Rów
now
agi
kwa
sow
o-za
sad
owe
Kwas - substancja odszczepiająca w roztworze wodnym
jony wodorowe
HNO
3
→
H
+
+ NO
3
−
Zasada - substancja odszczepiająca jony wodorotlenowe
NaOH → Na
+
+ OH
−
Pojęcie kwasu i zasady
1. Teoria Arrheniusa:
Kwas - donor protonów
Zasada - akceptor protonów
reakcje kwas zasada - reakcje sprzężonych par:
kwas
1
+ zasada
2
→
kwas
2
+ zasada
1
2. Teoria Brǿnsteda i Lowry’ego:
wiąże pojęcia kwasu i zasady z przyłączaniem lub
oddawaniem pary elektronów
Kwas - związek będący akceptorem 1 lub więcej par
elektronów
Zasada - związek będący donorem elektronów
Pojęcie kwasu i zasady
3. Teoria Lewisa:
Stanowi uogólnienie poprzednich teorii
Kwas - substancja tworząca z zasadami sole,
odszczepiająca kationy lub przyłączająca elektrony
Zasada - substancja zobojętniająca kwasy,
odszczepiająca aniony lub oddająca elektrony
4. Teoria Usanowicza:
Teoria Brǿnsteda
Jeżeli w roztworze istnieje kwas
1
zdolny do reakcji:
kwas
1
zasada
1
+ proton
HA
A
−
+
H
+
oraz zasada
2
zdolna do reakcji:
zasada
2
+ proton
kwas
2
B + H
+
BH
+
Teoria Brǿnsteda
To między nimi może zajść reakcja:
kwas
1
+ zasada
2
zasada
1
+ kwas
2
HA + B
A
−
+ BH
+
Przeniesienie protonu
- zdolne do przyłączania lub oddawania protonów
- zdolne do autoprotolizy:
2 HSo
H
2
So
+
+ So
−
np:
2 H
2
O
H
3
O
+
+ OH
−
2 CH
3
COOH
CH
3
COOH
2
+
+ CH
3
COO
−
Rodzaje rozpuszczalników
1. Rozpuszczalniki protolityczne:
- niezdolne do reakcji z protonem
np:
węglowodory,
pochodne chlorowcowe węglowodorów
2. Rozpuszczalniki aprotyczne:
Podział rozpuszczalników protolitycznych
1a. protonoakceptorowe (protonofilowe):
1b. protonodonorowe (protonogenne)
C
5
H
5
N + H
+
C
5
H
5
NH
+
OHCN(CH
3
)
2
+ H
+
OHCNH(CH
3
)
2
+
NH
3
+ H
+
NH
4
+
bezwodny CH
3
COOH
CH
3
COO
−
+ H
+
bezwodny HCOOH
HCOO
−
+ H
+
kwas
1
+ rozp. protonofilowy
zasada
1
+ rozp. w postaci kwasowej
zasada
1
+ rozp. protonogenny
kwas
1
+ rozp. w postaci zasadowej
H
2
O + H
+
H
3
O
+
H
2
O
OH
−
+ H
+
C
2
H
5
OH + H
+
C
2
H
5
OH
2
+
C
2
H
5
OH
C
2
H
5
O
−
+ H
+
Podział rozpuszczalników protolitycznych
1c. amfoteryczne (amfiprotyczne):
kwas
1
+ zasada
2
kwas
2
+ zasada
1
HCl
+
H
2
O
H
3
O
+
+
Cl
−
H
2
PO
4
−
+
H
2
O
H
3
O
+
+
HPO
4
2−
H
2
O
+
CH
3
NH
2
CH
3
NH
3
+
+
OH
−
H
2
O
+
Al(H
2
O)
5
OH
2+
Al(H
2
O)
6
3+
+
OH
−
Podział rozpuszczalników
