Roztwory
Roztworem nazywamy jednofazowy układ złożony z rozpuszczalnika i
substancji rozpuszczonej.
Fazą nazywamy jednolitą część układu, o jednakowych właściwościach
fizycznych w całej masie, oddzieloną od reszty układu wyraz
ną
powierzchnią graniczną.
Rozróżniamy roztwory stałe, ciekłe i gazowe. Przykładem stały są stopy.
Gazowe to gaz w gazie.
Roztwory ciekłe można otrzymać przez rozpuszczenie gazu lub ciała
stałego w cieczy, zwanej rozpuszczalnikiem, przez zmieszanie dwóch
cieczy lub przez reakcje chemiczną, której produkt pozostaje w fazie
stałej.
Roztwory rzeczywiste  roztwór w którym substancja rozpuszczona
występuje w postaci pojedynczych atomów, jonów lub cząstek o
wymiarach mniejszych od 1 �m.
Roztwory koloidalne (zole) zawiera cząsteczki substancji rozpuszczonej
większe od 1 �m, a mniejsze od 200 �m.
W roztworach koloidalnych substancja rozpuszczona znajduje się w stanie
rozproszenia koloidalnego.
Jeżeli ziarna fazy rozproszonej (zdyspergowanej) są większe od 200 nm
to układ dyspersyjny nosi nazwę zawiesiny (suspensji).
Ze względu na znaczenie i rozpowszechnienie wody w środowisku roztwory
dzielimy na wodne i niewodne. Z tych ostatnich wyodrębnia się jeszcze
często roztwory w stopionych solach i roztwory w stopionych metalach.
Jeżeli substancja rozpuszczona występuje w całości lub w części w postaci
jonów to są to roztwory elektrolitów np. sól kuchenna w wodzie.
Roztwory nieelektrolitów, gdy substancja występuje w postaci cząsteczek
elektrycznie obojętnych np. roztwór cukru w wodzie.
Elektrolit to substancja, która po rozpuszczeniu dysocjuje na jony.
Roztwory elektrolitów przewodzą prąd elektryczny.
Proces rozpuszczania
Proces rozpuszczania ciał stałych zależy od budowy substancji
rozpuszczanej i rozpuszczalnika. Podczas procesu rozpuszczania muszą
zostać pokonane siły przyciągania między elementami sieci krystalicznej
oraz siły spójności działające między cząsteczkami rozpuszczalnika.
Obydwa te procesy wymagają nakładu energii, która może być pobierana z
otoczenia lub wytwarzana podczas ostatniego etapu rozpuszczania
solwatacji.
Solwatacja  polega na przyłączania się polarnych cząsteczek
rozpuszczalnika do jonów lub cząsteczek substancji rozpuszczanej.
Hydratacja  jest to solwatacja w roztworach wodnych czyli proces
przyłączania cząsteczek wody.
�+
2�-
O
H
�+
oddziaływanie dipol-dipol
H
kryształ NaCl
�+
H
2�-
Na+ Cl- Na+
O
H
�+
Cl- Na+ Cl-
Cl-
Na+
Cl-
Na+
O
H H
Hydratacja jonów Na+ i Cl-
H
H
H
H
H
O
O
H
H
O
H
O
H
H
O
H
O
H
H
H
H
H
O
O
H
O
H
H
H
O
Podczas rozpuszczania mogą zachodzić 3 rodzaje oddziaływań:
1. Oddziaływanie cząsteczek substancji rozpuszczanej
cząsteczka rozpuszczana  cząsteczka rozpuszczana "H1
2. Oddziaływanie cząsteczek rozpuszczalnika
cząsteczka rozpuszczalnika  cząsteczka rozpuszczalnika "H2
3. Oddziaływanie cząsteczka substancji rozpuszczanej  cząsteczka
rozpuszczalnika "H3
"H1 i "H2 to procesy endotermiczne
"H3 to proces egzotermiczny
Solwatacja jest procesem egzotermicznym
Jeżeli energia solwatacji jest większa od energii potrzebnej do pokonania
sił spójności to rozpuszczanie jest procesem egzotermicznym (wydziela się
ciepło np. rozpuszczanie NaOH)
W przeciwnym przypadku energia może być pobrana z układu, takiemu
procesowi towarzyszy obniżenie temperatury roztworu np. rozpuszczanie
NH4NO3
Rozdzielone Rozdzielone Rozdzielone Rozdzielone
+ +
cz. rozp. cz. s. rozp. cz. rozp. cz. s. rozp.
(2) (2)
Rozp + Rozdzielone cz. s. rozp. Rozp + Rozdzielone cz. s. rozp.
(3) (3)
(1) (1)
Rozp + s.rozp.
Roztwór
"Hrozp< 0 "Hrozp> 0
Roztwór
Rozp + s.rozp.
