1
Pojęcie kwasu i zasady
Definicja historyczna
: kwasy mają
smak kwaśny.
Teoria Arrheniusa
: kwas odszczepia
w wodzie jony H
+
, zasada jony OH
-
.
Teoria wprowadza pojęcie hydrolizy;
tłumaczy
przebieg
dysocjacji
wielostopniowych.
Zawodzi
w wypadku
rozpuszczalników
niewodnych.
Teoria Lewisa
: kwas jest akceptorem
pary (par) elektronowych, zasada zaś
- donorem.
2
Pojęcie kwasu i zasady
Teoria rozpuszczalnikowa
: kwas
tworzy kation identyczny z
kationem rozpuszczalnika; zasada
tworzy anion identyczny z
anionem rozpuszczalnika.
Teoria Brønsteda
: kwas i zasada
związane są zależnością
kwas zasada + proton
3
Rozpuszczalniki
Rozpuszczalniki dzielimy na
aprotyczne
i
protolityczne
.
Protolityczne
są zdolne do
przyłączenia lub odłączenia
protonu i do
autoprotolizy
:
2H
2
O H
3
O
+
+ OH
-
2CH
3
COOH CH
3
COOH
2+
+
CH
3
COO
-
2NH
3
(ciekły) NH
4+
+ NH
2-
4
Rozpuszczalniki
Rozpuszczalniki protolityczne dzielą się na
protofilne
(
protonoakceptorowe
,
zasadowe
), chętnie przyłączające protony,
np. pirydyna:
C
5
H
5
N + H
+
C
5
H
5
NH
+
protogenne
(
protonoakceptorowe
,
kwaśne
), chętnie oddają protony, np.
kwas octowy czy mrówkowy.
amfiprotyczne
(
amfoteryczne
), które
zależnie od warunków przyłączają lub
oddają protony.
5
Rozpuszczalniki
Przykładem rozpuszczalnika
amfiprotycznego jest woda:
H
2
O + OH
-
H
3
O
+
oraz
H
2
O H
+
+ OH
-
czy etanol:
C
2
H
5
OH + H
+
C
2
H
5
OH
2+
oraz
C
2
H
5
OH C
2
H
5
O
-
+ H
+
6
Teoria Brønsteda (c.d.)
(Zauważmy, że reakcja autodysocjacji jest
równowagowa i opisuje ją stała równowagi.
Dla wody ta stała
Kw=10
14
. Jest to tzw.
iloczyn jonowy wody
)
Tak więc w układzie istnieją zawsze
pary
sprzężone
kwas-zasada:
kwas1 + zasada2 zasada1 + kwas2
Przykład: słaby kwas mrówkowy w wodzie:
HCOOH + H
2
O HCOO
+ H
3
O
+
kwas1 : HCOOH; kwas2 : H
3
O
+
;
zasada1 :HCOO
; zasada2 : H
2
O.
7
Teoria Brønsteda (c.d.)
Zgodnie Brønstedem, reakcja zobojętnienia
w rozpuszczalniku protolitycznym
sprowadza się do reakcji np.:
H
3
O+ + OH
2H
2
O (w wodzie)
NH
4+
+ NH
2-
2NH
3
(w ciekłym amoniaku)
zaś reakcja hydrolizy soli - do reakcji
substancji jonowej z wodą, np.
NH
4+
+ Cl
-
+ H
2
O NH
3
+ Cl
-
+ H
3
O
+
(zamiast słabego kwasu NH
4+
powstaje
silny kwas Cl
-
, więc roztwór staje się
kwaśny).
8
Siła jonowa i aktywność
jonów
Weźmy 1 M roztwór NaCl w wodzie.
W 1 dm
3
roztwór zawiera 1 mol
jonów Na
+
, 1 mol jonów Cl
-
i ok. 55
moli cząsteczek H
2
O.
9
Siła jonowa i aktywność
jonów
Miarą oddziaływań międzyjonowych
w roztworze jest
siła jonowa
:
(c
i
- stężenie molowe i-tego jonu, z
i
-
jego ładunek)
N
1
i
2
i
i
z
c
2
1
10
Siła jonowa i aktywność
jonów
Jeżeli trzeba uwzględnić
oddziaływania międzyjonowe,
zamiast stężenia molowego jonu
wprowadzamy jego
aktywność
:
a
i
=c
i.
f
i
gdzie f
i
-
współczynnik aktywności
i-
tego jonu, obliczany ze wzoru
Debay'a-Hückela (1923):
2
i
2
i
2
i
i
z
5
.
0
1
Az
B
1
Az
f
log
11
Parametr w równaniu D-
H
jon
.
10
8
[cm]
Sn
4+
, Ce
4+
, Th
4+
, Zr
4+
H
3
O
+
, Al
3+
, Fe
3+
, Cr
3+
Mg
2+
, Be
2+
Li
+
, Ca
2+
, Cu
2+
, Zn
2+
, Fe
2+
, Ni
2+
,
Co
2+
Sr
2+
, Ba
2+
, Cd
2+
, Hg
2+
, S
2-
,
CH
3
COO
-
Na
+
, Pb
2+
, CO
3
2-
, SO
4
2-
, HPO
4
2-
,
PO
4
3-
OH
-
, F
-
, SCN
-
, HS
-
, ClO
4
-
, Cl
-
, Br
-
,
I
-
,
NO
3
-
, K
+
, NH
4
+
, Ag
+
11
9
8
6
5
4
3
12
Rozpuszczalniki
wyrównujące i
różnicujące
Jeśli do wody wprowadzimy substancję, która ma
zdolność oddawania protonu większą niż jon
H
3
O
+
, to przereaguje ona z wodą, a produktem
będzie jon H
3
O
+
. Reakcja ta przebiegnie
ilościowo (całkowicie), bo istnieje nadmiar
cząsteczek wody.
W takim roztworze nie ma niezdysocjowanych
cząsteczek: są to
silne kwasy
. Ich reakcje
dysocjacji traktujemy jako nierównowagowe
(strzałka w jedną stronę).
Te same kwasy w innych rozpuszczalnikach mogą
mieć różną, niekoniecznie dużą moc. Woda jest
tu więc
rozpuszczalnikiem wyrównującym
.
13
Rozpuszczalniki
wyrównujące i
różnicujące
Są też
rozpuszczalniki
różnicujące
. Np. lodowaty kwas
octowy ma mocniejsze
własności protonodonorowe niż
woda. Niektóre kwasy znane
jako mocne będą w tym
rozpuszczalniku tylko
częściowo zdysocjowane.
14
Słabe kwasy i zasady
Niezdysocjowane cząsteczki pozostają
w równowadze z jonami, np.: CH
3
COOH + H
2
O
H
3
O
+
+ CH
3
COO
Jest to
słaby kwas
. Równowagę jego dysocjacji
opisuje
stała równowagi
, tutaj:
Stałe dysocjacji są stablicowane, zwykle w postaci
ich ujemnych logarytmów dziesiętnych: pK
a
=
logK
a
Np. dla kwasu octowego: pK
a
=4.8, tzn. K
a
=1.8
.
10
5
.
COOH
CH
COO
CH
O
H
K
3
3
3
a