chemii - wykład 6/1 dr hab. W. Makowski
Wykład 6: Kwasy i zasady
Elektrolity, dysocjacja elektrolityczna
Kwasy i zasady wg Brønsteda
Stała dysocjacji
Iloczyn jonowy wody, pH
Prawo rozcieńczeń Ostwalda
Protonowe rozpuszczalniki niewodne
Kwasy i zasady wg Lewisa
Wydział Chemii UJ Podstawy chemii - wykład 6/2 dr hab. W. Makowski
Elektrolity
Elektrolity
- substancje, które rozpuszczając się w wodzie lub
innym rozpuszczalniku polarnym ulegają dysocjacji
elektrolitycznej, czyli rozpadają się na jony dodatnie i ujemne.
Stopień dysocjacji α
– liczba (ułamek) określająca, jaka część
elektrolitu uległa dysocjacji.
Elektrolity mocne (α = 1)
związki jonowe (np. sole oraz wodorotlenki litowców i
berylowców) oraz niektóre kwasy nieorganiczne.
Elektrolity słabe (α « 1)
niektóre kwasy nieorganiczne, liczne kwasy organiczne,
amoniak, zasady organiczne itd.
2
Wydział Chemii UJ Podstawy chemii - wykład 6/3 dr hab. W. Makowski
Solwatacja
Rozpad kryształów lub cząsteczek elektrolitów na jony zachodzi
w wyniku ich oddziaływania z cząsteczkami rozpuszczalnika, czyli
solwatacji.
Wydział Chemii UJ Podstawy chemii - wykład 6/4 dr hab. W. Makowski
Kwasy i zasady
Arrhenius (1887)
kwas:
HNO
3
→ H
+
+ NO
3
-
(powstają jony wodorowe)
zasada:
KOH
→
K
+
+ OH
-
(powstają jony wodorotlenowe)
NH
3
?
Brønsted (1923)
K
Z + H
+
kwas: donor protonu
zasada: akceptor protonu
3
Wydział Chemii UJ Podstawy chemii - wykład 6/5 dr hab. W. Makowski
Reakcje protolityczne
Reakcje kwasowo-zasadowe
to reakcje protolityczne, czyli
polegające na przekazaniu protonu. W reakcjach takich zawsze
występują 2 pary kwas-zasada.
niesprzężone pary kwas - zasada
sprzężone pary kwas - zasada
K
1
+ Z
2
K
2
+ Z
1
Wydział Chemii UJ Podstawy chemii - wykład 6/6 dr hab. W. Makowski
Pary kwas-zasada
K
1
+
Z
2
K
2
+
Z
1
HCl
+
H
2
O
H
3
O
+
+
Cl
-
HSO
4
-
+
H
2
O
H
3
O
+
+
SO
4
2-
H
2
O
+
NH
3
NH
4
+
+
OH
-
H
2
O
+
HS
-
H
2
S
+
OH
-
NH
4
+
+
H
2
O
H
3
O
+
+
NH
3
H
2
SO
4
+
HS
-
H
2
S
+
HSO
4
-
HF
+
NH
3
NH
4
+
+
F
-
4
Wydział Chemii UJ Podstawy chemii - wykład 6/7 dr hab. W. Makowski
Autodysocjacja rozpuszczalników polarnych
K
1
+
Z
2
K
2
+
Z
1
woda
H
2
O
+
H
2
O
H
3
O
+
+
OH
-
bezwodny ciekły amoniak
NH
3
+
NH
3
NH
4
+
+
NH
2
-
bezwodny kwas siarkowy
H
2
SO
4
+
H
2
SO
4
H
3
SO
4
+
+
HSO
4
-
solwatowane protony
(protonowane cząsteczki rozpuszczalnika)
Wydział Chemii UJ Podstawy chemii - wykład 6/8 dr hab. W. Makowski