Innym kryterium podziału rozpuszczalników jest ich
względna przenikalność elektryczna ε (stała dielektryczna)
a) rozpuszczalniki o dużej stałej dielektrycznej ε>40
(np. woda, HCOOH, H
2
SO
4
, amidy)
b) rozpuszczalniki o średniej stałej dielektrycznej 15<ε<40
(np. NH
3
, CH
3
OH, C
2
H
5
OH, (CH
3
)
2
CO )
c) rozpuszczalniki o małej stałej dielektrycznej ε<15
(np. C
5
H
5
N, dioksan, węglowodory i ich
chlorowcopochodne)
dysocjacja praktycznie nie zachodzi
ponieważ wartości [H
2
O] i są stałe (w danej temperaturze):
O
H
2
a
Iloczyn jonowy wody
2 H
2
O
H
3
O
+
+ OH
−
stechiometryczna (stężeniowa)
termodynamiczna
stała równowagi:
stała równowagi:
2
2
3
'
w
O]
[H
]
][OH
O
[H
K
−
+
=
2
O
H
OH
O
H
a'
w
2
-
3
a
a
a
K
⋅
=
+
stechiometryczna (stężeniowa)
termodynamiczna
stała równowagi:
stała równowagi:
]
][OH
O
[H
K
3
w
−
+
=
-
3
OH
O
H
a
w
a
a
K
⋅
=
+
Iloczyn jonowy wody
Iloczyn jonowy wody
po zlogarytmowaniu równania na K
w
:
Iloczyn jonowy wody
ze względu na duże rozcieńczenie jonów w roztworze :
]
][OH
O
[H
K
3
w
−
+
=
-
3
OH
O
H
a
w
a
a
K
⋅
=
+
- w temperaturze 22
o
C
K
w
=
= 1·10
-14
- w temperaturze 0
o
C
K
w
=
= 0.11·10
-14
- w temperaturze 100
o
C
K
w
= = 49·10
-14
a
w
K
a
w
K
a
w
K
logK
w
= log([H
3
O
+
][OH
−
])
log(
a·b
)= log
a
+ log
b
logK
w
= log[H
3
O
+
] + log[OH
−
]
przyjmując -logK
w
= pK
w
oraz -log[H
3
O
+
]=pH i -log[OH
−
]=pOH otrzymujemy:
pK
pK
w
w
=
=
pH
pH
+
+
pOH
pOH
i analogicznie dla termodynamicznej wartości:
Iloczyn jonowy wody
OH
p
H
p
pK
a
a
a
w
+
=
Ponieważ K
w
= const. w danym rozpuszczalniku i w danej T
- w czystej wodzie (w temp 22
o
C) wynosi K
w
= 1·10
-14
pH
pH
=
=
pOH
pOH
=
=
p
p
a
a
H
H
=
=
p
p
a
a
OH
OH
= 7
= 7
10
1
K
a
a
]
[OH
]
O
[H
7
-
w
OH
O
H
-
3
-
3
⋅
=
=
=
=
=
+
+
odczyn roztworu dla którego [H
3
O
+
]=[OH
−
] nazywa się obojętnym
Iloczyn jonowy wody
gdy [H
3
O
+
] > [OH
−
] - roztwory kwasowe 0 < pH < 7
(
kwaśne
)
gdy [H
3
O
+
] < [OH
−
] - roztwory zasadowe 7 < pH < 14
(
alkaliczne
)
Obliczanie pH
Jakie jest pH
a) krwi ludzkiej, w której stężenie jonów H
3
O
+
wynosi 4.0·10
-8
mol/L,
b) 0.015 molowego HCl
?
a) [H
3
O
+
] = 4.0·10
-8
mol/L
pH = -log (4.0·10
-8
) = 7.40
b) [H
3
O
+
] = 0.015 mol/L
pH = -log 0.015 = 1.82
Obliczanie pH
Zadanie
pH soków żołądkowych człowieka wynosi około 1.7. Jakie
jest stężenie jonów H
3
O
+
w żołądku ?
