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