(egzoterm) (endoterm)
Mechanizm rozpuszczania zależy od budowy substancji stałej i
rozpuszczalnika.
Jeżeli rozpuszczaniu ulega związek o sieci cząsteczkowej to w roztworze
znajdują się pojedyncze solwatowane cząsteczki tego związku. Taki
roztwór nie przewodzi prądu, cząsteczki nie przemieszczają się w polu
elektrycznym.
Rozpuszczenie kryształy jonowego polega na oddzieleniu od siebie jonów
występujących w sieci krystalicznej. Wiązanie jonów ma charakter czysto
elektrostatyczny, rozpuszczalnik tym bardziej zmniejsza oddziaływanie
między jonami, im większe jest jego stała dielektryczna
Q1�Q2
F =
4Ą�o �rr2
Solwatacja jonów przez cząsteczki rozpuszczalnika ułatwia rozpuszczanie,
ponieważ wiąże jony wyrwane z sieci krystalicznej. W wyniku rozpuszczania
w roztworze znajdują się pojedyncze silnie solwatowane jony, roztwór
przewodzi prąd elektryczny.
Jony mogą również powstać podczas rozpuszczania niektórych substancji o
silnie spolaryzowanym wiązaniu kowalencyjnym.
Gazowy i ciekły HCl nie przewodzi prądu, ale pod wpływem dipoli
rozpuszczalnika, następuje najpierw wzrost polaryzacji wiązania, a
następnie rozpad na solwatowane jony, czyli dysocjacja elektrolityczna.
W wodzie, która jest rozpuszczalnikiem polarnym i ma dużą stałą
dielektryczną i dobrze się rozpuszczają związki zbudowane z jonów (NaCl)
lub tworzące jony w wyniku rozpuszczania (HCl) lub związki zbudowane z
cząsteczek polarnych ( kwas octowy, aceton).
Cząsteczki, które nie są dipolami słabo oddziaływają z polarnymi
cząsteczkami wody, dlatego rozpuszczalność takich substancji jak benzen,
czterochlorek węgla jest znikoma w wodzie. Natomiast benzen i
czterochlorek węgla mieszają się z sobą w dowolnych stosunkach.
Obowiązuje ogólna zasada, ciecze polarne są dobrymi rozpuszczalnikami
substancji polarnych, ciecze niepolarne dobrymi rozpuszczalnikami
substancji niepolarnych.
Proces rozpuszczania może być procesem odwracalnym, przez usunięcie
rozpuszczalnika np. przez odparowanie, można odzyskać substancję
rozpuszczoną.
rozpuszczanie
Rozpuszczalnik + substancja rozpuszczona roztwór
krystalizacja
Krystalizacja może następować w roztworze nasyconym tzn. takim gdzie
występuje równowaga między fazą stałą i ciekłą.
Każdą substancję stałą cechuje rozpuszczalność. Jest to maksymalna ilość
tej substancji, która może się rozpuścić w określonej masie lub objętości
danego rozpuszczalnika.
Jeżeli roztwór zawiera mniej substancji rozpuszczonej niż wynosi
rozpuszczalność to takie roztwory nazywamy nienasyconymi, jeżeli więcej
to nasyconymi.
Występują też roztwory przesycone, to takie roztwory, gdzie w jednostce
objętości lub masy rozpuszczalnika znajduje się więcej substancji
rozpuszczonej niż wynosi rozpuszczalność, ale nie występuje faza stała.
Rozpuszczalność substancji stałych wzrasta z temperaturą.
Stężenie roztworów (sposoby wyrażania stężeń roztworów)
Ilościowy skład roztworu określa się podając jego stężenie.
Stężenie roztworu jest to stosunek ilości substancji rozpuszczonej do
ilości rozpuszczalnika.
Stężenie roztworu można podawać w różnych jednostkach, w zależności od
tego w jaki sposób wyrażono ilość substancji rozpuszczonej (jednostka
masy, objętości czy liczności).
Stężenie molowe (licznościowe) jest to stosunek liczności substancji
rozpuszczonej do objętości roztworu:
m
n
c = = [ mol/ dm3 ]
V
MV
Stężenie molowe jest to ilość moli substancji zawartej w 1 dm3 roztworu.
Stężenie masowe nazywamy stężeniem wagowym, ułamkiem wagowym lub
ułamkiem masowym, jest to stosunek masy substancji do masy roztworu
Stężenie procentowe (masowe) (m/m) jest to liczba jednostek masy
substancji rozpuszczonej przypadającej na sto jednostek masy roztworu
(ilość g substancji w 100 g roztworu).
ms
cp= � 100%
mroz + ms
Stężenie procentowe może być podawane w procentach objętościowych
(v/v), gdy mieszamy gazy lub ciecze.
