Podstawy Chemii. Kwasy, zasady, sole i związki amfoteryczne. Dr inż. Marcin Libera

Transkrypt

1 Podstawy Chemii Kwasy, zasady, sole i związki amfoteryczne Dr inż. Marcin Libera

2 Zakres merytoryczny 1. Podstawowe pojęcia i prawa chemii. 2. Budowa atomu i układ okresowy pierwiastków. 3. Budowa cząsteczek (organicznych i nieorganicznych). 4. Typy wiązań chemicznych. 5. Polarność cząsteczek. 6. Siły międzycząsteczkowe. 7. Wybrane klasy związków nieorganicznych i metody ich otrzymywania. 8. Kwasy, zasady, sole, związki amfoteryczne. 9. Dysocjacja elektrolityczna. Elektrolity silne i słabe. Dysocjacja wody i ph. 10. Hydroliza soli. Roztwory buforowe. 11. Iloczyn rozpuszczalności. 12. Typy reakcji chemicznych. 13. Elementy energetyki, kinetyki i statyki chemicznej. 14. Nazewnictwo związków chemicznych. 15. Zarys chemii organicznej: wybrane klasy związków organicznych, związki o znaczeniu biologicznym, podstawowe przemiany związków organicznych, metody otrzymywania wybranych klas związków organicznych. 16. Zasady pracy ze związkami chemicznymi. 17. Podstawowe operacje w laboratorium chemicznym. 18. Zasady postępowania z odpadami chemicznymi.

3 Teorie kwasów i zasad Teoria Arrheniusa Kwasem jest związek, który dysocjuje się z wytworzeniem jonu wodorowego (H+), a zasadą związek, który dysocjuje z wytworzeniem jonu hydroksylowego (OH-). W myśl tej teorii woda jest jednocześnie kwasem i zasadą. HCl H + + Cl - NaOH Na + + OH -

4 Teorie kwasów i zasad Teoria Brønsteda i Lowry ego Według tej teorii kwasem jest substancja oddająca protony, a zasadą substancja, która je przyjmuje. Taka definicja jest bardzo praktyczna w odniesieniu do roztworów wodnych i zgodnie z nią w reakcji: HCl + H 2 O H 3 O + + Cl kwasami są HCl i H 3 O +, a zasadami H 2 O i Cl.

5 Teorie kwasów i zasad Teoria Brønsteda i Lowry ego Ponieważ kwas solny jest zdysocjowany praktycznie w 100% w rozcieńczonym roztworze wodnym to możemy stwierdzić, że jest on silniejszym kwasem niż H3O+, gdyż łatwiej oddaje proton. Tak samo anion chlorkowy jest słabszą zasadą niż woda. Należy pamiętać, że proton nigdy nie występuje jako samodzielnie, zawsze jest połączony albo z cząsteczką rozpuszczalnika albo z zasadą.

6 Teorie kwasów i zasad W tej teorii zasadą jest donor pary elektronowej, a kwasem jej akceptor. W reakcji: BF 3 + F BF 4, Kwasy i zasady Lewisa jon fluorkowy jako zasada oddaje parę elektronową cząsteczce akceptora BF 3 kwasowi. Takie podejście jest związane z pojęciem wiązania pojedynczego tworzonego za pomocą pary elektronowej.

7 Teorie kwasów i zasad Kwasy i zasady Lewisa W teorii orbitali cząsteczkowych można stwierdzić, że występuje oddziaływanie pomiędzy obsadzonym orbitalem cząsteczkowym zasady, a pustym (akceptorowym) orbitalem akceptora w wyniku czego powstaje nowy orbital cząsteczkowy. Tworzące się wiązanie ma charakter częściowo kowalencyjny związany z przekazaniem ładunku od zasady do kwasu. Teoria Lewisa w połączeniu z model VSEPR (odpychania par elektronowych powłoki walencyjnej) umożliwia przewidywanie struktur połączeń kwasowo-zasadowych. W teorii tej nie uwzględnia się oddziaływań z rozpuszczalnikiem co powoduje, że znajduje ona szczególne zastosowanie do układów gazowych lub słabo solwatowanych.

