ELEKTROLITY



Teoria dysocjacji

elektrolitycznej

Arrheniusa.



Iloczyn jonowy wody, pH.



Reakcje jonowe - hydroliza.



Iloczyn rozpuszczalności.



Roztwory buforowe.



Protonowa teoria kwasów i

zasad.

1

Elektrolity

Z

punktu

widzenia

zdolności

do

przewodzenia

prądu

elektrycznego

substancje można podzielić na:

• nieprzewodzące

prąd

elektryczny

(

dielektryki

)

• przewodzące

prąd

elektryczny

(

przewodniki).

Biorąc

pod

uwagę

mechanizm

przewodzenia prądu

przewodniki dzielimy

na dwie klasy:
•

substancje przewodzące prąd za pomocą

swobodnych

elektronów

(brak

zmian

chemicznych w przewodniku);

•

ELEKTROLITY

, tj. substancje, które w

roztworach lub w stanie stopionym
przewodzą

elektryczność

za

pomocą

jonów.

2

Teoria dysocjacji

elektrolitycznej Arrheniusa

Zdolność do przewodzenia prądu elektrycznego przez wodne
roztwory elektrolitów objaśnia

teoria Arrheniusa

(1887 r.)

Dysocjacja elektrolityczna

: proces, w

którym niektóre związki chemiczne

ulegają w wodzie (lub w innym

rozpuszczalniku) samorzutnemu

rozpadowi na jony.

W praktyce elektrolitami są:

• kwasy tlenowe,

•

wodorki

kwasowe

(wodorki

fluorowców i tlenowców),

• wodorotlenki i sole.

3

• kwasy

dysocjują na jon hydroniowy H

3

O+ i jon

reszty kwasowej:

HX  H

+

+ X

-

HX + H

2

O

 H

3

O+ + X

-

Ponieważ X- zawiera niekiedy wodór zdolny do
dysocjacji może być również kwasem (HSO

4

-,

H

2

PO

4

-)

Założenia teorii

Arrheniusa:

• zasady

dysocjują na jony hydroksylowe OH- i

kationy metaliczne (Me+):

MeOH



Me+ + OH

-

• sole

dysocjują na metaliczne kationy i aniony reszt kwasowych:

MeX



Me+ + X

-

4

Teoria

dysocjacji

Arrheniusa

nie jest dostatecznie ogólna

, nie

uwzględnia bowiem takich roztworów :

kwaśnych jak

CO

2

w H

2

O

lub zasadowych jak

NH

3

w H

2

O

,

bowiem w tych przypadkach praktycznie nie
istnieją cząsteczki H

2

CO

3

i NH

4

OH zdolne do

dysocjacji.

Uogólniona postać teorii dysocjacji

elektrolitycznej Arrheniusa

Stąd:

Substancje, które zwiększają stężenie
jonów wodorowych, są nazywane
kwasami

natomiast

te,

które

zwiększają

stężenie

jonów

wodorotlenowych

są

nazwane

zasadami.

5

1. Mechanizm procesu dysocjacji cząsteczek

o wiązaniu jonowym:

Następuje otaczanie jonów przez dipole

wody i wyrywanie z sieci krystalicznej:

NaCl  Na+ + Cl-

Dysocjacji elektrolitycznej

ulegają związki o wiązaniu

jonowym i kowalencyjnym

spolaryzowanym

2. Mechanizm dysocjacji cząsteczek

biegunowych o wiązaniu
spolaryzowanym

Dipole wody rozrywają wiązanie

kowalencyjne bardzo silnie
spolaryzowane:

HCl + H

2

O  H

3

O+ + Cl

-

6

Wielkość



jest podstawą podziału elektrolitów na:

•elektrolity mocne

 = 0,6 - 1,0

(60% - 100%)

•elektrolity średniej mocy

0,05 <  <

0,6 (5 - 60%)

•elektrolity słabe

 < 0,05

( <5%)

Moc elektrolitów porównuje się dla roztworów o stężeniu

1 mol/dm3.