Czasami również podajemy w % (m/v) np.. ilość g w 100 ml roztworu.
Innymi jednostkami są np. ułamek molowy, ilość g substancji w 100g
rozpuszczalnika, stężenie normalne.
stosunek liczby moli jednego
n1
ułamek molowy
składnika do sumy liczby moli
x1=
wszystkich składników roztworu
n1 + n2
Zaleca się używanie stężenia molowego i procentowego.
Śladowe ilości zanieczyszczeń w środowisku podaje się w innych
jednostkach np. mg/dm3, jednostka taka określona jest jako
ppm (parts per million)
1 ppm = 1�10-4%= 1 �g/g = 1mg/kg = 1mg/dm3 = 1 g/tona
Mniejszymi jednostkami są ppb (parts per billion) 1 ppb = 1�10-7%
ppt (parts per trillion ) 1 ppt = 1�10-10%
Reakcje w roztworach
Większość reakcji zachodzących w środowisku przebiega w wodzie. Np.
taka reakcja o dużym znaczeniu w przyrodzie jak rozpuszczanie skał
wapiennych:
CaCO3�! + CO2 + H2O Ca(HCO3)2
Wiele tych reakcji pomiędzy składnikami mineralnymi przebiega między
jonami, dlatego wiele reakcji wystarczy zapisać jonowo np. reakcja
neutralizacji:
HCl + NaOH NaCl + H2O
H+ + Cl- + Na+ + OH- Na+ + Cl- + H2O
H+ + OH- H2O
Jonowo zachodzą reakcje pomiędzy elektrolitami. Reakcja
zobojętnienia to reakcja pomiędzy H+ a OH-, w wyniku reakcji powstaje
woda, która nie jest elektrolitem, nie jest zdysocjowania.
Zasady zapisu jonowego:
1. Tylko mocne elektrolity są zapisywane jonowo.
2. Cząsteczkowo zapisujemy rozpuszczalne słabe
elektrolity i nieelektrolity, jak również substancje
nierozpuszczalne.
3. Jony, które nie biorą udziału w reakcji są pomijane.
W reakcjach jonowych bardzo często powstają, wytrącają się
osady trudnorozpuszczalne.
Reguły dotyczące rozpuszczalności soli i wodorotlenków:
Substancje nieorganiczne rozpuszczalne w wodzie:
NO3- wszystkie są rozpuszczalne
CH3COO- wszystkie są rozpuszczalne
ClO3-, ClO4- wszystkie są rozpuszczalne z wyjątkiem KClO4
Cl- wszystkie są rozpuszczalne z wyjątkiem AgCl, Hg2Cl2, PbCl2
Br- wszystkie są rozpuszczalne z wyjątkiem AgBr, Hg2Br2, PbBr2
I- wszystkie są rozpuszczalne z wyjątkiem AgI, Hg2I2, PbI2
SO42- wszystkie są rozpuszczalne z wyjątkiem CaSO4, SrSO4,
BaSO4, PbSO4, Hg2SO4
Substancje nieorganiczne nierozpuszczalne w wodzie:
S2- wszystkie są nierozpuszczalne z wyjątkiem litowców
berylowców i (NH4)2S
CO32- wszystkie są nierozpuszczalne z wyjątkiem litowców i
(NH4)2CO3
PO43- wszystkie są nierozpuszczalne z wyjątkiem litowców i
(NH4)3PO4
SO32- wszystkie są nierozpuszczalne z wyjątkiem litowców i
(NH4)2SO3
OH- wszystkie są nierozpuszczalne z wyjątkiem litowców i
Ba(OH)2, Sr(OH)2, Ca(OH)2
Rozważano następujące kationy : litowce, berylowce
NH4+, Ag+, Al3+, Cd2+, Co2+, Ni2+, Cr3+, Cu2+, Fe3+, Fe2+, Hg22+, Hg2+, Mn2+, Pb2+,
Sn2+
Czynniki kierujące reakcją chemiczną w roztworze
Reakcje chemiczne zachodzi w roztworze jeżeli w układzie występują
pewne siły kierujące tą reakcją. Nie wystarczy połączyć w roztwory np.
BaCl2 i KNO3, aby zaszła reakcja. Bo w wyniku takiego połączenia nie
powstanie Ba(NO3)2 i KCl, w roztworze będą występować tylko jony tych
soli.
Taką siła kierującą reakcją chemiczną może być tworzenie się gazu, osadu,
powstanie nielektrolitu, zmiana stopnia utlenienia.
1. wytrącanie osadu
2. powstanie nielektrolitu np. H2O
3. powstawanie słabego elektrolit zdysocjowanego w małym stopniu np.
kwasu octowego
4. zmiana stopnia utlenienia i redukcji pierwiastków
5. tworzy się lub rozpada wiązanie kowalencyjne.
6. powstaje w reakcji gaz
O
3 C2H5OH + Cr2O72- + H+ 3 CH3- C-H + Cr2O3�! + 4 H2O
wiązanie kowalencyjne
CO32- + 2 H+ = CO2ę! + H2O
wydzielanie gazu
SO32- + 2 H+ = SO2ę! + H2O
MnS�! + 2 H+ = Mn2+ + H2Sę!
Synteza związków nieorganicznych
Synteza nowych związków jest ważnym aspektem chemii. Jeśli
syntetyzujemy nowy lek lub związek, który występuje w przyrodzie to
wymaga dużej intuicji chemicznej i wielu badań. Otrzymanie soli w wyniku
reakcji w roztworze, można przeprowadzić dość łatwo, uwzględniając
rozpatrywaną siłę kierującą daną substancją.
Załóżmy, że chcemy otrzymać PbSO4. Jak wiadomo, jest to substancją
nierozpuszczalna w wodzie:
1o Na2SO4 + Pb(NO3)2 PbSO4�! + 2 NaNO3
Najczęściej wybieramy dwie sole dobrze rozpuszczalne np. azotany lub
chlorki danego kationu i sole sodowe, potasowe lub amonowe danego anionu.
Należy stosować stechiometryczne ilości danych soli; rozważając czasami
nadmiar jednego ze składników. Następnie odsącza się osad, przemywa i
suszy.
2o PbO + H2SO4 PbSO4�! + H2O
Odsącza się PbSO4, stosuje się niwielki nadmiar kwasu, aby PbO całkowicie
się rozpuścił
Inny przykład: otrzymywanie soli rozpuszczalnej w wodzie CuBr2
1o CuSO4 + BaBr2 BaSO4�! + CuBr2
Należy wybrać tak, aby druga sól wytrąciła się w roztworze i po
odsączeniu należy odparować przesącz
Alternatywna metoda:
1o CuCO3 + HBr CuBr2 + H2O + CO2ę!
Równowaga w wodnych roztworach elektrolitów
Pojęcie kwasów i zasad
Elektrolitami nazywamy te substancje, które rozpuszczając się w wodzie
lub innych rozpuszczalnikach na jony dodatnie i ujemne, czyli ulegają
dysocjacji ( Svante Arrhenius 1887 r)
Dysocjacją nazywamy rozpad na jony pod wpływem rozpuszczalnika
Może to być:
- uwalnianie jonów z sieci krystalizacyjnej, zachodzące w trakcie
rozpuszczania związków o budowie jonowej np. soli w rozpuszczalniku
polarnym
NaCl Na+ + Cl- Na3PO4 3 Na+ + PO43-
-tworzenie jonów z cząsteczek wprowadzonych do roztworów w wyniku
ich reakcji z cząsteczkami polarnego rozpuszczalnika
NH3 + H2O "! NH4+ + OH- CH3COOH + H2O "! CH3COO- + H3O+
HCl + H2O "! H3O+ + Cl-
- rozpad na jony pewnej liczby cząsteczek rozpuszczalnika np. wody
2 H2O "! H3O+ + OH-
lub ciekłego amoniaku
2 NH3 NH4+ + NH2-
Pojęcie dysocjacji elektrolitycznej zostało wprowadzone przez
Arrheniusa. Nie wszystkie elektrolity ulegają całkowitemu rozpadowi na
jony. Dysocjację można scharakteryzować przy użyciu stopnia dysocjacji.
Stopień dysocjacji ą to liczba określająca jaka część elektrolitu uległa
dysocjacji.
liczba cząsteczek zdysocjowanych
ą =
liczba cząsteczek przed dysocjacją
Elektrolity, które ulegają całkowitej dysocjacji (stopień dysocjacji
wynosi ą = 1 lub jest bliski jedności) nazywamy mocnymi.
Elektrolity, które tylko w małej części są zdysocjowane, dla których
ą � 1 nazywamy słabymi.
Mocne elektrolity to substancje o budowie jonowej, większość soli i
wodorotlenki litowców i berylowców np. KCl, NH4Cl, KNO3, NaOH, Ba(OH)2.
Elektrolitami są także substancje o cząsteczkach kowalencyjnych. W tym
przypadku jony powstają dopiero wskutek oddziaływania cząsteczek z
rozpuszczalnikiem.
Elektrolity tej grupy mogą być elektrolitami słabymi (liczne kwasy
organiczne, amoniak hydrazyna), jak i elektrolitami mocnymi (kwas siarkowy,
nadchlorowy, azotowy, solny).
Przewodnictwo elektrolitów (przewodniki II rodzaju) (właściwe) d" 10-2 &!-1m-1
Przewodnictwo właściwe metali (przewodniki I rodzaju) 106  108 &!-1m-1
Jony w czasie procesu rozpuszczania ulegają solwatacji (hydratacji).