pH = 1.7
[H
3
O
+
] = 10
-1.7
= 0.020 mol/L = 2.0·10
-2
mol/L
Zadanie
pH soku z trzustki, pomagającego trawić pokarm po opuszczeniu
ż
ołądka wynosi 8.2. Jakie jest stężenie jonów [H
+
] w soku z
trzustki?
pH = 8.2
[H
3
O
+
] = 10
-8.2
=6.3·10
-9
mol/L
Kwasy i zasady
W przypadku mocnych kwasów ich dysocjacja w rozcieńczonych
roztworach wodnych jest praktycznie całkowita, a więc mamy do
czynienia z równowagą:
HA
+ H
2
O
A
−
+ H
3
O
+
pH takiego roztworu zależeć
będzie w praktyce od stężenia
wprowadzonego do roztworu
kwasu
pH = -log c
HA
Uwaga !!!
Oczywiście gdy rozcieńczenie będzie bardzo duże na wartości pH
wpływ będą miały jony H
3
O
+
pochodzące z autodysocjacji wody.
Dla roztworów bardzo stężonych trzeba rozważyć wielkość f.
Obliczanie pH
Zadanie
Obliczyć pH i pOH w roztworze Ba(OH)
2
o stężeniu 2·10
−
4
mol/L
[OH
−
] = 2·(2·10
−
4
) mol/L
pOH= -log (4 ·10
−
4
) = 3.40
Ba(OH)
2
→
Ba
2+
+ 2 OH
−
pH = 14.0 - 3.40 = 10.60
Kwasy i zasady
Gdy zmierzymy pH 0.10 M kwasu octowego okaże się że jest ono
wyższe (mniej jonów H
3
O
+
) od pH zmierzonego dla roztworu HCl.
kwas
zasada
sprzężony
sprzężona
kwas
zasada
możemy uważać
za stałe
CH
3
COOH + H
2
O
H
3
O
+
+
CH
3
COO
−
Równowagi przeniesienia protonu opisane są stałymi równowagi
O]
COOH][H
[CH
]
COO
][CH
O
[H
K
2
3
3
3
c
−
+
=
COOH]
[CH
]
COO
][CH
O
[H
K
3
3
3
a
−
+
=
stała
kwasowości
dla CH
3
COOH K
a
= 1.8·10
-5
pK
a
= 4.75
Kwasy i zasady
Im większa wartość stałej K
a
tym większa jest moc
protodonorowa kwasu (mocniejszy kwas)
Im większa jest wartość stałej zasadowości K
b
tym większa
moc protonoakceptorowa zasady (mocniejsza zasada)
Podobne rozważania można przeprowadzić dla zasad
otrzymujemy wtedy stałą zasadowości K
b
Jak powiązana jest moc kwasu ze sprzężoną z nim zasadą?
Im mocniejszy kwas tym słabsza sprzężona z nim zasada
Im mocniejsza zasada tym słabszy sprzężony z nią kwas
Jak interpretować wartości stałych?
Kwasy i zasady
Rozważmy równowagę przeniesienia protonu do zasady NH
3
K
a
·K
b
= K
w
NH
3
+ H
2
O
NH
4
+
+ OH
−
oraz równowagę reakcji przeniesienia protonu od kwasu NH
4
+
:
NH
4
+
+ H
2
O
NH
3
+ H
3
O
+
]
[NH
]
][NH
O
[H
K
4
3
3
a
+
+
=
]
[NH
]
][OH
[NH
K
3
-
4
b
+
=
]
][OH
O
[H
]
[NH
]
][OH
[NH
]
[NH
]
][NH
O
[H
K
K
-
3
3
-
4
4
3
3
b
a
+
+
+
+
=
=
⋅
Uwaga !!!