8 Teorie kwasów i zasad Kwasy i zasady Lewisa Ponadto teorię Lewisa można stosować do rozpatrywania związków koordynacyjnych. Przykładowo WCl 6 można traktować jako połączenie sześciu jonów Cl, czyli zasady Lewisa, z kwasem W 6+. Podobnie traktować można takie ligandy ja CO, które oddają cześć ładunku z orbitali σ jako zasady, ale ze względu na fakt, że jednocześnie przyjmują one ładunek od metalu na antywiążące orbitale π * można je traktować jako kwasy. Aby uniknąć tej nieco paradoksalnej sytuacji mówi się o kwasach π i zasadach σ.

9 Teorie kwasów i zasad Rozpuszczalniki mogą ulegać dysocjacji, a ten fakt zmienia właściwości rozpuszczonych związków. Według definicji teorii rozpuszczalnikowej kwasem jest substancja, która po rozpuszczeniu wytwarza kation charakterystyczny dla rozpuszczalnika. Przykładowo dla wody kationem charakterystycznym jest jon H 3 O + tym samym wszystkie substancje, które po rozpuszczeniu w wodzie wytwarzają kation hydroniowy są kwasami. Zasadą jest substancja, która wytwarzająca anion charakterystyczny dla rozpuszczalnika. Dla wody anionem charakterystycznym jest OH. Weźmy pod uwagę dysocjację zachodzącą w ciekłym amoniaku: 2NH 3 NH 4+ + NH 3 Rozpuszczalnikowa teoria kwasów i zasad

10 2NH 3 NH 4+ + NH 3 Teorie kwasów i zasad Rozpuszczalnikowa teoria kwasów i zasad W roztworze ciekłego amoniaku wszystkie kwasy Brønsteda są mocne gdyż łatwo oddają proton tworząc NH 4+. Natomiast niewiele jest zasad, które mogłyby odebrać proton od z NH 3. Z drugiej strony w lodowatym kwasie octowym większość kwasów jest słaba, natomiast większość zasad jest mocnych.

11 Teorie kwasów i zasad Rozpuszczalnikowa teoria kwasów i zasad Innym przykładem wpływu rozpuszczalnika na właściwości kwasowozasadowe jest chlorek glinu(iii). W rozpuszczalnikach bezwodnych AlCl 3 zachowuje się jak kwas Lewisa przyjmując anion chlorkowy i tworząc AlCl 4. Rozpuszczony w wodzie chlorek glinu(iii) tworzy hydratowane jony glinowy i chlorkowy: AlCl 3 + nh 2 O [Al(OH 2 ) 6 ] Cl (aq) Jednak jon sześciohydroksoglinianowy łatwo traci protony: [Al(OH 2 ) 6 ] 3+ + H 2 O [Al(OH)(OH 2 ) 5 ] 2+ + H 3 O + stając się silnym kwasem Brønsteda w roztworze wodnym

12 Kwasy To związki chemiczne wykazujące charakter kwasowy, co w zależności od definicji może oznaczać zdolność do zakwaszania środowiska (definicja Arrheniusa), dostarczania kationów wodorowych (definicja Brønsteda- Lowry ego), przyjmowania pary elektronowej (definicja Lewisa) W najprostszym ujęciu kwasy to związki chemiczne zawierające łatwo dysocjujące atomy wodoru. W roztworach wodnych dysocjują na kation wodorowy i anion reszty kwasowej.

13 Kwasy Podział: Tlenowe nieorganiczne, np. kwas azotowy (azotowy(v)), HNO 3, kwas azotawy (azotowy(iii)), HNO 2, kwas siarkowy (siarkowy(vi)), H 2 SO 4, kwas siarkawy (siarkowy(iv)), H 2 SO 3, kwas fosforowy (fosforowy(v)), H 3 PO 4, kwas fosfonowy (fosforawy, fosforowy(iii)), H 3 PO 3, kwas węglowy, H 2 CO 3, kwas podchlorawy, (chlorowy(i)) HClO, kwas chlorawy (chlorowy(iii)), HClO 2, kwas chlorowy (chlorowy(v)), HClO 3, kwas nadchlorowy (chlorowy(vii)), HClO 4, kwas borowy, H 3 BO 3, Beztlenowe nieorganiczne, np. kwas fluorowodorowy, HF (aq), kwas chlorowodorowy (solny), HCl (aq), kwas bromowodorowy, HBr (aq), kwas jodowodorowy, HI (aq), kwas siarkowodorowy, H 2 S (aq), kwas cyjanowodorowy, HCN (aq),

14 Kwasy Podział cd.: Organiczne, np. kwasy karboksylowe: kwas mrówkowy, HCOOH, kwas octowy, CH 3 COOH, kwas szczawiowy, (COOH) 2, kwas benzoesowy, PhCOOH, kwas mlekowy, CH 3 CH(OH)COOH, kwas cytrynowy, HOOC CH 2 C(OH)(COOH) CH 2 COOH, kwasy organiczne niezawierające grupy karboksylowej: fenole, np. kwas pikrynowy, C 6 H 2 (NO 2 ) 3 OH, kwasy hydroksamowe, RC(=O)NHOH, kwasy organiczne zawierające resztę kwasu nieorganicznego: kwas p- toluenosulfonowy, CH 3 C 6 H 4 SO 3 H, kwas deoksyrybonukleinowy (DNA) i kwasy rybonukleinowe (RNA) poli(diestry kwasu fosforowego)

15 Kwasy Jedno/ wieloprotonowe Ulegają dysocjacji elektronowej, np.: H 2 SO 4 + H 2 O HSO 4 + H 3 O + pka 1 3,0 HSO 4 + H 2 O SO H 3 O + pka 2 1,9 Lub H 3 PO 4 + H 2 O H 2 PO 4 + H 3 O + pka 1 2,1 H 2 PO 4 + H 2 O HPO H 3 O + pka 2 7,2 HPO 4 + H 2 O PO H 3 O + pka 3 12,7

16 Kwasy Niektóre kwasy zawierają protony nieulegające dysocjacji, np. kwas fosfonowy (fosforawy), jest praktycznie kwasem dwuprotonowym: H 3 PO 3 + H 2 O H 2 PO 3 + H 3 O + pka 1 1,3 H 2 PO 3 + H 2 O HPO H 3 O + pka 2 6,7 Wynika to z faktu, że trzeci atom wodoru połączony jest bezpośrednio z atomem fosforu, a nie z atomem tlenu:

17 Kwasy Dysocjacja kwasów wieloprotonowych przebiega stopniowo, np. dla kwasu fosforowego zawartość poszczególnych jonów zmienia się w zależności od ph roztworu następująco:

18 Kwasy Stała dysocjacji: stała równowagi reakcji dysocjacji, czyli rozpadu związków chemicznych na poszczególne jony, zwykle pod wpływem rozpuszczalnika lub silnego pola elektrycznego. Dla kwasu HA, ulegającemu reakcji dysocjacji w wodzie HA + H 2 O H 3 O + + A, stała równowagi K ma postać:

19 Kwasy Stopień dysocjacji: stosunek liczby moli cząsteczek danego związku chemicznego, które uległy rozpadowi na jony (C) do łącznej liczby moli cząsteczek tego związku, znajdującego się w roztworze, fazie gazowej lub stopie, w którym zaszło zjawisko dysocjacji elektrolitycznej (C 0 ) Zależy on od: - struktury związku, dla którego ten stopień jest ustalany - rodzaju rozpuszczalnika - obecności w roztworze innych związków zdolnych do dysocjacji - stężenia roztworu (na ogół wzrasta w miarę rozcieńczania roztworu) - temperatury (na ogół nieco wzrasta wraz ze wzrostem temperatury)

20 Kwasy Prawo rozcieńczeń Ostwalda: Dla słabych elektrolitów binarnych znając stężenie i stopień dysocjacji można obliczyć przybliżoną wartość stałej dysocjacji korzystając z prawa rozcieńczeń Ostwalda. α stopień dysocjacji C stężenie elektrolitu Dla bardzo słabych elektrolitów (α «1) wzór można uprościć do postać:

21 Kwasy Termin określający zdolność kwasu do dysocjacji na jon wodorowy H + i anion. Miarą tej mocy jest zazwyczaj ujemny logarytm dziesiętny ze stałej dysocjacji kwasu (Ka) w danych warunkach, oznaczany skrótem pka: pka = log[ka] gdzie Ka to stała dysocjacji kwasu. Moc kwasów Im pka jest mniejsze, tym moc kwasu jest większa.

22 Dla kwasu solnego w wodzie: Kwasy Moc kwasów HCl + H 2 O H 3 O + + Cl Moc kwasów w tych samych warunkach zewnętrznych zależy od ich struktury chemicznej. W przypadku prostych tlenowych kwasów nieorganicznych moc kwasu wzrasta wraz ze wzrostem elektroujemności centralnego atomu w reszcie kwasowej, natomiast dla kwasów beztlenowych zależność ta jest odwrotna. Moc kwasów karboksylowych wzrasta wraz z elektroujemnością grupy przyłączonej do reszty karboksylowej.

