chemia stosowana I
temat:
pH roztworów
chemia stosowana I
temat:
pH roztworów
pojęcia kwasu i zasady wg Brönsteda
kwas
substancja zawierająca cząsteczki zdolne do
oddawania protonów (donory protonów)
zasada substancja zawierająca cząsteczki zdolne do
przyjmowania protonów (akceptory
protonów)
Kwas oddając proton przechodzi w
zasadę, sprzężoną z tym kwasem.
Zasada przyjmując proton
przechodzi w kwas sprzężony z tą
zasadą.
A B + H
+
Do zajścia reakcji potrzebne są
dwie pary sprzężone kwas-
zasada.
A
1
B
1
+ H
+
B
2
+ H
+
A
2
A
1
+ B
2
B
1
+ A
2
przykłady kwasów i zasad
HCl
+
NH
3
Cl
–
+
NH
4
+
H
3
O
+
+
OH
–
2 H
2
O
HCl
+
H
2
O
Cl
–
+
H
3
O
+
H
2
O
+
NH
3
OH
–
+
NH
4
+
H
2
SO
4
+
H
2
O
HSO
4
–
+
H
3
O
+
HSO
4
–
+
H
2
O
SO
4
2–
+
H
3
O
+
H
2
S
+
OH
–
HS
–
+
H
2
O
stała kwasowości i zasadowości
HA
+
H
2
O
A
–
+
H
3
O
+
kwasy:
H
2
O
+
B
OH
–
+
BH
+
zasady:
skala pK
a
= – logK
a
HCl
K
a
= 10000000 = 1×10
7
HNO
3
K
a
= 25
HClO
2
K
a
= 0,01
= 1×10
–2
HF
K
a
= 0,00063
= 6,3×10
–
4
HBrO
K
a
= 0,000000002 =
2,0×10
–9
H
2
O
K
w
= 1×10
–14
NH
3
K
a
= 5,7×10
–
40
H
2
S
K
a
= 0,0000001 = 1×10
–7
NH
3
+ H
2
O NH
2
–
+ H
3
O
+
pK
a
=–7.0
pK
a
=–1.4
pK
a
=2.0
pK
a
=3.2
pK
a
=7.0
pK
a
=8.7
pK
w
=14.0
pK
a
=39.2
kwasy wieloprotonowe
H
3
PO
4
+ H
2
O H
2
PO
4
–
+ H
3
O
+
H
2
PO
4
–
+ H
2
O HPO
4
2–
+ H
3
O
+
HPO
4
2–
+ H
2
O PO
4
3–
+ H
3
O
+
H
2
SO
4
+ H
2
O HSO
4
–
+ H
3
O
+
HSO
4
–
+ H
2
O SO
4
2–
+ H
3
O
+
kwasy wieloprotonowe
H
2
SO
4
/ HSO
4
–
/ SO
4
2–
pK
a,1
= -3 pK
a,2
= 1,9
H
3
PO
4
/ H
2
PO
4
–
/ HPO
4
2–
/ PO
4
3–
pK
a,1
= 2,1 pK
a,2
= 7,2 pK
a,3
= 12,7
H
2
SO
3
/ HSO
3
–
/ SO
3
2–
pK
a,1
= 1,8 pK
a,2
= 7,0
kwasy wieloprotonowe
kwas szczawiowy
H
2
C
2
O
4
/ HC
2
O
4
–
/ C
2
O
4
2–
pK
a,1
= 1,2 pK
a,2
= 4,2
kwas ftalowy
C
6
H
4
(COOH)
2
/ C
6
H
4
(COO)
2
H
–
/ C
6
H
4
(COO)
2
2–
pK
a,1
= 2,9 pK
a,2
= 5,4
kwas cytrynowy
H
4
cytr / H
3
cytr
–
/ H
2
cytr
2–
/ Hcytr
3–
pK
a,1
= 3,1 pK
a,2
= 4,8 pK
a,3
= 6,4
moc kwasów a układ okresowy
HF
(3,2)
pK
a
kwasów beztlenowych:
HCl
(-7,0)
HBr
(-9,5)
HI
(-10,0)
H
2
O
(15,7)
H
2
S
(7,0)
H
3
N
(39,2)
H
2
Se
(3,7)
H
2
Te
(2,6)
moc kwasów a układ okresowy
pK
a
kwasów tlenowych:
HClO
4
(~ -8)
H
5
IO
6
(3,0)
H
2
SO
4
(~ -3)
HNO
3
(-1,4)
H
3
PO
4
(2,12)
[H
2
CO
3
]
(6,4)
H
3
BO
3
(9,2)
H
3
AsO
4
(2,25)
H
4
SiO
4
(10,0)
HClO
(7,5)
HClO
2
(2,0)
HClO
3
(~ -3) HClO
4
(~ -8)
kwasy i zasady sprzężone
NH
3
+ H
2
O
NH
4
+
+ OH
–
pK
b
= 4,76
NH
4
+
+ H
2
O
NH
3
+ H
3
O
+
pK
a*
= ?
