Definicjca teorii Lewisa (1938).

Zasada - stanowi kazda substancja czasteczka lub jon które zawieraja wolne pary elektronowe i może stac się ich donorem.

Kwas - dowolna substancja czasteczka lub jon , które ze względu na obecnosc tzw luki elektronowej może stac się akceptorem pary elektronowej od zasady które mogą przyjmowac jedna lub wiecej par elektronowych na niezapelnione powloki elektronowe.

Oparta jest na zdolnosci przylaczania par elektronowych.

Reakcja kwas - zasada - sprawdza się zatem do stworzenia wiazania koordynacyjnego kosztem pary elektronowej zasady.

Cu2+ + 4 : NH3 = [Cu(NH3)4]2+

Ag+ + 2 : CN- = [Ag(CN)2]-

BF3 + : F- =BF4-

SO3 + : O2- = SO42-

H+ (kwas akceptor) + : NH3(zasada donor) =NH4+(sol)

Szczególnie mocnymi kwasami Lewisa sa kationy metali przejsciowych jak np. Cu2+, Ag+. Wzrost ladunku dodatnich jonu przy jednoczesnym zmiejszeniu promienia jonowego powieksza moc kwasu.

Teoria Lewisa nie jest w sprzecznosci z teoria Bronsteda lecz stanowi jej poszerzenie. Wedlug niej kwasami mogą być zwiazki dla których przedtem takich wlasciowsci nie przewidywano BF3 , AlCl3

Teoria prokalityczyna wykazuje analogiczny charakter teorii Lewisa jak np. HF

H2O: + HF = [H@O:HF] = H3O+ + F-

Rozpuszczalnosc kwasów i zasad = 4 teorie rozpuszczalnosci kwasow i zasad

• Zobojetnianie - kwasy i zasady mogą się zobojetniac

• Kwasy i zasady mocne - miara kwasowaosci przy obecnosci wskaznikow lakmus oranz metylowy, fenoloftaleine.

• Kwasy i zasady - katalizuje rekacje.

• Kwasy i zasady - mogą się zastepowac parami wszystkich zwiazkow

Rekacja ZOBOJETNIANIA - reakcje kwasow z zasadmi zachodzi pomiedzy jonami H+ pochodzacymi z kwasu OH- z zasady (alkasymateria).

W zaleznosci od mocy reagujacych kwasow i zasad reakcje zobojetniania można podzielic na grupy:

• Mocny kwas + mocna zasada

• Mocny kwas + slaba zasada

• Slaby kwas + mocna zasada

• Slaby kwas + slaba zasada

Powstaje dobrze zdysocjonowana sol i tworzy się woda.

MOCNY KWAS + SLABA ZASADA = w wyniku miareczkowania slaba zasada + mocny kwas powstaje sol które w roztowrze wodnym ma odczyn kwasowy np. chlorek amonu. Odczyn kwasny pH < 7.

NH3aq + H+ + Cl- = NH4+ + CL- + H2O który pod wplywem H2O hydrolizuje:

NH4+ +CL- + H2O = NH3aq + H+ + Cl- tworzy się malo zdysocjonowana zasada slabo i dobrze zdysocjonowany kwas.

Zmiana Ph podczas miareczkowania np. roztworow amoniaku z kwasem solnym. NH3 przed miareczkowania pH - 10 w miare dodawania kwasu pH roztowru maleje i wystepuje pH 7-4

SLABY KWAS + MOCNA ZASADA

CH3COOH + Na+ + OH- = CH3COO- + Na+ +H2O

Punkt rownowartosci znajduje się miedzy Ph 8-9 jest to spowdowane powstaniem soli octanu sodu która wykazuje odczyn allkaliczny. Powstala przez hydrolize soli Octan sodu reaguje z H2O w wyniku czego powstanie slabo zdysocjonowany kwas i mocna zasada

CH3COO- + Na+ +H2O = Ch3COOH + Na+ + OH-

Przewaga jonow OH- wskazuje ze odczyn jest zasadowy.

MOCNY KWAS + MOCNA ZASADA = HCL + NaOH

HCL + NaOH - NaCl + H2O

PH = 7 obojetne. Sol NACl nie podlega hydrolize dlatego po dodaniu kwasu do zasada pH zmienia się bardzo powoli.

Stopien dysocjacji - stosunek liczby czastek elektrolitu zdysocjonowanych na jony do calkowitej liczby rozpuszczalnych czasteczek elektrolitu.

Elektrolity mocne - to substancja nieulegajace calkowitemu rozpadowi na jony niezalezne od stezenia

Elektrolity slabe - to subsjtancja ulegajaca calkowitemu rozpadowi na jony w sposób ograniczony.

Alfa - n(liczba czastek zdysocjonowanych)/N(calkowita liczba czastek)

Stopien dysocjacji - można wyznaczyc metodami podwyzszenia temperatury obnizenia temperatury, wrzenie roztowru, krzepniecie roztowru, może się zmienic w zaleznosci od natury rozpuszczalnika od ilosci ropuszczalnike temperatury obecnosc innych elektrolitow.

Mocne - calkowite zdyscojonowanie na jony zarowna w roztorach rozczenczonych jak i stezonych. 2~1 Alfa - 100% stopien dysocjacji HCl HNO3 HclO4 H2SO4

Slabe - H2SO3, HCN, H2CO3 Alfa <<1

Srednie - H3PO4, Mg(OH)2

Stala dysocjacji - stosunek stezenia czasteczek zdesycjonowanych do stezenia czasteczek niezdesycjonowanych - nazywamy - K- jest charakterystyczna wlasciowscia elekrolitu.

Dysocjacja - podlegaja elektrolity, rozklad na jony.

H2S - H+ +HS-

HS- - H+ + S-

K = [H+] * [S-] / [H2S]

K = [A+] [B-] / [AB]

K = alfa2 C/ 1- alfa stezenie calego elektrolitu

Stan rownowagi - zostaje osiagniety wtedy gdy w danej jednostce czasu liczba czasteczek dysocjujacych na jony jest rowna liczbie czasteczek powstalych w wyniku taczenia się jonow.

Wykresy miareczkowania.

MOCNY KWAS + MOCNA ZASADA

Mocny kwas + Mocna zasada pH niezmienia się, zmienia się gdy do mocnej zasady dodamy mocny kwas na skali pH ma miesjce w punkcie rownowaznosci (pH = 7) NaCl

HA + H2O = H3O+ + A-

HCl + NaOH = NaCl + H2O (10 do -2 mol/dm3) pH = 2

[OH-] = 10 do -7 pH = 7

[H+] = pH2O - pOH- = 14 - 7 = 7

[H3O=] = Kwody/ [OH-]

Znajmosc zakresu skladu krzywej może być wykorzystwany przy wyborze wskaznika.

SLABY KWAS + MOCNA ZASADA

Punktek rownowaznosci umiereczkowania znjaduje się miedzy pH = 8-9 jest to spowdowane tym ze powstaje sol 9octan sodu0 w roztowrze wodnyk wykazuje odczyn alkaliczny CH3COOH + Na+ + OH- = Ch3COO- + Na+ + H2O jest to spowdowen liczba soli.

CH3COO- + Na + + H2O = CH3COOH(slabo) + Na+ + OH- (mocno)

Przewaga jonow OH- powoduje ze rozotor wykazuje odczyn zasadaowy.

KCH3COOH = [H3O+]2 przez C kwasu

H3o+ = pierw Kkw * Ckw

Ph = ½ pKkw - ½ log Ckw

Roztwor buforowy - stezony kwas + sprzezona z nim zasada jonu octanowego która może przyjac proton. Maja zdolnosc utrzymania stalego pH podczas miarowego dodania kwasu lub mocnej zasady.

Podczas miarecxzkowania ubywac będzie kwasu, a wzrastac stezenie jonu octanowego.

MOCNY KWAS + SLABA ZASADA

Równoaznosc ponizej pH,7

NH3aq + H+ + Cl- = Nh4+ + Cl- + H2O odczyn kwasny pod wplywem H2O hydrolizuje:

Nh4+ + Cl- + H2O = NH3aq + H+ + Cl-

Reakcje miedzy mocnymi kwasami i mocnymi zasadami slabych kwasow i mocnych zasad oraz mocnymi kwasami i slabymi zasadami sa wykorzystywane w metodach zobojetniania.

WSKAZNIKI (INDYKATORY) = to substancja ktorej obecnosc pozwala ustalic punkt katalizowy miareczkowania. Wskazniki pH uzywane w alkacymetrii sa substancjami organicznymi zmieniajacymi swoja barwe w zaleznosci od stezenia jonow hydroniowych. Mogą to być substancje dwuboczne zmianiajce zabarwienie przy okreslonym pH (oranz metylowy) lub jednobarwnymi, zabarwiajacymi się lub odbarwiajacymi przy zmianie pH.

Zakres ph, w którym nastepuje zmiana barwy wskaznika zawiera się w granicach

pH = pK +/-1. Zalezy on od tenperatury obecnosci rozpuszczalnikow sily jonowej zaleznej od oceny zmiany barwy.

Oranz metylowy - czerwona - czerwonopomaranczowa, zolta - zolta

Lakmus - czerwona - czerwona, zolta - niebieska

Fenoloftaleina - czerwona - bezbarwna. Zolta - czerwona.

Poprawnie dobrany wskaznik powinien zmieniac swoje zabarwienie dokladnie w punkcie rownawaznikowym tj. punkcie w którym kwas (zasad) zobojetnia zasade (kwas) w 100%.

---