Efektywność procesu dysocjacji elektrolitycznej w

określonym rozpuszczalniku polarnym może
być charakteryzowana przez:

stopień dysocjacji () i stałą dysocjacji

(K

d

)

n

- całkowita liczba moli elektrolitu

.











n

n

n

n

1

1

1

0

0

%

l

u

b

n

1

- liczba moli

cząsteczek elektrolitu,

które uległy

dysocjacji;

7

Wielkość stopnia dysocjacji zależy od:
1

- rodzaju elektrolitu

2

- rodzaju rozpuszczalnika

3

- temperatury

4

- stężenia elektrolitu

Stopień dysocjacji

Rodzaj elektrolitu

Różne elektrolity charakteryzują się różnymi

wartościami stopnia dysocjacji.

Np. w danej temperaturze i dla tego samego

stężenia, HCl jest zdysocjowany w wodzie w

100%, podczas gdy HF - 8%.

Temperatura

Na ogół dysocjacja rośnie ze wzrostem
temperatury.

8

Rodzaj rozpuszczalnika

Im

większa

jest

stała

dielektryczna

rozpuszczalnika

tym

większy

jest

stopień

dysocjacji rozpuszczonego elektrolitu. Woda
posiada dużą stałą dielektryczną (D=81) i dlatego
sprzyja

to

procesowi

dysocjacji.

Np.

w

porównywalnych warunkach, HCl w wodzie jest
zdysocjowany w 100%, a w benzenie



jest

mniejsze od 1%.

Stopień dysocjacji

Stężenie

Stopień dysocjacji zawsze rośnie, gdy maleje
stężenie elektrolitu.

1M - 0,4%

0,1M - 1,3%
0,01M - 4,3%

0,001M - 15%
0,00001M-75%

Zależność stopnia dysocjacji

od stężenia roztworu kwasu

octowego:

Stopień dysocjacji w roztworach
nieskończe-nie rozcieńczonych
osiąga wartości ok.100%.

9

Rozpad

słabego elektrolitu

na jony jest

reakcją odwracalną

.

W stanie równowagi istnieją:

jony powstałe w procesie dysocjacji - cząsteczki

niezdysocjowane

CH

3

COOH  H

+

+ CH

3

COO

-

H

2

S  2H

+

+ S

2-

K

[H

][C

H

C

O

O

]

[C

H

C

O

O

H]

K

[H

][S]

[H

S]

C

H

C

O

O

H

3

3

H

S

2

2

3

2

















2

[H

+

]; [CH

3

COO

-

]; [S

2-

]- stężenie

jonów; mol/dm

3

[CH

3

COOH]; [H

2

S] - stężenie

cząstek niezdysocjowanych;
mol/dm3

Stała równowagi procesu dysocjacji nosi nazwę

STAŁEJ DYSOCJACJI

i jest oznaczana symbolem K

d

.

STAŁA DYSOCJACJI - jest to stosunek iloczynu stężeń jonów na
które dysocjuje elektrolit do stężenia cząstek niezdysocjowanych w
momencie równowagi (T=const.).

10

Prawo rozcieńczeń

Ostwalda

Związek między stopniem dysocjacji , stężeniem molowym
elektrolitu

c

0

oraz stałą dysocjacji

K

d

wyraża prawo rozcieńczeń

Ostwalda.

Po podstawieniu:

K

d

H

A











2

0

1

c

Uogólniona postać prawa

rozcieńczeń Ostwalda

W roztworach słabych elektrolitów, można przyjąć, że

1

1







K

c

d

H

A





2

0

wówczas

Uproszczona postać prawa

rozcieńczeń Ostwalda

)

1

(

]

[

;

]

[

]

[

0

0

0

0

























c

c

c

HA

c

A

H

[HA]

]

[A

]

[H

K

HA

d









gdzie:

Słaby kwas dysocjuje:

HA



H

+

+ A

-

11

Iloczyn jonowy wody. pH

Woda

tylko w niewielkim stopniu ulega dysocjacji na jony H+ i

OH- (pomiar przewodnictwa elektrycznego).