H
2
O H
3
O
+
+ OH
–
pK
w
= 14,0
K
b
·K
a*
= K
w
pK
b
+ pK
a*
= pK
w
9,24
kwasy i zasady sprzężone
NO
2
–
+ H
2
O
HNO
2
+ OH
–
pK
b*
= ?
HNO
2
+ H
2
O
NO
2
–
+ H
3
O
+
pK
a
= 3,3
H
2
O H
3
O
+
+ OH
–
pK
w
= 14,0
K
a
·K
b*
= K
w
pK
a
+ pK
b*
= pK
w
10,7
stopień dysocjacji
CH
3
COOH + H
2
O CH
3
COO
–
+ H
3
O
+
stała dysocjacji
K
a
= 1,8×10
–5
stężenie nominalne C
0
:
1M
0,01M
0,0001M
C
H
3
O
+
= C
CH
3
COO
–
:
4,2×10
–3
4,1×10
–4
3,4×10
–5
stopień dysocjacji :
0,42%
4,1%
34%
K
a
=
_______
=
_____
C
H
3
O
+
·C
A
–
C
HA
C
0
·
2
1 –
Stopień dysocjacji rośnie wraz z rozcieńczeniem roztworu.
stopień dysocjacji
CH
3
COOH + H
2
O
CH
3
COO
–
+ H
3
O
+
stała dysocjacji
K
a
= 1,8×10
–5
Dodatek soli zmniejsza stopień dysocjacji kwasów.
CH
3
COONa
CH
3
COO
–
+ Na
+
0,1M CH
3
COOH:
1,35%
0,1M CH
3
COOH + 0,1M CH
3
COONa:
0,018%
stopień dysocjacji
C
H
3
O
+
= C
0
·
pH roztworów kwasów
kwasy słabe - częściowo zdysocjowane:
1M CH
3
COOH pK
a
= 4,75 C
H
3
O
+
= 0,0042 mol/dm
3
pH 2,38
0,01M CH
3
COOH
C
H
3
O
+
= 0,00041 mol/dm
3
pH 3,39
0,01M HClO
2
pK
a
= 1,96 C
H
3
O
+
= 0,0063 mol/dm
3
pH 2,20
0,01M HClO
pK
a
= 7,5 C
H
3
O
+
= 1,8×10
–5
mol/dm
3
pH 4,75
0,01M HIO
pK
a
= 11,0 C
H
3
O
+
= 3,4×10
–7
mol/dm
3
pH 6,47
kwasy mocne - całkowicie zdysocjowane:
1M HCl
C
H
3
O
+
= 1 mol/dm
3
pH = 0
0,1M HClO
4
C
H
3
O
+
= 0,1 mol/dm
3
pH = 1
0,001M HI
C
H
3
O
+
= 0,001 mol/dm
3
pH = 3
0,03M HBr
C
H
3
O
+
= 0,03 mol/dm
3
pH = 1,52
C
H
3
O
+
= C
IO
–
+ C
OH
–
C
0
= C
IO
–
+ C
HIO
kwasy wieloprotonowe
H
2
SO
4
/ HSO
4
–
/ SO
4
2–
pK
a,1
= -3 pK
a,2
= 1,9
C
SO
4
2–
+ C
HSO
4
–
= C
0
2C
SO
4
2–
+ C
HSO
4
–
= C
H
3
O
+
C
0
C
H
3
O
+
pH
1M
1,012 mol/dm
3
-0,005 (0)
0,1M
0,110 mol/dm
3
0,96
(1)
0,01M
0,0145 mol/dm
3
1,84
(2)
0,001M
0,00191 mol/dm
3
2,72
(3)
0,0001M
0,00020 mol/dm
3
3,70
(4)
0,00001M
0,000020 mol/dm
3
4,70
(5)
pH roztworów zasad
zasady słabe - częściowo zdysocjowane:
pOH
pH
1M NH
3
pK
b
= 4,75 C
OH
–
= 0,0042 M
2,38
11,62
0,01M NH
3
C
OH
–
= 0,00041 M 3,39
10,61
0,01M N
2
H
4
pK
b
= 6,0 C
OH
–
= 9,95×10
–5
M
4,00
10,00
0,01M NH
2
OH pK
b
= 7,9 C
OH
–
= 1,12×10
–5
M
4,95
9,25
0,01M PhNH
2
pK
b
= 9,4 C
OH
–
= 2,00×10
–7
M
5,70
8,30
zasady mocne - całkowicie zdysocjowane:
1M NaOH
C
OH
–
= 1 mol/dm
3
pOH = 0
pH = 14
0,1M KOH
C
OH
–
= 0,1 mol/dm
3
pOH = 1
pH = 13
0,001M KOH C
OH
–
= 0,001 mol/dm
3
pOH = 3
pH = 11
0,03M NaOH C
OH
–
= 0,03 mol/dm
3
pOH = 1,52
pH =
12,48
?
