Moc kwasów i zasad

Właściwości kwasowo-zasadowe związków zależą od:

 wartości ładunku, którym obdarzona jest cząsteczka

(odłączenie protonu od cząsteczki kwasu jest trudniejsze im ładunek kwasu jest bardziej ujemny)

H

3

PO

4

↔ H

+

+ H

2

PO

4

-

K

a1

= 7·10

-3

H

2

PO

4

-

↔ H

+

+ HPO

4

2-

K

a2

= 6·10

-8

HPO

4

2-

↔ H

+

+ PO

4

3-

K

a3

= 5·10

-13

H

2

O

H

3

O

+

- H

2

O – OH

-

- O

2-

wzrost mocy kwasów

wzrost mocy zasad

wzrost
mocy
kwasów

wzrost właściwości kwasowych

LiH – BeH

2

– CH

4

– NH

3

– H

2

O

- HF

wzrost właściwości zasadowych

- II okres

 wartości elektroujemności atomu

wiążącego proton

-

V grupa

HNO

3

– H

3

PO

4

– H

3

AsO

4

– H

3

SbO

4

– HBiO

3

wzrost mocy kwasów

-zastąpienie wodoru w NH

3

i H

2

O

podstawnikiem

elektroujemnym

i

mniej elektroujemnym

KOH →

H

2

O

→ HOCl → HONO

2

↑ ↑ ↑
↑
KNH

2

→

NH

3

→ NH

2

Cl →

NH

2

NO

2

wzrost mocy kwasów

wzrost mocy
kwasów

-wpływ liczby elektroujemnych grup

(OH

-

, O

2-

) połączonych z atomem pierwiastka

wzrost mocy kwasów

ClOH – OClOH – O

2

ClOH – O

3

ClOH

-III okres

w związkach typu XOH wzrost elektroujemności i wartościowości
pierwiastka X wpływa na kwasowość tych związków

[

Na

]OH–[HO

Mg

]OH–[(OH)

2

Al

]OH–[(HO)O

Si

]OH–[(HO)

2

O

P

]OH–[(HO)O

2

S

]OH – [O

3

Cl

]OH

wzrost kwasowości

-

wpływ rozmiaru atomu (promienie jonowe), wpływ

ładunku

– pierwiastki metaliczne grup przejściowych (

Mn, Cr

)

Mn(OH)

2

– Mn(OH)

3

– Mn(OH)

4

– H

3

MnO

4

– H

2

MnO

4

–

HMnO

4

Zasadowy słabo zasadowy

amfoteryczny słabo kwaśny kwaśny

silnie kwaśny
Mn

2+

Mn

3+

Mn

4+

H

2

MnO

4

-

HMnO

4

-

MnO

4

-

- wpływ elektroujemnych atomów podstawionych
w oddaleniu od wiązania tlen-wodór

CH

3

COOH

K

A

= 1,8 · 10

-5

CH

2

ClCOOH

K

A

= 2 · 10

-3

CHCl

2

COOH

K

A

= 8 · 10

-2

CCl

3

COOH

K

A

= 3 · 10

-1

Im atom ma mniejszy promień a większy ładunek dodatni – wzrasta kwasowość

 wpływ wielkości jonów i atomów, gdy zmiany
elektroujemności są niewielkie

wzrost kwasowości

HF  HCl  HBr  HI

H

2

O  H

2

S  H

2

Se  H

2

Te

NH

3

 PH

3

 AsH

3

 SbH

3

- najmocniejsze kwasy beztlenowe

wzrost elektroujemności

wzrost promieni jonowych

CsOH,

RbOH, KOH, NaOH

- najmocniejsze zasady

LiOH, wodorotlenki II grupy

– słabsze zasady

oprócz Mg(OH)

2

i Be(OH)