ta zależność odnosi się do wszystkich sprzężonych par kwas-zasada
Mocny Kwas
Bardzo Słaba Zasada
jodowodorowy
HI
I
-
jon jodkowy
chlorowy(VII)
HClO
4
ClO
4
-
jon chloranowy(VII)
bromowodorowy
HBr
Br
-
jon bromkowy
chlorowodorowy
HCl
Cl
-
jon chlorkowy
siarkowy(VI)
H
2
SO
4
HSO
4
-
jon wodorosiarczanowy
chlorowy(V)
HClO
3
ClO
3
-
jon chloranowy(V)
azotowy(V)
HNO
3
NO
3
-
jon azotanowy(V)
jon oksoniowy
H
3
O
+
H
2
O
woda
jon wodorosiarczanowy HSO
4
-
SO
4
2-
jon siarczanowy
fluorowodorowy
HF
F
-
jon fluorkowy
azotowy(III)
HNO
2
NO
2
-
jon azotanowy(III)
octowy
CH
3
COOH
CH
3
COO
-
jon octanowy
węglowy
H
2
CO
3
HCO
3
-
jon wodorowęglanowy
siarkowodorowy
H
2
S
HS
-
jon wodorosiarczkowy
jon metyloamoniowy
CH
3
NH
3
+
CH
3
NH
2
metyloamina
woda
H
2
O
OH
-
jon wodorotlenowy
amoniak
NH
3
NH
2
-
jon amidkowy
wodór
H
2
H
-
jon wodorkowy
metan
CH
4
CH
3
-
anion metylowy
jon wodorotlenkowy
OH
-
O
2-
jon tlenkowy
Bardzo Słaby Kwas
Mocna Zasada
Obliczanie pH (mocny kwas + mocna zasada)
Zadanie
Do 100 ml roztworu HCl o pH = 0.3 dodano 100 ml 1% ługu sodowego.
Obliczy
ć
pH roztworu.
H
+
+ Cl
−
+ Na
+
+ OH
−
→
Na
+
+ Cl
−
+ H
2
O
obliczamy ilości moli H
+
i OH
-
pH
HCl
= 0.3
[H
3
O
+
] = 10
-0.3
= 0.5 mol/L
mol
0.05
5mol/L
.
L
.
n
O
H
3
=
⋅
=
+
0
100
0
pH= - log0.125 = 0.9
0.125mol/L
0.200L
0.025mol
0.100L
0.100L
0.025mol
-
0.050mol
v
v
n
-
n
]
O
[H
-
3
-
3
OH
O
H
OH
O
H
3
=
=
+
=
+
=
+
+
+
1% NaOH
w 100 g roztworu znajduje się 1 g NaOH
mol
0.025
40g/mol
1g
n
NaOH
=
=
pH roztworów słabych kwasów i zasad
Aby wyznaczyć pH roztworu słabego kwasu musimy
rozważyć równowagę pomiędzy tym kwasem HA a
sprzężoną z nim zasadą A
-
:
Jeśli dysocjacja cząsteczek HA jest jedynym źródłem jonów H
3
O
+
i jonów A
−
to:
HA + H
2
O
H
3
O
+
+ A
−
[HA]
]
][A
O
[H
K
-
3
a
+
=
[H
3
O
+
] = [A
−
]
stężenie zaś niezdysocjowanego kwasu:
[HA] = c
HA
- [H
3
O
+
]
c
HA
- całkowite stężenie
rozpuszczonego kwasu
stosunek liczby (lub st
ęż
enia) cz
ą
steczek zdysocjowanych
do liczby (st
ęż
enia) wszystkich cz
ą
steczek wprowadzonych
do roztworu nosi nazw
ę
stopnia dysocjacji
α
c
]
O
[H
HA
3
+
=
α
!!!