H

2

O  H+ + OH-

Wskutek hydratacji wodoru powstają jony hydroniowe:

2H

2

O



H

3

O

+

+ OH

-

Wobec bardzo małego stopnia dysocjacji H

2

O (  = 1,810

-9

)

zawartość niezdysocjowanych cząstek wody [H

2

O] jest stała i

równa 55,56 mol/dm

3

.

16

2

2

3

10

8

,

1

]

[

]

[

]

[

2















O

H

OH

O

H

d

K

O

H

Stosując prawo równowagi chemicznej do reakcji dysocjacji wody
otrzymujemy:

12

Iloczyn jonowy wody. pH

Jeżeli:
[H

+

] = [OH

-

] =

10

-7

mol/dm

3

- odczyn roztworu jest

obojętny

[H

+

] > [OH

-

]; [H

+

] >

10

-7

mol/dm

3

- odczyn r-ru

jest

kwaśny

[H

+

] < [OH

-

]; [H

+

] <

10

-7

mol/dm

3

- odczyn r-ru

jest

zasadowy

Iloczyn stężenia jonów wodorowych

i wodorotlenowych jest wielkością stałą nie tylko w wodzie,

ale również w wodnych roztworach elektrolitów.

Wartość ta jest

stała w danej temperaturze i nosi nazwę

iloczynu

jonowego wody

K

W

= [H

3

O

+

][OH

-

] = 1*10

-14

mol

2

/(dm

3

)

2

(T=298K)

[H

3

O

+

][OH

-

] = K

d.H

2

O

[H

2

O]

2

= 1,8*10

-16



(55,56)

2

= 1

10

-14

mol

2

/(dm

3

)

2

Stąd iloczyn jonowy wody wyniesie:

13

Sorensen (1909 r.) w celu uproszczenia obliczeń

wprowadził pojęcie wskaźnika pH zwanego

wykładnikiem stężenia jonów

wodorowych - pH

:

jest to ujemny logarytm ze stężenia jonów

wodorowych albo logarytm z odwrotności

stężenia jonów wodorowych.

]

[H

1

log

]

log[H

pH











Logarytmując iloczyn jonowy wody otrzymujemy
prostą zależność:

pH + pOH = 14

]

[OH

1

log

]

log[OH

pOH











Podobnie wykładnik stężenia jonów
wodorotlenowych:

Skala pH obejmuje roztwory od silnie kwaśnych pH
= 0 ([H

3

O+]=1mol/dm3) do roztworów silnie

alkalicznych o pH = 14 ([H

3

O+] = 10-14 mol/dm3).

W roztworach obojętnych pH=7 ([H

3

O+]=10-7

mol/dm3).

14

Przybliżonym sposobem ustalenia pH danego roztworu jest

zastosowanie do tego celu

wskaźników alkacymetrycznych

(indykatorów).

Są to związki organiczne, które zmieniają swoje

zabarwienie w zależności od stężenia jonów H+ czy OH.

Wskaźnik

Zmiana barwy

w zakresie pH

Roztwór kwaśny Roztwór

zasadowy

błękit tymolowy

1,2-2,8

pomarańczowe

czerwone

żółte

oranż metylowy

3,1-4,

4

pomarańczowe

czerwone

żółte

fenolftaleina

8,2-10

(

różowe)

bezbarwne

czerwono-

fioletowe

Metoda potencjometryczna pomiaru pH – pomiar SEM ogniwa,
w którym potencjał jednej elektrody jest funkcją pH.

15

REAKCJE

JONOWE



Reakcje zobojętniania.



Reakcje kwasów i zasad z solami.



Reakcje związków amfoterycznych z kwasami i z
zasadami.



Reakcje soli z solami.



Reakcje hydrolizy.

Wodny roztwór elektrolitu można rozpatrywać jako mieszaninę dwu
niezależnych od siebie części składowych: kationów i anionów, które
biorą udział w reakcjach zupełnie samodzielnie.

Warunkiem przebiegu reakcji jonowych jest tworzenie się
cząsteczki, która nie ulega dysocjacji w roztworze .

16

REAKCJE JONOWE

Reakcje między zasadami i kwasami

Są to reakcje zobojętnienia, czyli tworzenia się niezdysocjowanej
wody:

kwas + zasada = sól + woda

Reakcja polega na łączeniu się w środowisku wodnym H+ z OH-
na słabo zdysocjowaną cząsteczkę wody:

H+ + OH- = H

2

O + 56,9 kJ

W postaci jonów pozostają w wodzie jony zdysocjowanej soli:

Np.: Na+ OH- + H+ Cl- = Na+ Cl- + H

2

O

Reakcje soli z solami

W wyniku tych reakcji tworzą się słabo rozpuszczalne w wodzie
sole:
Np.: Ag NO

3

+ NaCl = AgCl  + NaNO

3

jonowo: Ag+ + Cl- = AgCl 

Na

2

CO

3

+ CaCl

2

= CaCO

3

 + 2NaCl

jonowo: Ca2+ + CO

3

2- = CaCO

3



17

sól +kwas = nowa sól + nowy kwas
sól + zasada = nowa sól + nowa zasada

Te reakcje podwójnej wymiany możliwe są tylko wtedy, gdy
przynajmniej jeden z produktów reakcji powstaje w formie

gazowej

lub w postaci osadu

i w tej formie usuwany jest ze środowiska

reakcji

oraz

w

formie

niezdysocjowanej

cząsteczki

i przesuwa równowagę reakcji w prawo.

Np.: Na

2

CO

3

+ 2HCl = 2NaCl + CO

2

+ H

2

O

CO

3

2- + 2H+ = CO

2

+ H

2

O

FeCl

2

+ 2NaOH = 2NaCl + Fe(OH)

2



Fe2+ + 2OH- = Fe(OH)

2



CH

3

COONa + HCl = NaCl + CH

3

COOH

CH

3

COO- + H+ = CH

3

COOH

Reakcje kwasów i zasad z solami

a)

b)

c)

18

Reakcje związków

amfoterycznych z kwasami i

zasadami

Wodorotlenki niektórych pierwiastków mogą reagować zarówno z
kwasami, jak i zasadami, tworząc z nimi łatwo rozpuszczalne sole.
Takie substancje noszą nazwę związków amfoterycznych.

W środowisku silnej zasady związki amfoteryczne
zachowują się jak słaby kwas, w środowisku silnego kwasu
natomiast zachowują się jak słaba zasada.

Zn(OH)

2

 + 2HCl  ZnCl

2

+ 2H

2

O

Zn(OH)

2

 + 2H+  Zn2+ + 2H

2

O

______________________________

Zn(OH)

2

 + 2NaOH  Na

2

ZnO

2

+ 2H

2

O

Zn(OH)

2

 + 2OH-  ZnO

2

2- + 2H

2

O

Wodorotlenek
cynku

Wodorotlenek
glinu

19

Istota procesu polega na połączeniu się
jonów, pochodzących z dysocjacji soli,

z

jonami H+ lub OH-

(z dysocjacji wody) i

utworzeniu

niezdysocjowanych

cząsteczek

odpowiednich

słabych kwasów i słabych

zasad.

Reakcje

hydrolizy

Z jonami wody wytworzonymi w procesie jej
dysocjacji mogą wiązać się tylko aniony
słabych kwasów i kationy metali tworzących
słabe zasady.

Zatem hydrolizie ulegają tylko sole:



mocnego kwasu i słabej zasady



słabego kwasu i mocnej zasady



słabego kwasu i słabej zasady

Nie hydrolizują sole mocnych kwasów i
mocnych zasad.

20

Ogólnie:

W wyniku hydrolizy soli mocnych

kwasów i słabych zasad powstały roztwór
przybiera

odczyn kwaśny

. Z jonami wody

reaguje kation wiążący jony OH- wg schematu:

Me+ + HOH  MeOH +

H+

NH

4

+ +

Cl- + HOH  NH

4

OH +

H+

+ Cl-

NH

4

+ + HOH  NH

4

OH +

H+

pH < 7

1. Hydroliza soli mocnego

kwasu i słabej zasady -

-

hydroliza kationowa

(np.:NH

4

Cl)

- w wyniku dysocjacji NH

4

Cl ustala się

równowaga:

NH

4

Cl  NH

4

+ + Cl-

- istniejące w wodzie jony H+ i OH- łączą się z

produktami dysocjacji: NH

4

+ + OH- 

NH

4

OH



NH OH

4

13%

 ,



HCl

92%

H+ + Cl-  jony te nie łączą się ze sobą, ponieważ

21

CH

3

COO- + Na+ + HOH  CH

3

COOH +

Na+ +

OH-

CH

3

COO- + HOH  CH

3

COOH +

OH-

pH>7

Z uwagi na nadmiar w roztworze jonów
wodoro-tlenowych (

NaOH

= 91%) odczyn

środowiska ma charakter zasadowy.

Z wodą reaguje w tym przypadku anion wg

schematu:

A- + HOH  HA +

OH-

2. Hydroliza soli słabego
kwasu i mocnej zasady-

hydroliza

anionowa

(np.:CH

3

COONa)

22

3. Hydroliza soli słabego

kwasu i słabej zasady

W tym przypadku w reakcji hydrolizy uczestniczy
kation i anion soli wiążąc jony H+ i OH-
pochodzące z dysocjacji wody:

Odczyn roztworu w wyniku hydrolizy takiej

soli może być:



kwaśny

, gdy powstająca w reakcji zasada jest

słabsza niż tworzący się kwas;



zasadowy

, gdy tworzący się kwas jest słabszy

w porównaniu z zasadą.

Np. hydroliza octanu żelaza(III):
Fe3++3CH

3

COO- +3HOH  Fe(OH)

3

+3H+

+3CH

3

COO-

pH < 7

ponieważ:

5

COOH

3

CH

d

11

3

Fe(OH)

d

10

1,75

K

;

10

1,82

K









COOH

3

CH

3

Fe(OH)

d

d

K

K

23

Iloczyn rozpuszczalności

Jeżeli stały trudno rozpuszczalny
elektrolit

zbudowany

z

jonów

umieści się w wodzie, to ustali się
równowaga pomiędzy jonami w
roztworze nasyconym i substancją
stałą będącą w nadmiarze:

BaSO

4

Ba2

+ SO

4

2-

BaSO

4

(s)  Ba2+

(aq.)

+ SO

4

2-

(aq.)

Ogólnie:
Jeżeli cząsteczka związku A

m

B

n

tworzy w procesie

dysocjacji m kationów A i n anionów B,

A

m

B

n

 mA+ +

nB-

Ciało
stałe

Roztw
ór

K

A

B

A

B

m

n

m

n









[ ] [ ]

[

]

Stała równowagi przybiera postać:

]

[BaSO

]

][SO

[Ba

K

(s)

4

2

4

2

4

BaSO







Dla BaSO

4

24

L

- iloczyn rozpuszczalności, określa liczbowe wartości

iloczynu stężeń jonów w odpowiednich potęgach w
roztworze nasyconym elektrolitu trudno rozpuszczalnego w
danej temperaturze.

Iloczyn rozpuszczalności charakteryzuje zatem równowagę
pomiędzy trudno rozpuszczalnym elektrolitem w stanie
stałym i jego jonami w roztworze nasyconym.

[A+]m.[B-]n

= K [A

m

B

n

] =

L = const.

[Ba2+][SO

4

2-]

= K

BaSO4



[BaSO

4

(s)] =

L

BaSO4

gdzie: L,L

BaSO4

- iloczyn rozpuszczalności;

Jest to wartość stała w stałej temp. i dla danego elektrolitu

Mianownik oraz stała równowagi poprzednich zalezności mają
wartość stałą, więc:

Iloczyn rozpuszczalności

25

Iloczyn rozpuszczalności

Znaczenie praktyczne

1.