2

średnia słaba

Kwasy tlenowe

znaczenie nadmiaru atomów tlenu nad atomami wodoru

REGUŁA PAULINGA

H

n

XO

m

m-n=0

H

6

TeO

6

H

4

GeO

4

H

3

AsO

3

HClO
HBrO
HIO

słabe
kwasy

m-n=1

H

3

PO

4

H

2

HPO

3

HH

2

PO

2

H

3

AsO

4

H

2

SO

3

H

2

SeO

3

HClO

2

średnie
kwasy

m-n=2

H

2

SO

4

H

2

SeO

4

HClO

3

HNO

3

mocne
kwasy

m-n=3

HClO

4

HMnO

4

bardzo mocne
kwasy

Elektrolity mocne

 nie stosują się do prawa działania mas

 przewodzą prąd elektryczny (za przenoszenie

ładunków odpowiadają odpowiednie jony
znajdujące się w roztworze)

Przewodnictwo elektrolitów

mocnych

zależy od

stężenia

(wraz ze wzrostem stężenia maleje

przewodnictwo) –

nie

jest to zależność liniowa

w przypadku

stężonych

roztworów – powyżej 1 mol/l

dalsze zatężanie nie powoduje zmian przewodnictwa

Λ

c

mocny elektrolit

słaby elektrolit



zmierzone wartości

ciśnienia osmotycznego,

względnego obniżenia prężności par nad

roztworem,

obniżenia temperatury krzepnięcia i

podwyższenia temperatury wrzenia

są większe

od wartości obliczonych teoretycznie z

prawa van’t Hoffa i Raoulta dotyczących roztworów

zależą

od liczby niezależnych cząsteczek w danej

objętości – wielkości koligatywne

na przykład:
dla soli typu

AB

współczynnik izotoniczny i = 2

dla soli typu

AB

2

współczynnik izotoniczny i = 3

ogólnie dla

A

p

B

q

wartości i  p + q



stężone

roztwory mocnych elektrolitów

zachowują się jakby ich stężenie było
mniejsze od rzeczywistego

wydaje się, że mocne elektrolity w stężonych
roztworach nie ulegają pełnej dysocjacji

ponieważ

ograniczona jest wzajemna swoboda ruchów jonów,

tworzą się pary i tryplety jonowe

Zachowanie się elektrolitów mocnych tłumaczy

teoria Debye’a i Hückla,

która uwzględnia

wzajemne oddziaływania na siebie wszystkich jonów
w roztworze.

Rzeczywista zdolność cząsteczek do reagowania
określona jest jako

aktywność (a)

gdzie f – współczynnik aktywności, przyjmuje wartości mniejsze od
jedności

W przypadku bardzo rozcieńczonych roztworów f w przybliżeniu jest
równe 1 i efektywne stężenie jonów jest równe stężeniu
rzeczywistemu.

Aktywność

elektrolitów

zależy

od:

- wzajemnego oddziaływania jonów

-

obecności jonów obcych w roztworze (aktywność badanego

jonu maleje pod wpływem wzrostu stężenia innych jonów
obecnych w roztworze)

c

f

a





c

a

f 

c

a 

W kilkuskładnikowym elektrolicie

współczynniki

aktywności

wszystkich jonów zależą od tzw.

siły

(mocy) jonowej (I )

roztworu oraz

ładunku

jonu (z )

:

2

2

1

z

c

I







gdzie:
c – stężenie mol/l danego jonu
z – jego ładunek

Im

wyższa jest siła jonowa

roztworu,

tym

mniejsze są współczynniki aktywności

wszystkich

jonów obecnych w roztworze.

I

z

f

2

509

,

0

lg







Jeżeli siła jonowa

nie przekracza wartości 0,01 mol/l,

można obliczyć

współczynnik aktywności ze wzoru:

Obliczyć

siłę jonową

roztworu: 0,02 mola HCl i 0,05 mola KNO

3

w 1dm

3

 

 

 









2

3

2

2

2

1

1

1

1

2

1

























NO

K

Cl

H

I





3

/

07

,

0

05

,

0

05

,

0

02

,

0

02

,

0

2

1

dm

mol

I















 

 





2

2

3

2

2

1

3

2

2

1



















Cl

Al

Ba

I

I roztworu: 0,02 mola BaCl

2

i 0,03 mola AlCl

3





3

/

24

,

0

1

13

,

0

9

03

,

0

4

02

,

0

2

1

dm

mol

I















Siła jonowa roztworów zawierających jedynie elektrolity typu AB równa jest
sumie stężeń tych elektrolitów. Jony kilkuwartościowe znacznie bardziej
zwiększają siłę jonową.

Przykład: