Równowaga kwasowo-zasadowa

Równowaga kwasowo-zasadowa

Elektrolity - substancje, które rozpuszczając się w wodzie lub innych rozpuszczalnikach rozpadają się na jony dodatnie i ujemne, czyli ulegają dysocjacji elektrolitycznej Stopień dysocjacji (α) - liczba określająca jaka część elektrolitu ulega dysocjacji Elektrolity mocne ulegają całkowitej lub niemal całkowitej dysocjacji (α =1 lub bliski 1) Elektrolity słabe ulegają w małej części dysocjacji (α << 1) Solwatacja - otaczanie się jonu cząsteczkami rozpuszczalnika Hydratacja - otaczanie się jonu cząsteczkami H 2 O

Prawo rozcieńczeń Ostwalda Dysocjacja AB A + + B - Stała dysocjacji K = [A + ] [B - ] / [AB] [A + ] = [B - ] = c α [AB] = (1- α) c Zatem; K = c α 2 / (1 - α) Gdy α << 1 to K = c α 2 Wniosek: gdy c 0 to α 1!!!

Kwasy i zasady według Brönsteda

Kwas Brönsteda substancja (cząsteczka obojętna, kation lub anion) zawierająca cząsteczki zdolne do oddawania protonów Zasada Brönsteda - substancja (cząsteczka obojętna, kation lub anion) zawierająca cząsteczki zdolne do pobierania protonów + A B + H A - kwas; B - zasada

Aby w roztworze mogła nastąpić jakakolwiek reakcja polegająca na przekazaniu protonu od kwasu do zasady (lub odwrotnie), konieczna jest obecność, oprócz cząsteczek kwasu, np. A 1, również cząsteczek zdolnych do pobrania protonu, a więc cząsteczek zasady nie sprzężonej z kwasem A 1, np. zasady B 2 Rolę zasady B 3 2 2 2 Reakcja dysocjaji kwasu : HCl + Rekacja dysocjacjizasady: NH + H H O O NH + 4 3 + OH 1 (H 2 2 1 1 1 mogą spełniać również cząsteczkirozpuszczalnika, np. wody Cl + H O + A + B B + (HCl A ; H 2 A O A ; NH 3 2 O B 2 B ; Cl 2 ; OH B ; H O 1 1 3 + B ; NH + 4 A 2 A ) 2 )

Kwasy i zasady według Lewisa

Kwas Lewisa - atom, cząsteczka lub jon przyjmujący parę elektronową (akceptor pary elektronowej) Zasada Lewisa -atom, cząsteczka lub jon dostarczający pary elektronowej (donor pary elektronowej) H + + OH H OH H + kwas; OH zasada; H O 2 addukt kwasowo - zasadowy

Wszystkie kationy są kwasami Lewisa, a wszystkie aniony zasadami Lewisa Ponieważ proton jest kwasem według Lewisa, każda zasada Brönsteda ze względu na swoją tendencję do łączenia się z protonem stanowi również zasadę Lewisa Natomiast kwasy protonowe, takie jak: HCl, H 2 SO 4, CH 3 COOH itd., stanowiące kwasy według Brönsteda nie są kwasami Lewisa Według teorii Lewisa stanowią one addukty (kompleksy) kwasowo-zasadowe lub związki koordynacyjne

Reakcję dysocjacji chlorowodoru w roztworze wodnym teoria Lewisa traktuje jako wypieranie z adduktu HCl słabszej zasady Cl przez zasadę mocniejszą H 2 O: + Tworzy H 3 + Ogólnie, reakcje tego rodzaju pozwalają na określenie, który z dwóch kwasów A czy A jest mocniejszy. Jeżeli równowaga: 2 O się + HCl przy tym A' + H O Cl nowy addukt jest silnie przesunięta na prawą stronę, to oznacza, że kwas A jako kwas wypierający kwas A z adduktu jest mocniejszym kwasem A B A + H A' 3 O + B