pH roztworów słabych kwasów i zasad
Po podstawieniu tych danych do równania na stałą
dysocjacji kwasowej:
po przekształceniu otrzymujemy równanie kwadratowe:
]
O
[H
-
c
]
O
[H
[HA]
]
][A
O
[H
K
3
HA
2
3
-
3
a
+
+
+
=
=
[H
3
O
+
]
2
+ K
a
[H
3
O
+
] - K
a
c
HA
= 0
którego rozwiązanie pozwala nam znaleźć wartości [H
3
O
+
]
wzór do wykorzystania dla dowolnych roztworów słabych
kwasów za wyjątkiem roztworów bardzo rozcieńczonych
2
c
K
K
K
-
]
O
[H
HA
a
2
a
a
3
4
+
+
=
+
pH roztworów słabych kwasów i zasad
Jeżeli kwas jest słabo zdysocjowany -
ubytek stężenia formy niezdysocjowanej względem
całkowitego stężenia nie przekracza 5% wówczas:
a zatem :
c
]
O
[H
K
HA
2
3
a
+
=
[HA] ≅ c
HA
lub w postaci logarytmicznej:
c
K
]
O
[H
HA
a
3
=
+
HA
a
c
log
2
1
pK
2
1
pH
−
=
pH roztworów słabych kwasów i zasad
mamy tu więc inne kryterium
stosowalności uproszczonego
wzoru na obliczanie stężenia
jonów [H
3
O
+
]
gdy:
[H
3
O
+
] = [A
−
] ≤ 0.05 c
HA
wówczas dla równania :
]
O
[H
-
c
]
O
[H
K
3
HA
2
3
a
+
+
=
otrzymujemy zależność:
400
K
c
a
HA
≥
pH roztworów słabych kwasów i zasad
Zadanie
Obliczyć pH roztworu kwasu mlekowego o stężeniu 0.20 mol/L,
wiedząc że K
a
tego kwasu wynosi 8.4·10
-4
.
pH=-log[H
3
O
+
] = -log0.0126 = 1.90
!!!
sprawdzamy który z wzorów możemy zastosować:
0.20
K
c
a
HA
238
10
4
.
8
4
=
⋅
=
−
wartość < 400 tak więc musimy
zastosować pełne równanie
0126
.
0
2
4
=
=
⋅
⋅
⋅
+
⋅
+
⋅
=
+
0.0251
2
0.20
10
8.4
)
10
(8.4
10
8.4
-
]
O
[H
4
-
2
4
-
4
-
3
pH roztworów słabych kwasów i zasad
Zadanie
Obliczyć pH oraz stopień dysocjacji pirydyny w jej roztworze o
stężeniu 0.20 mol/L. K
a
(
C
5
H
5
NH
+
)=2.3·10
-9
.
pH=pK
w
- pOH= 14-3.03=10.97
!!!
sprawdzamy który z wzorów możemy zastosować:
0.20
K
c
b
B
4
6
10
7
.
4
10
3
.
4
⋅
=
⋅
=
−
wartość >> 400 tak więc możemy
zastosować uproszczone równanie
4
10
3
.
9
.
4
−
−
⋅
=
⋅
⋅
=
10
3
0.20
]
[OH
6
-
pOH= -log(9.3·10
-4
)=3.03
%
47
.
0
%
100
10
3
.
4
=
⋅
⋅
=
=
−
−
0.2
9
c
]
[OH
B
α
K
a
·K
b
=K
w
6
9
14
a
w
b
10
4.3
10
2.3
10
K
K
K
−
−
−
⋅
=
⋅
=
=
pH roztworów mieszanin
W mieszaninie kwasów o pH decyduje stężenie H
3
O
+
z
najmocniejszego kwasu
!!!
Oczywiście stwierdzenia te są słuszne dla układów
znacznie różniących się od siebie wartościami pK
a
i o
podobnych stężeniach.
!!!
W mieszaninie zasad o pH decyduje stężenie OH
−
z
najmocniejszej zasady
Wyszukiwarka
Podobne podstrony:
BiolWyklad 051
p13 051
EnkelNorskGramatik 051
mat bud 051 (Kopiowanie) (Kopiowanie)
P30 051
04 2005 051 055
Datasheet ML15 051
p10 051
p38 051
Informator techniczny Wonderware 051
p12 051
P24 051
oprac ug0513 (2)
p43 051
P27 051
p03 051
więcej podobnych podstron