zasadowy
kwaśny
hydroliza
CH
3
COONH
4/s/
CH
3
COO
–
+ NH
4
+
NH
4
Cl
/s/
NH
4
+
+ Cl
–
+
H
2
O
NH
3
+
H
3
O
+
K
2
CO
3/s/
2 K
+
+ CO
3
2–
+
H
2
O
HCO
3
–
+
OH
–
+
H
2
O
NH
3
+
H
3
O
+
+
H
2
O
CH
3
COOH
+
OH
–
pH roztworów soli
mocny kwas - słaba zasada
NH
3
+ HCl Cl
–
+ NH
4
+
V
NH
3
0,1M
V
HCl
0,1M
pH
50
100
1,48
100
100
5,13
100
80
8,65
100
60
9,07
100
40
9,45
100
30
9,62
100
0
11,13
H
2
O + HCl Cl
–
+ H
3
O
+
NH
3
+ H
3
O
+
H
2
O + NH
4
+
pH roztworów soli
słaby kwas - mocna zasada
CH
3
COOH + NaOH CH
3
COO
–
+ Na
+
+ H
2
O
V
CH
3
COOH
0,1M V
NaOH
0,1M
pH
50
100
12,52
100
100
8,87
100
80
5,35
100
60
4,93
100
40
4,55
100
30
4,38
100
0
2,87
NaOH OH
–
+ Na
+
CH
3
COOH + OH
–
H
2
O + CH
3
COO
–
wodorosiarczek amonu:
pK
a
= 7,0
pK
b
= 4,75 pK
a*
= 9,25 pH = 8,1
octan amonu:
pK
a
= 4,75 pK
b
= 4,75 pK
a*
= 9,25 pH = 7,0
mrówczan amonu:
pK
a
= 3,8
pK
b
= 4,75 pK
a*
= 9,25 pH = 6,5
pH roztworów soli
słaby kwas - słaba zasada
HCOOH + NH
3
HCOO
–
+ NH
4
+
CH
3
COOH + NH
3
CH
3
COO
–
+ NH
4
+
H
2
S + NH
3
HS
–
+ NH
4
+
Dla roztworów niezbyt rozcieńczonych pH nie zależy od
stężenia!
?
zasadowy
kwaśny
hydroliza
CH
3
COONH
4/s/
CH
3
COO
–
+ NH
4
+
NH
4
Cl
/s/
NH
4
+
+ Cl
–
+
H
2
O
NH
3
+
H
3
O
+
K
2
CO
3/s/
2 K
+
+ CO
3
2–
+
H
2
O
HCO
3
–
+
OH
–
+
H
2
O
NH
3
+
H
3
O
+
+
H
2
O
CH
3
COOH
+
OH
–
układy buforowe
Słabe kwasy
(zasady)
tworzą z
solami tzw.
mieszaniny
buforowe,
których pH
jest mało
wrażliwe na
dodatek silnej
zasady
(kwasu).
układy buforowe
układy buforowe
wskaźniki kwasowo-zasadowe
IndH Ind
–
+ H
+
IndH
+
Ind + H
+
oranż
metylowy
czerwień
metylowa
tymoloftale
ina
wskaźniki kwasowo-zasadowe
IndH Ind
–
+ H
+
IndH
+
Ind + H
+
wskaźniki kwasowo-zasadowe
IndH Ind
–
+ H
+
IndH
+
Ind + H
+
miareczkowanie kwasów
mocny kwas
solny
słaby kwas
octowy
Poprawne
wykonanie analizy
wymaga dobrania
odpowiedniego
wskaźnika.