1.

Właściwości fizyczne

2.

Właściwości chemiczne - zarys

3.

Dysocjacja elektrolityczna

4.

Moc kwasu

5.

Równanie Hendersona-Hasselbacha

Kwas metanowy (mrówkowy)

– bezbarwna ciecz o

ostrym i duszącym zapachu oraz właściwościach
parzących, stężony powoduje poparzenia skóry,
opary podrażniają błony śluzowe, związek palny,
dobrze rozpuszczalny w wodzie

Kwas etanowy (octowy)

– bezbarwna ciecz o

przenikliwym zapachu, związek palny, dobrze
rozpuszczalny w wodzie (6% lub 10% roztwór wodny
to ocet), stężony w temp. 16,6

o

C krzepnie w kryształy

podobne do lodu (lodowaty kwas octowy)

•

Rozpuszczalność kwasów karboksylowych w wodzie

maleje wraz ze wzrostem liczby atomów C w cząsteczce

kwasu, kwasy metanowy, etanowy, propanowy i

butanowy rozpuszczają się

bez ograniczeń, od 5 do 8 at. C rozpuszczają się bardzo

słabo,

od 9 at. C są praktycznie nierozpuszczalne w wodzie.

•

Kwasy mają wysokie temp. topnienia i wrzenia (wyższe

niż woda), jest to skutek powstających wiązań

wodorowych

(efekt polarności wiązania w grupie karbonylowej = C =

O

i hydroksylowej – OH ) i asocjacji cząsteczek

O …. H – O

// \

CH

3

– C C – CH

3

…. wiązanie wodorowe

\ //

O – H ….O

•

Kolejne - do

9 atomów C

w cząsteczce -monokarboksylowe

kwasy karboksylowe są oleistymi, lepkimi cieczami

nierozpuszczalnymi

w wodzie, powyżej

9 atomów C

w cząsteczce są ciałami

stałymi, bezwonnymi i nierozpuszczalnymi w wodzie.

•

Wraz ze wzrostem liczby atomów C w cząsteczce

oddziaływanie polarnej grupy karboksylowej – tworzącej

wiązania wodorowe

z cząsteczkami wody - maleje, a wzrasta oddziaływanie

grupy węglowodorowej o niskiej polarności – nie mającej

zdolności tworzenia wiązań wodorowych.

•

Cząsteczka kwasu składa się z dwóch części: hydrofilowej

(lubiącej wodę) – grupa karboksylowa i grupy hydrofobowej

– nielubiącej wody – grupy węglowodorowej (R - , Ar -).

•

CH

3

– CH

2

– CH

2

– CH

2

– CH

2

– COOH

•

grupa hydrofobowa

grupa hydrofilowa

•

O zdolności rozpuszczalności związków organicznych w wodzie

decyduje stosunek wielkości gr.

hydrofobowej do gr.

hydrofilowej.









H

RCOO

RCOOH

Ilościowa miara „siły działania” kwasu.

pK

a

 = - log[K

a

]

Im pK

a

 jest mniejsze, tym moc kwasu jest większa

Moc kwasu określa m.in zdolność do wypierania reszty

kwasowej z soli w roztworach, a dokładnie decyduje o

tym, w którą stronę jest przesunięta równowaga

reakcji kwasu z daną solą. Kwas o większej mocy w reakcji

z daną solą wypiera spontanicznie resztę kwasową

pochodzącą ze słabszego kwasu, w wyniku czego

powstaje słabszy kwas i sól mocnego kwasu. Reakcje w

drugą stronę - tj. słabszego kwasu z solą mocniejszego

kwasu też mogą zachodzić, ale ich równowaga jest silnie

przesunięta w stronę substratów.

Wiąże wartość pH z mocą kwasu pK

A

Jest ono przydatne do:



Oszacowania pH buforu



Odnajdywanie pH równowagi reakcji
chemicznej



Obliczanie punktu izoelektrycznego białek

Roztworem buforowym

(buforem,moderatorem) jest złożony roztwór, który
praktycznie nie zmienia wartości swojego pH po
dodaniu do niego niewielkiej ilości silnego kwasu
lub zasady (a także po rozcieńczeniu). Własność tę
posiadają roztwory słabych kwasów i ich soli z
mocnymi zasadami lub słabych zasad i ich soli z
mocnymi kwasami oraz dwóch różnych soli.

pH buforu octanowego

Bufor octanowy jest przykładem buforu o pH mniejszym od 7,

a więc jest buforem kwasowym. Roztwór taki składa się ze
słabego kwasu i soli tego kwasu z mocnym wodorotlenkiem;
w przypadku buforu octanowego jest to oczywiście kwas
octowy CH

3

COOH oraz jego sól sodowa - octan sodu

CH

3

COONa.

W takim roztworze zachodzą 2 reakcje :

Warto zauważyć, że sól dysocjuje całkowicie(czyli

cała ilość octanu sodu rozpada się na jony),
natomiast kwas tylko w niewielkim stopniu. Stan
taki pozwala opisać dysocjację kwasu octowego
stałą dysocjacji kwasowej Ka oraz przyjąć kilka
koniecznych uproszczeń:

Jako, że sól dysocjuje całkowicie, a kwas tylko w niewielkim stopniu

można bez większego błędu zaniedbać ilość jonów octanowych
pochodzących z dysocjacji kwasu i przyjąć, że ich równowagowe
stężenie jest równe stężeniu octanu sodu. Podobnie jest w
przypadku stężenia równowagowego kwasu, gdyż duża ilość
powstałych w wyniku dysocjacji soli jonów octanowych cofa
praktycznie całkowicie dysocjację kwasu, dlatego można przyjąć,
że jest ono równe stężeniu początkowemu.

Powyższe przybliżenia podstawiamy do równania stałej dysocjacji:

Otrzymaną zależność przekształcamy wyciągając stężenie

równowagowe kationów wodorowych, następnie obie strony
logarytmujemy ujemnym logarytmem dziesiętnym. Ujemny
logarytm dziesiętny ze stałej dysocjacji jest nazywany
wykładnikiem stałej dysocjacji i oznaczany jako pKa (moc kwasu).
Ostatecznie otrzymujemy zależność określającą pH buforu
octanowego(równania Hendersona-Hasselbalcha da tegoż buforu).