Iloczyn

rozpuszczalności

charakteryzuje

rozpuszczalność

słabego elektrolitu w wodzie w danej
temperaturze.

Im większa jest jego wartość tym większa
jest rozpuszczalność danej soli. Znajomość
iloczynu

rozpuszczalności

umożliwia

obliczanie stężenia jonów w roztworze
nasyconym.

Np.: L

AgCl

=

1,610-10
L

CaCO3

=

4,810-9
L

CaSO4

=

6,310-5

Rozpuszczalność CaSO

4

jest największa, a AgCl
jest mniej rozpuszczalne
niż CaCO

3

26

2. Wytrącanie osadu

z roztworu nasyconego

następuje wtedy, gdy iloczyn stężeń jonów tego
elektrolitu osiągnął wartość większą od iloczynu
rozpuszczalności,

czyli

gdy

iloczyn

rozpuszczalności

danego

elektrolitu

został

przekroczony.

Np.: Mamy r-r AgNO

3

i dodajemy NaCl.

Początkowo osad AgCl nie wytrąca się, czyli
[Ag+][Cl

-

]<L

AgCl

= 1,610-10

Wytrącanie osadu rozpocznie się od momentu
gdy:
Iloczyn stężenia jonów zrówna się i przekroczy
iloczyn rozpuszczalności AgCl, czyli:

[Ag+][Cl

-

]L

AgCl

= 1,610-10

Iloczyn rozpuszczalności

Znaczenie praktyczne

27

3.

Rozpuszczanie osadu

zachodzi, gdy następuje

zmniejszenie

stężenia

któregokolwiek

ze

składowych jonów. Wtedy iloczyn stężeń jonów w
roztworze

staje

się

mniejszy

od

iloczynu

rozpuszczalności i równowaga pomiędzy osadem a
roztworem zostaje zachwiana.

Iloczyn rozpuszczalności

Znaczenie praktyczne

Np.: Mamy osad CaCO

3

w wodzie. Iloczyn stężenia

jonów

w

roztworze

jest

równy

iloczynowi

rozpuszczalności, czyli:
[Ca

2+

][CO

3

2-

]= L

CaCO3

= 4,810

-9

. Dodajemy roztworu

HCl. Zachodzi reakcja: CO

3

2-

+ 2H

+

= CO

2

+ H

2

O, więc

maleje stężenie jonów węglanowych, czyli cały czas:

[Ca

2+

][CO

3

2

-]< L

CaCO3

= 4,810

-9

.

Układ jednak zgodnie

z regułą przekory dąży do uzupełnienia ilości jonów
CO

3

2-

przez rozpuszczanie osadu CaCO

3

.

28

4.

Osad np.BaSO

4

jest mniej rozpuszczalny w

roztworze Na

2

SO

4

niż w czystej wodzie.

Jest to przykład

efektu wspólnego jonu

. Polega

on na zmniejszeniu rozpuszczalności soli w
obecności innej soli, która dysocjując wytwarza
taki sam jon jak sól badana.

Iloczyn rozpuszczalności

Znaczenie praktyczne

BaSO

4

Ba

2

+

SO

4

2

-

Na

2

SO

4

Dlatego siarczan barowy jest mniej rozpuszczalny
w roztworach zawierających jony Ba

2+

lub SO

4

2-

niż

w wodzie.

Przed dodaniem

Na

2

SO

4

:

[Ba

2+

]

[SO

4

2-

]=L

BaSO4

Po dodaniu

Na

2

SO

4

stężenie jonów SO

4

wzrośniei układ zgodnie z regułą
przekory będzie dążył do zniwelowania
tego zjawiska poprzez łączenie jonów

SO

4

z jonami barowymi, a więc osad

będzie się wytrącał, a iloczyn
rozpuszczalności malał.