23 Kwasy Moc kwasów Jednakże, miary pka kwasu nie można stosować jako miary mocy bardzo stężonych i (przede wszystkim) bezwodnych kwasów, gdyż w takich warunkach ta wielkość przestaje oddawać realną moc kwasu (np. gdy jest więcej kwasu niż wody) lub traci sens (gdy nie ma w ogóle wody). W odniesieniu do mocnych kwasów, miary pka można stosować jedynie do rozcieńczonych roztworów, natomiast do roztw. stężonych stosuje się najczęściej funkcję kwasowości Hammetta. Pozwala ona stwierdzić, że stężony kwas siarkowy jest mocniejszy od kwasów solnego i azotowego, mimo że pka w roztworze rozcieńczonym przedstawia sytuację odwrotną.

24 Kwasy Moc kwasów 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.

25 Kwasy Inaczej niż w przypadku ph, wartości funkcji Hammetta wyznaczane są nie poprzez pomiar siły elektromotorycznej (tak działa większość phmetrów), lecz przy użyciu wskaźnika barwnego. Jeżeli dysocjuje on zgodnie z równaniem: AH + H 2 O A + H 3 O + Funkcja kwasowości Hammetta

26 Kwasy Funkcja kwasowości Hammetta To funkcja kwasowości Hammetta opisana jest wyrażeniem analogicznym do równania Hendersona-Hasselbacha: gdzie: H 0 funkcja kwasowości Hammetta pk AH ujemny logarytm ze stałej dysocjacji wskaźnika a AH oraz a A aktywność odpowiednio formy niezdysocjowanej i zdysocjowanej wskaźnika Iloraz a A /a AH wyznacza się metodą spektrofotometryczną.

27 Kwasy Funkcja kwasowości Hammetta Jeżeli wskaźnik ma silnie ujemną wartość pk BH+, możliwe jest wyznaczenie H 0 dla kwasów o znacznym stężeniu, co w praktyce oznacza rozszerzenie skali ph do ujemnych wartości. H 0 może przybierać wartości ujemne, np. dla 100% H 2 SO 4 (ok. 18,4 M) H 0 = 12. Inne funkcje kwasowości: Arnetta, Coxa, Katrizky'ego, Yatesa i Stevensa.

28 Kwasy Funkcja kwasowości Hammetta Do mocnych kwasów zalicza się m.in. HCl, HBr, HI, H 2 SO 4, HClO 4, HNO 3 oraz inne kwasy o wysokich wartościach stałej dysocjacji. Kwasy o mocy większej od kwasu siarkowego noszą nazwę superkwasów.

29 Superkwasy Funkcja kwasowości Hammetta Najczęściej przyjmuje się, że superkwas jest to układ kwasowy, który posiada w danych warunkach większą kwasowość niż 100% kwasu siarkowego lub w przypadku kwasów Lewisa od stopionego chlorku glinu (AlCl 3 ). Termin dotyczy zazwyczaj układów niewodnych, a do porównywania mocy superkwasów stosuje się funkcję kwasowości Hammetta H 0. Termin superkwas został zaproponowany przez Jamesa Bryanta Conanta w 1927 r. Z superkwasami związana jest jedna z Nagród Nobla z chemii, przyznana George owi A. Olahowi w 1994 r. Stosował on tzw. kwas magiczny (mieszaninę pentafluorku antymonu (SbF 5 ) i kwasu fluorosiarkowego) do generowania trwałych karbokationów, czym dowiódł ich istnienia.

30 Superkwasy Funkcja kwasowości Hammetta Jednym z najmocniejszych znanych współcześnie kwasów jest tzw. kwas fluoroantymonowy, który jest mieszaniną kwasu fluorowodorowego (HF) i pentafluorku antymonu. W układzie tym kwas fluorowodorowy dysocjuje z wydzieleniem jonów H + i F. Jon fluorkowy szybko koordynuje do pentafluorku antymonu tworząc bardzo trwały anion (SbF 6 ), który jest bardzo słabym nukleofilem i zasadą. Na skutek tego w mieszaninie pojawia się bardzo wysokie stężenie wolnego kationu H +, a zatem wykazuje ona bardzo wysoką kwasowość. Kwas fluoroantymonowy jest ok razy mocniejszy od kwasu siarkowego.

31 kwas fluorosiarkowy Superkwasy kwas fluorosiarkowy i pentafluorek antymonu w stosunku molowym 1:9 (tzw. kwas magiczny) kwas trifluorometanosulfonowy kwas fluoroantymonowy kwas karboranowy kwas nadchlorowy kwas pirosiarkowy oleum fluorowodór w postaci ciekłej Inne przykłady: bromek glinu w formie stopionej (kwas Lewisa)

32 Skala ph Ilościowa skala kwasowości i zasadowości roztworów wodnych związków chemicznych. Skala ta jest oparta na aktywności jonów hydroniowych [H 3 O + ] w roztworach wodnych. Tradycyjnie ph definiuje się jako: ph = log 10 [H 3 O + ]

33 Skala ph Pojęcie ph wprowadził duński biochemik Søren Sørensen w 1909 r. Oryginalnie ph zostało zdefiniowane jako ujemny logarytm stężenia jonów wodorowych (H + ). Współczesne badania wykazały jednak, że wolne jony wodorowe (wolny proton) nigdy nie występują w roztworach wodnych, gdyż ulegają natychmiast solwatowaniu według równania: H + + H 2 O H 3 O + W wielu podręcznikach jednak, dla uproszczenia, pomija się ten fakt i nadal podaje się starą definicję skali ph.

34 Skala ph Definicja IUPAC Ze względu na to, że ph roztworów mierzy się zazwyczaj metodami galwanometrycznymi norma ISO i Unia Chemii Czystej i Stosowanej definiują współcześnie tę wielkość następująco: Wartość ph roztworu X, w którym jest zanurzone standardowe ogniwo galwaniczne zdefiniowane przez IUPAC, i dla którego zmierzono wartość pierwszej siły elektromotorycznej EX, wynosi: F Stała Faradaya R uniwersalna stała gazowa T temperatura w skali Kelvina. ES i ph(s) odpowiednio siła elektromotoryczna ogniwa standardowego zanurzonego w roztworze wzorcowym (np.: w wodzie destylowanej) i ph tego roztworu w danej temperaturze podane w tabeli IUPAC

35 Skala ph Ze względu na to, że skala ph została zdefiniowana pierwotnie dla rozcieńczonych roztworów kwasów, zasad i soli jej zastosowanie poza zakresem od 0 do 14 jest rzadko spotykane i prowadzi do zaskakujących, sprzecznych z intuicją rezultatów. Wynika to z faktu, że w zakresie wyższych stężeń, odczyn roztworów nie jest już zupełnie logarytmiczną funkcją stężenia jonów hydroniowych, lecz raczej ich aktywności molowych. Na przykład roztwór kwasu siarkowego o stężeniu 7,622 mol/dm³ ma ph mierzone metodami galwanometrycznymi równe 3,13, co formalnie powinno odpowiadać hipotetycznemu stężeniu ok. 1348,96 mol/dm³. Takie niskie ph stężonych roztworów kwasu siarkowego wynika z faktu, że teoretycznie obliczony współczynnik aktywności jonów hydroniowych w takim roztworze przyjmuje bardzo wysoką wartość, rzędu 165.

36 Skala ph W praktyce, przy wysokich stężeniach silnych kwasów i zasad ich reakcja z wodą traci na znaczeniu, a zyskuje autodysocjacja samych kwasów i zasad. Stała równowagi reakcji autodysocjacji kwasów i zasad jest zatem bardziej uniwersalną miarą ich mocy niż skala ph. Z tych samych względów dla stężonych, wodnych układów kwasowo/zasadowych oraz dla roztworów kwasów i zasad w innych niż woda rozpuszczalnikach nie stosuje się skali ph, lecz minus logarytm ze stałej równowagi autodysocjacji kwasów i zasad, który jest oznaczany skrótami pka i pkb.

37 Kwasowość Określanie ph-metr Wskaźniki Miareczkowanie Obliczenia teoretyczne

38 Kwasowość phmetr ph-metr urządzenie służące do pomiaru ph analizowanych substancji chemicznych. Większość ph-metrów to w istocie mierniki potencjału, w których ph ustala się na podstawie pomiaru siły elektromotorycznej (SEM) ogniwa utworzonego z elektrody wskaźnikowej (zanurzonej w roztworze badanym) i elektrody porównawczej (zanurzonej w roztworze wzorcowym o znanym ph). Ogniwa te są zwykle połączone z elektronicznym woltomierzem o dużej czułości, który automatycznie przelicza zmierzoną SEM ogniwa na skalę ph, zgodnie z dostosowanym do warunków pomiaru równaniem Nernsta.

39 Kwasowość Równanie Nersta E = zmierzona SEM ogniwa, E0 = potencjał elektrody wzorcowej, R = stała gazowa, T = temperatura w skali Kelvina, F = stała Faradaya

40 Kwasowość Wskaźniki chemiczne Związki chemiczne, których barwa zmienia się zależnie od ph środowiska, w którym się znajdują. Mechanizm zmiany barwy bywa różny dla różnych wskaźników. Część z nich zmienia barwę na skutek przyłączania jonów hydroniowych (H 3 O + ) lub hydroksylowych (OH - ) i przechodzenia w formę jonową przy ściśle określonym ich stężeniu, inne zmieniają kolor na skutek zmian konformacyjnych wywołanych przez zmianę ph, wreszcie istnieją takie, które zmieniają barwę na skutek całego ciągu reakcji chemicznych "uruchamianych" przy określonym ph.

41 Kwasowość Wskaźniki chemiczne Pojedyncze związki chemiczne zmieniające barwę przy zmianie ph są stosowane głównie do miareczkowania, natomiast wiele papierków wskaźnikowych jest nasączana całym zestawem związków chemicznych, dzięki czemu zmieniają one barwę w szerokim zakresie ph, umożliwiając jej wzrokowe oszacowanie.

42 Kwasowość Wskaźniki chemiczne Wskaźnik Zakres ph zmiany barwy Stosowany roztwór zieleń brylantowa 0,0 2,6 erytrozyna B 0,0 3,6 zieleń metylowa 0,1 2,3 fiolet metylowy 0,1 2,7 czerwień krezolowa 0,2 1,8 wodny 0,1% zieleń malachitowa 0,2 1,8 wodny błękit tymolowy 1,2 2,8 wodny 0,05% tropeolina OO 1,3 3,2 wodny 0,1% dinitrofenol 2,4 4,0 etanolowy 0,1% żółcień metylowa 2,9 4,0 etanolowy 0,1% oranż metylowy 3,1 4,4 wodny 0,1% zieleń bromokrezolowa 3,8 5,4 wodny 0,1%

43 Kwasowość Wskaźniki chemiczne Wskaźnik Zakres ph zmiany barwy Stosowany roztwór czerwień metylowa 4,2 6,3 etanolowy 0,1% lakmus 4,5 8,3 czerwień bromokrezolowa 5,2 6,8 wodny 0,05% Błękit bromotymolowy 6,2 7,6 wodny 0,05% czerwień fenolowa 6,4 8,0 wodny 0,05% czerwień krezolowa 7,2 8,8 wodny 0,1% fenoloftaleina 8,3 10,0 etanolowy 0,5% tymoloftaleina 9,3 10,5 etanolowy 0,2% żółcień alizarynowa 10,0 12,0 etanolowy 0,1% tropeolina O 11,0-13,0 etanolowy 0,1%

44 Zasady Definicja Arrhenius Elektrolity, które ulegają częściowej lub całkowitej dysocjacji na kationy wodorowe i aniony reszty kwasowej. Związek chemiczny, który po wprowadzeniu do roztworu wodnego, na skutek dysocjacji z wydzieleniem anionów wodorotlenowych, zwiększa stężenie jonów OH- i zmniejsza stężenie jonów oksoniowych H3O+ (zwiększa ph roztworu). H 2 O + Me(OH) m Me + m + moh - H 2 O + NaOH Na + + OH - NH 3 + H 2 O NH 4+ + OH -

45 Brønsted-Lowry Zasady Definicja Związek chemiczny, który w warunkach danej reakcji jest akceptorem (czyli inaczej przyjmującym) kationu wodorowego (H+) czyli protonu. HA + B A - + HB + HA - kwas, B - zasada H 3 PO 4 + H 2 O H 3 O + + H 2 PO - 4 H 2 PO H 2 O H 3 O + + HPO -2 4

46 Kwas donor protonów Zasada akceptor protonów Zasady H 2 O + NH 3 NH OH - NH 3 zasada akceptuje proton H 2 O kwas oddaje proton rola rozpuszczalnika sprzężone pary kwas-zasada: H 2 O OH - NH 3 NH 4 + reakcje protolityczne CH 3 COOH + H 2 O H 3 O + + CH 3 COO - CH 3 COOH kwas H 2 O zasada (!!!) substancja (rozpuszczalnik) amfoteryczna NH 3 + H - - H 2 + NH 2 autoprotoliza H 2 O + H 2 O H 3 O + + OH - NH 3 + NH 3 NH NH 2

47 Zasady H H + Cu NH 3 Cu(NH 3 ) 4 H N: + H + H N H K H H W SiF 4 + 2F - 2- SiF 6 zasada kwas Lewis Zasada substancja posiadająca niewiążącą parę elektronów, która może tworzyć wiązanie kowalencyjne z atomami, jonami, cząsteczkami Kwas substancja (atom, jon, cząsteczka), która może tworzyć wiązanie z parą elektronową zasady CO 2 + O 2- CO 3 2- :Cl: :Cl: zasada substancja nukleofilowa :Cl Al + :Cl: :Cl Al Cl: kwas substancja elektrofilowa :Cl: :Cl: kwas zasada :F: :F: :F B F: + :F: :F B F: zasady wg. Brønsteda zasady wg. Lewisa :F: kwasy: BF 3, AlCl 3, kationy elektrofil. nukleofil. A S

48 Zasady Podział Mocne zasady - dysocjują całkowicie z utworzeniem anionów OH - w roztworze LiOH - lithium hydroxide NaOH - sodium hydroxide KOH - potassium hydroxide RbOH - rubidium hydroxide CsOH - cesium hydroxide Ca(OH) 2 - calcium hydroxide Sr(OH) 2 - strontium hydroxide Ba(OH) 2 - barium hydroxide Słabe zasady dysocjują w małym stopniu NH 3 NH 2 R, NHR 2 aminy

49 Moc kwasów i zasad wg. Arrheniusa tendencja kwasu (zasady) do oddysocjowania w wodzie kationu wodorowego (anionu wodorotlenowego) wg. Brønsteda tendencja kwasu (zasady) do odszczepienia (przyłączenia) protonu HCl + H 2 O H 3 O + + Cl - kwas1 zasada2 kwas2 zasada1 MOC: kwas1 > kwas2 zasada1 < zasada2 łatwiej oddaje proton HClO 4 + H 2 O H 3 O + + ClO 4 - silniej przyłącza proton w wodzie woda, rozpuszczalnik silniejsza zasada niż ClO 4 - ; całkowita dysocjacja HClO 4 wpływ rozpuszczalnika: CH 3 COOH + NH 3 NH CH 3 COO - CH 3 COOH + H 2 O H 3 O + + CH 3 COO -

50 Struktura cząsteczki, a moc kwasu Kwasy beztlenowe elektroujemność pierwiastków wielkość atomu Moc kwasów i zasad II okres: NH 3 < H 2 O < HF moc kwasu rośnie od lewej III okres: PH 3 < H 2 S < HCl do prawej jak elektroujemność grupa 16: H 2 O < H 2 S < H 2 Se < H 2 Te moc rośnie z rozmiarem grupa 17: HF < HCl < HBr < HI atomu znaczenie wielkości atomu: pierwiastek elektro- cząsteczka promień właściwości ujemność atomu C 2,5 CH 4 77 pm nie dysocjuje S 2,5 H 2 S 103 pm słaby kwas I 2,5 HI 133 pm mocny kwas

51 Moc kwasów i zasad HOI < HOBr < HOCl O O H O Cl < H O Cl O < H O Cl O < H O Cl O O kwas b. słaby kwas słaby kwas mocny kwas b. mocny H H O H O Cl H O C C H H O C C H H O C C Cl H H H Cl kwas b. słaby kwas słaby kwas mocny

52 Amfoteryczność Substancje amfoteryczne: CuO, Cr 2 O 3, Al(OH) 3, Zn(OH) 2, H 2 O Zn(OH) 2 + 2HCl ZnCl 2 + 2H 2 O Zn(OH) 2 +2NaOH Na 2 [Zn(OH) 4 ] H O Zn O H Na O H Zn OH - ZnO H 2 O [Zn(OH) 4 ] 2- H O Cl śr. kwaśne śr.zasad. mała elektroujem ność elektroujemoność pośrednia duża elektroujem ność

53 Amfoteryczność III okres - zmiana charakteru związków NaOH Mg(OH) 2 Al(OH) 3 Si(OH) 4 H 3 PO 4 H 2 SO 4 HClO 4 m.zasad. zasad. amfoter sł.kwas kwas moc.kwas b.moc.kwas stopień utlenienia 2+ Cr O H wzrost elektroujemności właściwości zasadowe jon obojnaczy NH 3 + CH 2 COO 6+ pośredni st.utl. wł. amfoter. Cr O H właściwości kwasowe O O NH 2 CH 2 C OH + H 3 O + NH + 3 CH 2 C OH + H 2 O O O NH 2 CH 2 C OH + OH NH 2 CH 2 C O + H 2 O