Jest to powód, dlaczego cząsteczka HCl dysocjuje w wodzie na jony i
można otrzymać stężone roztwory HCl d=1.19 g/ml cp= 37-38% H" 12 mol/l
HCl może oddziaływać z cząsteczką wody:
O H
H
Cl- +
O H
Cl H
H
H
W wyniku tej reakcji proton- jon H+ jest przeniesiony z cząsteczki HCl do
cząsteczki H2O. W ciekłej wodzie może występować wiązanie wodorowe.
Występowanie wiązania wodorowego w wodzie jest odpowiedzialne za
specyficzne własności wody ( wysoka polarność, wysoka temperatura
topnienia i wrzenia ). Badania wykazały, że jony H+ występują w wodzie
częściowo w postaci H3O+. Jony H+ muszą się dopasować do struktury
ciekłej wody, dlatego możliwe są także jony takie jak H2O2+, H9O4+.
Stwierdzono występowanie soli, gdzie jon H3O+ zwany oksoniowym
(hydroniowym) występuje w sieci krystalicznej soli. Dlatego mogą
występować i mogą być wyizolowane jony H3O+ Cl-, H3O+ ClO4-.
H
H
H
H
O
O
O
O
H
H
H
H
H H
H
O
H
O
H
H
Jon oksoniowy wykazuje dużą tendencje do tworzenia wiązania
wodorowego z sąsiednimi cząsteczkami wody. Zarówno H+ag i H3O+aq są
używane do reprezentowania uwodnionego jonu wodorowego. Dlatego
możemy zapisać
HCl + H2O H3O+ + Cl-
HCl H+ + Cl-
Dlatego używając oznaczenia H+ag lub H3O+aq należy pamiętać, że roztwór
kwaśny powstaje w wyniku reakcji chemicznej przeniesienia protonu od
kwasu do wody.
Pojęcie kwasu i zasad. Teorie kwasów i zasad
Jedną z najważniejszych klasyfikacji chemicznych substancji jest podział
tych substancji na kwasy i zasady. Od dawnych czasów stwierdzono, że
pewne substancje mają kwaśne smak i mogą rozpuszczać aktywne metale
jak Zn lub Sn. Poza tym pewne roślinne barwniki przybierały
charakterystyczną barwę jak lakmus (czerwoną) z kolei zasady cechował
gorzki smak (magnezja Mg(OH)2), śliski dotyk i zabarwiały lakmus na
niebiesko. W wyniku reakcji kwasów z zadami tworzyły się sole, o zupełnie
innych cechach.
Teoria jonowa Arrheniusa
Wg tej teorii kwasy to substancje, które odszczepiają w roztworach
wodnych jon wodorowy:
HA H+ + A-
zasady odszczepiają jon wodorotlenowy (hydroksylowy)
MOH M+ + OH-
Solami są substancje otrzymywane w reakcji kwasu z zasadą (reakcje
zobojętnienia). Nomenklatura taka przyjęła się i jest powszechnie
dotychczas stosowana. Postępy w rozwoju chemii doprowadziły do stanu,
gdy te definicje kwasu i zasady stały się niewystarczające. Teoria
Arrheniusa dotyczyła roztworów wodnych, ponadto nie zaliczała do kwasów i
zasad substancji lub jonów, które powodują zmianę stężenia jonów
wodorowych np. NH3, NH4+, SO32-. Powstały bardziej ogólne teorie kwasów i
zasad.
Teoria Br�nsteda i Lowry ego
Definicja kwasu i zasady wg Br�nsteda i Lowry ego pozwala na bardziej
przejrzyste ujęcie szeregu zjawisk zachodzących w roztworach wodnych
(dysocjacja kwasów, hydroliza). Można się definicją posługiwać przy
rozpatrywaniu zjawisk zachodzących w roztworach niewodnych.
zgodnie z definicją Br�nsteda i Lowry ego:
kwas jest substancja zdolna do oddawania protonów
zasada jest substancja zdolna do przyłączania protonów
kwas  donor protonów zasad- akceptor protonów
A B + H+
Kwas A oddając proton H+ staje się zasadą B.
Zasada B przyłączając proton H+ staje się kwasem B.
Mówimy, że zasada B jest zasadą sprzężoną z kwasem A
Aby w roztworze mogła zajść reakcja polegająca na przekazaniu od
kwasu do zasady (lub odwrotnie), czyli reakcja proteolityczna to
oprócz kwasu A1 musi być obecna zasada B2 zdolna do pobrania
protonu
A1 + B2 B1 + A2
Kwas A1 tracąc proton przechodzi w sprzężoną zasadę B1. Zasada B2
zyskując proton przechodzi w sprzężony z nią kwas A2. Zawsze kwas
Br�nsteda ma sprzężoną zasadę i odwrotnie.