Stała dysocjacji kwasowej
słaby kwas jednoprotonowy HA
HA + H
2
O
H
3
O
+
+ A
-
]
][
[
]
][
[
2
3
O
H
HA
O
H
A
K
c
]
[
]
[
2
2
O
H
K
K
const
O
H
c
a
]
[
]
][
[
3
HA
O
H
A
K
a
(a – acid = kwas)
]
[
]
][
[
3
3
3
COOH
CH
O
H
COO
CH
K
a
Przykład: kwas octowy
CH
3
COOH + H
2
O
H
3
O
+
+ CH
3
COO
-
a
pK
a
a
a
K
K
pK
10
log
5
Wydział Chemii UJ Podstawy chemii - wykład 6/9 dr hab. W. Makowski
Kwasy wieloprotonowe - dysocjacja stopniowa
H
3
A + H
2
O
H
3
O
+
+ H
2
A
-
]
[
]
][
[
3
2
3
1
A
H
A
H
O
H
K
a
3
2
1
3
2
1
a
a
a
a
a
a
pK
pK
pK
K
K
K
H
2
A
-
+ H
2
O
H
3
O
+
+ HA
2-
]
[
]
][
[
2
2
3
2
A
H
HA
O
H
K
a
HA
2-
+ H
2
O
H
3
O
+
+ A
3-
]
[
]
][
[
2
3
3
3
HA
A
O
H
K
a
Wydział Chemii UJ Podstawy chemii - wykład 6/10 dr hab. W. Makowski
Przykłady słabych kwasów
nazwa
wzór
K
a1
pK
a1
K
a2
pK
a2
K
a3
pK
a3
azotowy
(III)
HNO
2
4,3∙10
-4
3,37
chlorowy
(I)
HClO
3,0∙10
-7
7,53
węglowy
H
2
CO
3
4,3∙10
-7
6,37 5,6∙10
-11
10,25
fosforowy
(V)
H
3
PO
4
7,6∙10
-3
2,12 6,2∙10
-8
7,21 2,1∙10
-13
12,67
mrówkowy
HCOOH
1,8∙10
-4
3,75
octowy
CH
3
COOH
1,8∙10
-5
4,75
szczawiowy
(COOH)
2
5,9∙10
-2
1,23 6,5∙10
-5
4,19
cytrynowy
C
3
H
4
OH(COOH)
3
7,1∙10
-4
3,15 1,7∙10
-5
4,77 4,0∙10
-7
6,40
duże różnice
między kolejnymi stałymi
mniejsze różnice między kolejnymi stałymi
6
Wydział Chemii UJ Podstawy chemii - wykład 6/11 dr hab. W. Makowski
Różnice stałych dysocjacji stopniowej
kwasowe grupy OH
związane z tym samym atomem
- duże różnice pomiędzy
kolejnymi stałymi dysocjacji
H
3
PO
4
kwas fosforowy (V)
kwasowe grupy OH
związane różnymi atomami
- małe różnice między
kolejnymi stałymi dysocjacji
C
3
H
4
OH(COOH)
3
kwas cytrynowy
Wydział Chemii UJ Podstawy chemii - wykład 6/12 dr hab. W. Makowski
Czynniki decydujące o mocy kwasów
Kwasy beztlenowe
pK
a
HF
3,2
HCl
-7
HBr
-9,5
HI
-10
Kwasy tlenowe
pK
a
pK
a
HClO
7,3
HClO
7,3
HClO
2
2,0
HBrO 8,7
HClO
3
-1
HIO
10
HClO
4
-10
moc rośnie
ze wzrostem
promienia atomowego
moc rośnie
ze wzrostem liczby
atomów O związanych
z atomem centralnym
moc rośnie ze
wzrostem
elektroujemności
atomu centralnego
7
Wydział Chemii UJ Podstawy chemii - wykład 6/13 dr hab. W. Makowski
Stała dysocjacji zasadowej
słaba zasada B
B + H
2
O
BH
+
+ OH
-
]
[
]
][
[
B
OH
BH
K
b
(b – base = zasada)
]
[
]
][
[
)
(
3
4
aq
b
NH
OH
NH
K
NH
3 (g)
NH
3 (aq)
NH
3 (aq)
+ H
2
O
NH
4
+
+ OH
-
b
pK
b
b
b
K
K
pK
10
log
NH
4
OH
nie istnieje!