29

Roztwory buforowe

Þ

zachowują prawie stałą wartość pH mimo

dodatku mocnych kwasów i zasad; dodatek ten

jednak musi być utrzymany w pewnych

granicach - pojemność buforu;

Þ

zachowują stałą wartość pH także przy

rozcieńczaniu i przy zagęszczaniu;

Þ

wartość pH tej mieszaniny zależy od stosunku

stężeń soli i kwasu lub soli i zasady.

Są to mieszaniny roztworów słabych kwasów
(zasad) i soli, które posiadają następujące
właściwości:

30

1. Roztwory buforowe składające się

ze

słabego kwasu i soli tego kwasu z

mocną zasadą:

Stała dysocjacji kwasu octowego:

]

3

[

]

3

][

[

COOH

CH

COO

CH

H

kw

d

K







Od czego zależy pH tego buforu?

s

3

COONa

CH

kw

3

COOH

CH

c

]

COO

[CH

c

i

c

COOH]

[CH

c

3

3











Można przyjąć, że:

kw

s

kw

d

c

c

]

[H

K







s

kw

kw

d

c

c

log

logK

pH 





Stąd:

Dobierając odpowiedni stosunek stężenia kwasu i soli

możemy otrzymać roztwór buforowy o żądanej

wartości pH. Przy rozcieńczaniu takiego roztworu

stosunek C

s

/C

kw

pozostaje stały, a tym samym i

stężenie jonów wodorowych nie ulega zmianie.

Dodatek mocnego elektrolitu, jakim jest CH

3

COONa, powoduje zupełne

niemal cofnięcie dysocjacji kwasu octowego (reguła przekory).

005

,

0

3



COOH

CH



Np.:

bufor octanowy -

0,5 mola CH

3

COOH + 0,5 mola

CH

3

COONa w 1 dm3 mieszaniny:

CH

3

COONa  CH

3

COO- + Na+

CH

3

COOH  CH

3

COO- + H+

1

31

Dodanie

do

takiego

roztworu

buforowego

niewielkich ilości silnego kwasu praktycznie nie
zmieni pH, ponieważ jony H+ będą wiązane przez
jony

CH

3

COO-

z

utworzeniem

słabo

zdysocjowanego CH

3

COOH.

Podobnie dodanie zasady spowoduje wiązanie
jonów OH- przez CH

3

COOH.

Mechanizm buforowania

CH

3

COO- + H

3

O+  CH

3

COOH + H

2

O

CH

3

COOH + OH-  CH

3

COO- + H

2

O

MeOH

HA

CH

3

COOH/CH

3

COO

-

32

2. Roztwory buforowe zawierające

słabą zasadę

i

sól tej zasady z mocnym

kwasem

a stąd:

K

O

H

c

c

d

z

a

s

s

z

a

s

 



[ ]

[ ]

O

HK

c

c

d

z

a

s

z

a

s

s



 

s

zas

zas

d

c

c

K

pH

log

log

14 





Wzór na obliczanie pH
buforu zasadowego

Logarytmując to równanie i przekształcając otrzymamy:

Stałą dysocjacji wodorotlenku amonowego w obecności chlorku
amonowego można wyrazić równaniem:

Rozcieńczenie buforu również nie zmieni wartości jego pH,
ponieważ stosunek stężeń zasady i soli nie ulegnie zmianie.

NH

4

Cl  NH

4

+ + Cl-

NH

4

OH  NH

4

+ + OH-

OH]

[NH

]

][OH

[NH

K

4

4

zas

d







Można przyjąć, że :[NH

4

+] = C

s

oraz [NH

4

OH] = C

zas

np.

bufor amonowy:

NH

4

OH i NH

4

Cl.

1

<<1

33

Mechanizm buforowania

Dodanie kwasu lub zasady oraz rozcieńczanie
tego buforu nie zmieni jego pH.

NH

4

+ + OH-  NH

3

+ H

2

O

Następuje wiązanie jonów H+ i OH- przez jony i
cząsteczki obecne w buforze.