Rolę zasady B2 może spełniać cząsteczka rozpuszczalnika.
HCl + H2OCl- + H3O+
A1 B2 B1 A2
Rolę kwasu może spełniać także jon ujemny lub dodatni
HSO4- + H2OSO4- + H3O+
A1 B2 B1 A2
NH4+ + H2ONH3 + H3O+
A1 B2 B1 A2
W tych reakcjach woda spełnia rolę zasady, ale może być także kwasem
NH3 + H2ONH4+ + OH-
B1 A2 A1 B2
jon jest zasadą CO32- + H2OHCO3- + OH-
B1 A2 A1 B2
Para sprzężony kwas-zasada są powiązane zawsze równowaga jak
powyższych równaniach.
Jeżeli rozpatrzymy równanie dysocjacji amoniaku:
NH3 + H2ONH4+ + OH-
Równanie rekcji może być przesunięta w prawo lub w lewo. W naszym
przypadku jest przesunięta w kierunku substratów. Z tego faktu wynika
interesujący wniosek. Im łatwiej substancja daje proton, tym trudniej
sprzężona zasada przyłącza proton. I odwrotnie. Im zasada łatwiej
akceptuje proton, tym sprzężony kwas trudniej oddaje proton. Albo
inaczej:
Jeżeli kwas jest mocniejszy to jego sprzężona zasada jest słabsza
Im zasada jest mocniejsza tym sprzężona kwas jest słabszy
ZASADA
KWAS
Cl-
HCl
100%
Zaniedby-
HSO4-
H2SO4
dysocjacji
Mocny walnie
NO3-
HNO3
w H O
Słaba
2
H2O
H+(aq)
SO42-
HSO4-
Średnio
Bardzo
H2PO4-
H3PO4
Mocny
Słaba
HF F-
CH3COO-
CH3COOH
HCO3-
H2CO3
Słaby Słaba
H2S S-
HPO42-
H2PO4-
NH3
NH4+
CO32-
HCO3-
Bardzo
Średnio
HPO42- PO43-
Słaby
Mocna
OH-
H2O
S2-
HS-
Zaniedby- 100%
Mocna
OH- O2-
walnie protonacji
w H O
Słaby
H- 2
H2
y
ost mocy zasad
Wzr
u
ost mocy kwas
Wzr
Rysunek przedstawia pary niektórych zasad i sprzężone zasady. Np.. HCl
jest dobrym donorem w stosunku do H2O, ponieważ sprzężona zasada Cl-
bardzo słabo przyłącza protony, o wiele słabiej niż woda.
Należy podkreślić, że wodorotlenek potasu i inne wodorotlenki metali nie
stanowią właściwie zasad w sensie teorii Br�nsteda. Zasadą jest jon
hydroksylowy zawarty w nich OH-, wykazujący silne powinowactwo do
protonów:
OH- + H3O+ 2 H2O
Jeszcze silniejsze powinowactwo do protonów wykazuje jon tlenkowy O2-
występuje w Na2O i CaO reagujący jonami oksoniowymi zawartymi w
roztworze :
O2- + H3O+ OH- + H2O
Dysocjacja wody i pH
Woda wykazuje zdolność pobierania protonów (w obecności kwasów) jak
i oddawania ich (w obecności zasad). W zupełnie czystej wodzie nie
zawierającej ani kwasów ani zasad woda ulega w bardzo małym stopniu
autodysocjacji. Jest to reakcja autoprotolizy
H2O + H2OH3O+ + OH-
ponieważ
[H3O+]�[OH-]
[H3O+] i [OH-] � [H2O]
Kw =
[H2O]2
można przyjąć [H2O] = const
Kw � [H2O] = [H3O+] � [OH-]
Kw = [H3O+] � [OH-] = 1.0�10-14 w temp. 298 K
Iloczyn jonowy wody
Jon H3O+ zapisuje się często w sposób uproszczony jako H+. W czystej
wodzie i w roztworach, w których nie ma dodatkowych z
ródeł H+ ani OH-,
oba te jony występują w stężeniu molowym równym 10-7.
Dodanie kwasu zwiększa stężenie [H3O+] i, jednocześnie, zmniejsza
stężenie [OH]-; dodatek zasady powoduje efekt przeciwny.