Podobnie dysocjacja amoniaku w wodzie jest rozpatrywana jako wypieranie słabszej zasady OH z adduktu H 2 O przez zasadę mocniejszą NH 3 : + H 3 N H OH H 4 N + + OH Ogólnie, zasada B jest mocniejsza od zasady B, jeżeli równowaga: B' + A B B + A B' jest silnie przesunięta na prawą stronę

Czynniki decydujące o mocy kwasów

Kwas nazywamy kwasem mocnym, jeżeli w roztworze wodnym ulega bardzo dalekiej dysocjacji, natomiast kwasem słabym, gdy dysocjuje tylko mała jego część Porównując moc dwóch różnych kwasów należy pamiętać, że ich dysocjacja w roztworach wodnych zależy od tendencji cząsteczek kwasu do oddawania protonów oraz od stężenia kwasu Wielkością, która dobrze charakteryzuje indywidualne właściwości cząsteczek kwasu i która nie zależy od stężenia, jest stała dysocjacji kwasu - K a Aby uniknąć posługiwania się potęgami (wartości eksperymentalne K a wynoszą rzędu 10-10 10 8 ) często podaje się ujemny logarytm stałej dysocjacji oznaczany symbolem pk a pk a = -logk a

W przypadku dysocjacji kwasów wieloprotonowych, tj. kwasów, których cząsteczki mogą oddawać więcej niż jeden proton, należy uwzględnić kolejne etapy dysocjacji Dla trójprtonowego kwasu fosforowego (V) będą to następujące reakcje protolityczne: H 3 PO 4 + H 2 O H 2 PO 4 + H 3 O + pk a1 = 2,12 H 2 PO 4 + H 2 O HPO 4 2 + H 3 O + pk a2 = 7,21 HPO 4 2 + H 2 O PO 4 3 + H 3 O + pk a3 = 12,67

Stałe dysocjacji kwasów beztlenowych w roztworach wodnych Kwas K a pk a HF HCl HBr HI H 2 S H 2 Se H 2 Te *K a1, pk a1 6,3 10-4 1 10 7 3 10 9 1 10 10 *1,02 10-7 *1,9 10-4 *2,5 10-3 3,2-7 -9,5-10 *7,0 *3,7 *2,6

Stałe dysocjacji niektórych kwasów tlenowych Kwas K a pk a Kwas K a1 pk a1 Kwas K a1 pk a1 Cl(OH) 5,0 10-8 7,3 NO(OH) 2 10-4 3,3 NO 2 (OH) 25-1,4 Br(OH) 2,01 10-9 8,7 ClO(OH) 1 10-2 2,0 ClO 2 (OH) 10-1 I(OH) 1 10-10 10,0 SO(OH) 2 1,54 10-2 1,81 IO 2 (OH) 0,16 0,8 B(OH) 3 5,8 10-10 9,24 SeO(OH) 2 2,5 10-3 2,6 SO 2 (OH) 2 (10 3 ) (-3) As(OH) 3 6 10-10 9,2 PO(OH) 3 7,52 10-3 2,12 Si(OH) 4 2,2 10-10 9,7 AsO(OH) 3 5,62 10-3 2,25 Ge(OH) 4 2,5 10-9 8,6 IO(OH) 5 4,0 10-2 1,4

Moc kwasu beztlenowego H n X wzrasta ze wzrostem liczby atomowej atomu połączonego z wodorem. Kierunek wzrostu mocy kwasu jest przeciwny niż kierunek wzrostu elektroujemności tego atomu Skład prostej cząsteczki kwasu tlenowego (oksokwasu) można przedstawić formułą: H n RO (m+n), czyli RO m (OH) n, gdzie: R - atom centralny, który łączy się bezpośrednio z (m+n) atomami tlenu; m atomów (terminalnych) tlenu tworzy wiązania z atomem centralnym, a n atomów tlenu łączy się dodatkowo z atomem wodoru O własnościach kwasowych cząsteczki oksokwasu decyduje jej zdolność do odszczepienia protonów z grup wodorotlenowych RO m (OH) n RO m+1 (OH) n-1 + H +