54 Elektrolity Dysocjacja jonowa (elektrolityczna) Rozpad elektrolitów na jony dodatnie (kationy) i jony ujemne (aniony) pod wpływem wody lub innych rozpuszczalników polarnych. Elektrolity Substancje, które po rozpuszczeniu w wodzie lub w innych rozpuszczalnikach polarnych oraz w stanie stopionym przewodzą prąd elektryczny. Elektrolitami są związki o budowie jonowej lub polarnej: sole, wodorotlenki, kwasy tlenowe, wodorki kwasowe oraz niektóre związki organiczne (np. niektóre kwasy karboksylowe i ich sole, aminokwasy, ). Nieelektrolity Substancje nie ulegające dysocjacji jonowej, do nieelektrolitów należy większość związków organicznych, tlenki i wodorki nie reagujące z wodą Suma ładunków dodatnich na kationach w danym roztworze elektrolitu jest równa sumie ładunków ujemnych na anionach.

55 Elektrolity Elektrolity mocne efektywnie przewodzą prąd (NaCl, HNO 3 ), zawiera jony gotowe do przenoszenia ładunku słabe słabo przewodzą (ocet, woda z kranu), mało jonów i jest w stanie przenieść mniej ładunków. nie-elektrolity nie przewodzą (czysta woda, roztwór cukru), nie zawiera jonów i nie przewodzi prądu.

56 Elektrolity Równowagi jonowe Nieelektrolity: cukier, aceton Elektrolity: NaCl KOH HNO 3 CH 3 COOH NH 3 HNO 2 Dysocjacja elektrolityczna (Arrhenius) zakres dysocjacji: mocne słabe rozpad na jony działanie rozpuszczalnika rodzaj wiązania mocne elektrolity całkowita (mocne kwasy i zasady, sole) słabe elektrolity częściowo stopień dysocjacji ( ), stosunek stężenia cząsteczek zdysocjowanych do całkowitego stężenia cząsteczek w roztworze

57 Stała dysocjacji Stała dysocjacji stała równowagi reakcji dysocjacji słabego elektrolitu CH 3 COOH + H 2 O CH 3 COO + H 3 O + K` = [CH 3 COO - ][H 3 O + ] [CH 3 COOH][H 2 O] praktycznie: K`[H 2 O] = CH 3 COOH CH 3 COO - + H + [CH 3 COO - ][H 3 O + ] [CH 3 COOH] H 2 O H + + OH [CH 3 COO - ][H + ] [CH 3 COOH] [H + ][OH - ] K = K[H 2 O] = [H + ][OH - ] = K w [H 2 O] iloczyn jonowy wody : K w = {25 0 C} K = = K C H2O : 1000g/18g = 55,5 mol/dm 3

58 Iloczyn jonowy wody K w = [H + ][OH - ] = (wartość stała) wzrost [H + ] H + OH - obniżenie [OH - ] roztwór obojętny: [H + ] = [OH - ] = roztwór kwaśny [H + ] > [OH - ] roztwór zasadowy [H + ] < [OH - ] wykładnik jonów wodorowych: ph = log[h + ] roztwór obojętny ph = 7 roztwór kwaśny ph < 7 roztwór zasadowy ph > 7 poh = log[oh - ] ph + poh = 14 0,1 mol/dm 3 HCl ph = log [0,1] = 1 0,1 mol/dm 3 NaOH poh = log [0,1] = 1, ph = 14 poh = 13

59 Reakcje zobojętniania, hydrolizy HCl + KOH KCl + H 2 O Dysocjacja rozpad na jony pod wpływem rozpuszczalnika H + + Cl - + K + + OH - H 2 O + K + + Cl - HNO 2 + K + + OH - H 2 O + K + + NO 2 - hydroliza KNO 2 + H 2 O HNO 2 + KOH K + + NO H 2 O K + + OH - + HNO 2 NH Cl - + H 2 O NH 3 + H 3 O + + Cl - reakcje protolityczne hydrolizie nie ulegają sole mocnych kwasów i zasad: Na + + Cl - + H 2 O Na + + OH - + H + + Cl - H 2 O