Podstawą skali pH jest następująca definicja:
pH = -log10[H3O+]
pH czyli ujemny logarytm ze stężenia jonów wodorowych, nazywany też
wykładnikiem jonów wodorowych
Woda o odczynie obojętnym ma pH = 7;
[OH-] = [H+] = 1�10-7 mol/dm3 pH = -log 1�10-7= 7
pH roztworów kwaśnych jest niższe (zwykle w przedziale 0-7),
cH > 1�10-7 mol/dm3
a roztworów alkalicznych (zasadowych)  pH jest wyższe (7-14).
cOH > 1�10-7 mol/dm3
Tak więc w roztworach zasadowych wartość [OH-] jest większa niż
wartość [H+].
Kw = [H3O+] � [OH-] = 1.0�10-14
-log Kw = - log [H3O+]  log [OH-] = 14
pKw= pH + pOH pOH = - log [OH-]
cH 100 10-1 10-2 10-3 10-4 10-5 10-6 10-7 10-8 10-9 10-10 10-11 10-12 10-13 10-14
cOH 10-14 10-13 10-12 10-11 10-10 10-9 10-8 10-7 10-6 10-5 10-4 10-3 10-2 10-1 100
0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
pH
14 13 12 11 10 9 8 7 6 5 4 3 2 1 0
pOH
Do oznaczania pH można stosować wskaz
niki kwasowo-zasadowe oraz
papierki wskaz
nikowe. Obecnie stosuje się pomiar z użyciu elektrod pH-
czułych i pH-metru.
oranż metylowy pH 3.1-4.4 czerwona  żółta
fenoloftaleiny pH 8.3-10.0 bezbarwna- czerwona
błękit tymolowy pH 1.2-2.8 czerwona- żółta
czerwień metylowy pH 4.2-6.3 czerwona- żółta
Kwasy i zasady słabe i mocne
Dla kwasu HA ulegającemu w reakcji protolizy (jonizacji, dysocjacji)
możemy zapisać stała równowagi nazywaną stała kwasowości albo stałą
dysocjacji kwasowej Ka
HA + H2OH3O+ + A-
[H3O+]�[A-]
Ka =
[HA]
Często wartość tej stałej wyraża się w postaci pKa, które definiuje się
następująco:
pKa = -log Ka
Stała dysocjacji dobrze charakteryzuje indywidualne właściwości kwasowe
cząsteczek i nie zależy od stężenia. Jest parametrem, który określa moc
różnych kwasów. Porównując moc dwóch różnych kwasów musimy uwzględnić
ich dysocjacje w roztworze wodnym, która zależy od dwóch czynników-
tendencji do oddawania protonów oraz stężenia kwasu.
Kwas HA A- Ka pKa
Chlorowodorowy HCI Cl- 107 -7
Siarkowy(VI) H2SO4 HSO4- 102 -2
Azotowy(V) HNO3 NO3- 25 -1.4
Bromowodorowy HBr Br- 3�109 -9.5
Jodowodorowy HI I- 1010 -10
Jon oksoniowy H3O+ H2O 1 0
Jon HSO4- SO42- 1.2�10-2 1.92
wodorosiarczanowy
Octowy CH3COOH CH3COO- 1.8�10-5 4.74
Fosforowy H3PO4 H2PO4- 7.5�10-3 2.12
Jon żelaza(lll) [Fe(H2O)6]3+ [Fe(H2O)5OH]2+ 10-2 2
Fluorowodorowy HF F- 3.5�10-4 3.45
Jon glinu(lll) [AI(H2O)6]3+ [AI(H2O)5OH]2+ 10-5 5
Węglowy H2CO3 HCO3- 4.3�10-7 6.37
Jon amonowy NH4+ NH3 5.6-10-10 9.25
Cyjanowodorowy HCN CN- 4.9�10-10 9.31
Woda H2O OH- 10-14 14
Amoniak NH3 NH2- 10-38 38
Azotawy HNO2 NO2- 4.5 �10-4 3.35
Benzoesowy C6H5COOH C6H5COO- 6.5 �10-5 4.18
Fenol C6H5OH C6H5O- 1.3 �10-10 9.89
Podchlorowy HClO ClO- 3.0 �10-8 7.52
Im że większym wartościom Ka odpowiadają mniejsze wartości pKa.
Wartości Ka i pKa wybranych związków chemicznych podane są w tabeli.
Jeśli pKa < 0 (czyli Ka > 1), równowaga reakcji dysocjacji
kwasowej przesunięta jest silnie w prawo, a HA jest mocnym
kwasem. Mocne kwasy są prawie całkowicie zdysocjowane w
roztworze.
Kwasy, dla których pKa > 0 (czyli Ka< l), ulegają tylko częściowej
protolizie i określamy je jako kwasy słabe. Słabe kwasy
zdysocjowane są w bardzo niewielkim stopniu.
W środowisku wodnym do mocnych kwasów należą HCl i H2SO4, a np.
HF i CH3COOH zaś są kwasami słabymi.