MeOH

HA

NH

4

+/NH

3

NH

3

+ H

3

O+  NH

4

+ + H

2

O

34

Najczęściej stosowanymi roztworami buforowymi
są:
- bufor octanowy CH

3

COOH + CH

3

COONa

zakres pH=3,6 - 5,6
- bufor amoniakalny NH

3

+ NH

4

Cl:

zakres pH=8,0-10,0
- bufor fosforanowy KH

2

PO

4

+ Na

2

HPO

4

zakres pH = 4,8 - 8,0
- bufor boranowy HCl + Na

3

BO

3

zakres pH=7,7-9,2

Roztwory buforowe

Roztwory buforowe odgrywają szczególnie ważną
rolę w biochemii i w przemyśle farmaceutycznym,
gdzie

często

przeprowadza

się

procesy

chemiczne

wymagające

stałej

kwasowości

środowiska.

35

PROTONOWA TEORIA KWASÓW I

ZASAD

Kwas definiowany jest jako cząstka, która

jest donorem protonów, a zasadą jest

każda cząstka, która jest akceptorem

protonów.

W 1923 r J.N.Brönsted zaproponował powszechnie dzisiaj
stosowaną definicję kwasów i zasad.

W układzie Brönsteda "dysocjacja" kwasu HX nie jest więc prostym
rozpadem na H+ i X-, lecz raczej przeniesieniem protonu od HX do

cząsteczki rozpuszczalnika, który odgrywa rolę zasady:

HX

+ H

2

O  H

3

O+ + X-

kwas 1 zasada 2 kwas 2 zasada 1

W reakcji tej HX jest kwasem, a H

2

O - zasadą.

W reakcji odwrotnej H

3

O+ jest kwasem, a X- zasadą.

36

Zgodnie z teorią protonową stosunek między
kwasem a zasadą określony jest schematem:

Kwas  proton + zasada

HX  H+ + X

-

Układ taki nazywany jest:

SPRZĘŻONĄ PARĄ KWAS -ZASADA.

Kwasy różnią się zdolnością do oddawania
protonu. Wybierając H

2

O jako powszechnie

stosowany

rozpuszczalnik,

można

ułożyć

uporządkowany szereg.

Sprzężony kwas

Sprzężona zasada

mocny H

2

SO

4

HSO

4

-

słaba

HCl

Cl-

H

3

O+ H

2

O

 HSO

4

-

SO

4

2-



HF

F-

CH

3

COOH

CH

3

COO-

NH

4

+

NH

3

słaby H

2

O

OH- mocna

H+
+

37

zasada cząsteczkowa

NH

3

+ H+  NH

4

+

zasada kwas

zasada anionowe

CO

3

2- + H+  HCO

3

-

zasada kwas

proton

zasada

HCl  H+ + Cl-

H

2

SO

4

 H+ +

HSO

4

-

CH

3

COOH  H+ +

CH

3

COO-

H

2

CO

3

 H+ + HCO

3

-

HCO

3

-

 H+ +

CO

3

2-

HSO

4

-  H+ +

SO

4

2-

H

3

O+

 H+ + H

2

O

NH

4

+  H+ + NH

3

Kwasy
cząsteczkow
e

Kwasy
anionowe
Kwasy
kationowe

PROTONOWA TEORIA KWASÓW I

ZASAD

38

Wnioski wypływające z teorii Bronsteda:



kwas po oddaniu protonu przechodzi
w zasadę a zasada pobierając
proton przechodzi w kwas;



im

słabsza

jest

zasada

tym

mocniejszy jest kwas tworzący z nią
parę i na odwrót;



wg teorii Brönsteda kwasami są nie
tylko kwasy cząsteczkowe ale także
anionowe i kationowe.

Woda jest rozpuszczalnikiem amfoterycznym,
może bowiem pełnić rolę zarówno:
 ZASADY: HF +

H

2

O

= F- +

H

3

O+

kwas

1

zasada

2

zasada

1

kwas

2

 KWASU: CN- +

H

2

O

= HCN +

OH-
zasada

1

kwas

2

kwas

1

zasada

2

PROTONOWA TEORIA KWASÓW I

ZASAD

39