Wydział Chemii UJ Podstawy chemii - wykład 6/14 dr hab. W. Makowski
Przykłady słabych zasad
nazwa
wzór
K
b
pK
b
amoniak
NH
3
1,8∙10
-5
4,75
hydrazyna
NH
2
NH
2
1,7∙10
-6
5,77
hydroksylamina
NH
2
OH
1,1∙10
-8
7,97
metyloamina
CH
3
NH
2
3,6∙10
-4
3,44
anilina
C
6
H
5
NH
2
4,3∙10
-10
9,37
pirydyna
C
5
H
5
N
1,8∙10
-9
8,75
mocznik
CO(NH
2
)
2
1,3∙10
-14
13,90
8
Wydział Chemii UJ Podstawy chemii - wykład 6/15 dr hab. W. Makowski
Iloczyn jonowy wody i pH
H
2
O + H
2
O
H
3
O
+
+ OH
-
]
][
[
3
OH
O
H
K
w
14
log
10
14
w
w
w
K
pK
K
]
log[
3
O
H
pH
pH
O
H
10
]
[
3
]
log[
OH
pOH
pH
pOH
OH
14
10
10
]
[
14
pOH
pH
Wydział Chemii UJ Podstawy chemii - wykład 6/16 dr hab. W. Makowski
Prawo rozcieńczeń Ostwalda
1
)
1
(
)
(
2
2
o
o
o
a
c
c
c
K
HA + H
2
O
H
3
O
+
+ A
-
c
o
(1-α)
c
o
α
c
o
α
2
log
2
o
a
c
pK
pH
042
,
0
1
,
0
10
8
,
1
4
Przykład 6.1: Oblicz stopień
dysocjacji HCOOH w roztworze 0,1 M
]
[
]
][
[
3
HA
A
O
H
K
a
o
a
o
c
K
c
O
H
]
[
3
o
a
c
K
9
Wydział Chemii UJ Podstawy chemii - wykład 6/17 dr hab. W. Makowski
Stała dysocjacji - obliczenia
Przykład 6.2: Oblicz stopień dysocjacji 0,1 M roztworu HCOOH
zawierającym dodatkowo 0,05 M HCl
HCOOH + H
2
O
H
3
O
+
+ HCOO
-
0,1-x
0,05+x
x
2
1
,
0
05
,
0
1
,
0
)
05
,
0
(
10
8
,
1
4
x
x
x
x
x
]
[
]
][
[
3
HCOOH
HCOO
O
H
K
a
4
10
6
,
3
x
3
4
10
6
,
3
1
,
0
10
6
,
3
o
c
x
Wydział Chemii UJ Podstawy chemii - wykład 6/18 dr hab. W. Makowski
Stała dysocjacji – obliczenia cd.
Przykład 6.3: Wyznacz wartość stałej dysocjacji zasady B, która
w roztworze o stężeniu 0,05 M wykazuje pH = 11.
10
Wydział Chemii UJ Podstawy chemii - wykład 6/19 dr hab. W. Makowski
Protonowe rozpuszczalniki niewodne
bezwodny ciekły amoniak
autodysocjacja:
NH
3
+ NH
3
NH
4
+
+ NH
2
-
dysocjacja kwasu:
HNO
3
+ NH
3
NH
4
+
+ NO
3
-
dysocjacja zasady: C
5
H
5
N + NH
3
C
5
H
5
NH
+
+ NH
2
-
bezwodny kwas octowy
autodysocjacja:
CH
3
COOH + CH
3
COOH
CH
3
COOH
2
+
+ CH
3
COO
-
dysocjacja kwasu:
HNO
3
+ CH
3
COOH
CH
3
COOH
2
+
+ NO
3
-
dysocjacja zasady: NH
3
+ CH
3
COOH
NH
4
+
+ CH
3
COO
-
solwoliza:
CN
-
+ CH
3
COOH
HCN
+ CH
3
COO
-
(pirydyna)
Wydział Chemii UJ Podstawy chemii - wykład 6/20 dr hab. W. Makowski
Kwasy i zasady Lewisa
Reakcja kwasowo-zasadowa
to reakcja pomiędzy donorem i
akceptorem wolnej pary elektronowej, w wyniku której
powstaje wiązanie koordynacyjne.
Zasada Lewisa:
donor pary elektronowej
Kwas Lewisa
: akceptor pary elektronowej
Kwas Lewisa + zasada Lewisa
= addukt
kwasowo-zasadowy
H
+
+ :OH
-
= H:OH
H
+
+ :NH
3
= H:NH
3
+
Ag
+
+ 2 :NH
3
= [Ag(:NH
3
)
2
]
+
Ni
+ 4 :CO
= [Ni(:CO)
4
]
AlCl
3
+ :NH
3
= Cl
3
Al:NH
3
Uwaga:
w roztworach
wodnych
nie ma
wolnych
protonów