W podobny sposób, na podstawie równowagi reakcji
B + H2OBH+ + OH-
[BH+]�[OH-]
Kb =
pKb = -log Kb
[B]
można zdefiniować stałą zasadowości Kb, i odpowiadającą jej wartość pKb.
Wyróżniamy mocne zasady o pKb < 0, dla których równowaga
reakcji dysocjacji przesunięta jest silnie w prawo (przykłady
takich zasad to O2- i NH2-) oraz słabe zasady o pKb > 0 (np. NH3
i F-, dla których pKb wynosi, odpowiednio, 4,75 i 10,55).
Stosowanie pKb nie jest jednak konieczne, ponieważ stałą zasadowości
można powiązać ze stałą autoprotolizy, tak że
pKb = 14 - pKa
Zasada B BH+ Kb pKb
Amoniak NH3 NH4+ 1.8�10-5 4.75
Pirydyna C5H5N C5H5NH+ 1.7�10-9 8.77
+
Hydroksyloamina NH2OH NH3OH 1.1�10-8 7.96
Metyloamina CH3NH2 CH3NH3+ 3.6�10-4 3.44
Nikotyna C10H14N2 C10H14N2H+ 1.0�10-6 6.0
Jon węglanowy CO32- HCO3- 1.8�10-4 3.74
Trietyloamina (CH3)3N (CH3)3NH+ 1.0�10-3 3.0
Dietyloamina (CH3)2NH (CH3)2NH2+ 5.4�10-4 3.26
Stała dysocjacji Ka i Kb możemy uważać za miarę mocy kwasu lub
zasady. Im stała dysocjacji kwasu lub zasady jest większa tym przy
danym stężeniu dysocjacja jest dalej posunięta i kwas lub zasada są
mocniejsze.
Zależność pomiędzy stała dysocjacji a stopniem dysocjacji.
Prawo rozcienczeń Ostwalda
HA + H2OH3O+ + A-
[H3O+]�[A-]
Ka =
[HA]
[H3O+] = ą�c
Jeżeli stopień dysocjacji wynosi ą (alfa) to:
[A-] = ą�c
[HA] = c- ą�c = c (1-ą)
ąc� ąc
Ka =
c(1-ą)
Prawo rozcienczeń Ostwalda
ą2 c
Ka = K= ą2�c
jeżeli ą � 1 to
1-ą
Ka
jeżeli c to ą
ą =
c
Zależność między Ka i Kb
Jeżeli napiszemy równania dyscocjacji amoniaku:
Kb
[NH4+]�[OH-]
NH3 + H2ONH4+ + OH-
Kb =
[NH3]
Ka
[NH3]�[H3O+]
NH4+ + H2ONH3 + H3O+
Ka =
[NH4+]
Ka�Kb = Kw=1�10-14 pKa + pKb = 14
Mając wartość Ka można obliczyć Kb
pH mocnych kwasów i zasad
pH roztworów mocnych kwasów wyliczmy zakładając całkowitą dysocjacje
mocnego kwasu, wtedy pH jest równe:
pH = - log ckwasu
Podobnie dla mocnych zasad :
pOH = - log czasady pH= 14 - pOH
pH ma sens do stężenia kwasu ckwasu= 1.0 mol/dm3,
jeżeli ck>1.0 to pH nie ma sensu bo pH przyjmuje wartości
ujemne spoza skali pH.
pH słabych kwasów i zasad
Wyliczając pH słabych kwasów i zasad należy uwzględnić
stężenie kwasu lub zasady oraz stała dysocjacji.
HA + H2OH3O+ + A-
[H3O+]�[A-] Jeżeli c oznacza stężenie kwasu
Ka =
[HA]
[A-]=[H3O+]=[H+]
[HA]= c - [H+]
[H+]2
Ka = po uporządkowaniu powstaje
c  [H+]
równanie kwadratowe
- b ą "
[H+]2 + Ka[H+]  Ka c = 0
x1,2 =
2a
2
" = b2 - 4ac
-Ka ą Ka + 4Kac
[H+ ]1,2 =
2
Jeżeli c [H+] to możemy przyjąć uproszczenia:
[H+]2 [H+]2 = Ka c
Ka =
c
[H+] = Ka c
[H+] = Ka c
Po logarytmowaniu i pomnożeniu przez (-1) otrzymamy:
pH = � pKa- �log c
Podobnie dla słabych zasad otrzymujemy analogiczne
równania wyliczając pOH:
B + H2OBH+ + OH-
[BH+]�[OH-]
Kb =
[B]
[OH-]2
Ka =
[OH-]2 + Ka[OH-]  Ka c = 0
c  [OH-]
-Kbą K2 + 4Kbc
b
[OH-]1,2 =
2
Jeżeli c [OH-] to możemy przyjąć uproszczenia:
[OH-] = Kb c
pH = 14  � pKb + � log c