Spośród dwóch kwasów o takiej samej strukturze cząstki (takie same wartości m i n) mocniejszym jest ten, w którym atom centralny wykazuje większą elektroujemność Przykład: H 3 PO 4 mocniejszy niż H 3 AsO 4 H 2 SO 3 mocniejszy niż H 2 SeO 3 Kwas RO m (OH) n jest tym mocniejszy, im więcej zawiera jego cząsteczka atomów tlenu nie związanych z wodorem (terminalnych), czyli im większą wartość przyjmuje wskaźnik m

Kwasy, którym odpowiada wartość m = 0, są kwasami bardzo słabymi, a ich pierwsza stała dysocjacji K a1 10-7 (pk a1 > 7) Przykład: kwas borowy, H 3 BO 3 K a1 = 5,8 10-10 kwas chlorowy (I), HClO K a1 = 5,0 10-8 Kwasy o m =1 są kwasami umiarkowanie słabymi, a ich pierwsza stała dysocjacji K a1 10-2 (pk a1 2) Przykład: kwas chlorowy (III), HClO 2 K a1 = 10-2 kwas siarkowy (IV), H 2 SO 3 K a1 = 1,54 10-2 kwas arsenowy, H 3 AsO 4 K a1 = 0,5 10-2

Kwasy o m = 2 są kwasami umiarkowanie mocnymi, a K a1 10 3 (pk a1-3) Przykład: kwas chlorowy (V), HClO 3 kwas siarkowy (VI), H 2 SO 4 Kwasy o m =3 są kwasami bardzo mocnymi, a K a1 10 8 (pk a1-8) Przykład: kwas chlorowy (VII), HClO 4 kwas manganowy (VII), HMnO 4

Grupa I Grupa II Stałe dysocjacji kwasów wieloprotonowych K a1 H 5,80 10-10 3 BO 3 H 3 PO 4 H 3 AsO 4 7,52 10-3 H 2 SO 3 5,62 10-3 1,54 10-2 H 3,5 10-3 2 SeO 3 K a1 pk a1 9,24 2,12 2,25 1,81 2,46 pk a1 K a2 1,8 10-13 6,23 10-9 1,7 10-7 1,02 10-7 5 10-8 K a2 pk a2 12,74 7,21 6,77 6,99 7,30 pk a2 H 4 P 2 O 7 1,4 10-1 0,85 1,1 10-2 1,96 H 4 P 2 O 6 6,4 10-3 2,19 1,6 10-3 2,81 (COOH) 2 5,9 10-2 1,23 6,4 10-5 4,19 CH 2 (COOH) 2 1,5 10-3 2,83 2,5 10-6 5,60 (CH 2 ) 2 (COOH) 2 6,9 10-5 4,16 2,5 10-6 5,60 K a3 1,6 10-14 2,2 10-13 3,95 10-12 K a3 2,1 10-7 5,4 10-8 pk a3 13,80 12,67 11,40 pk a3 6,68 7,27 H 4 P 2 O 7 H P O K a4 pk a4 4,1 10-10 9,39 9,4 10-11 10,03

Hydroliza soli

Hydrolizą nazywamy proces rozkładu jakiejś substancji następujący pod wpływem wody Hydrolizie ulegają z reguły sole: a) słabych kwasów i mocnych zasad b) mocnych kwasów i słabych zasad c) słabych kwasów i słabych zasad Proceshydrolizy powoduje, że roztwór przybiera odczyn kwaśny lub zasadowy, zależnie od tego, z którym z wymienionych rodzajów soli ma się do czynienia

a) Hydroliza soli słabego kwasu oraz mocnej zasady Przykład: octan sodu Sól w roztworze wodnym jest zdysocjowana całkowicie na jony: CH 3 COONa CH 3 COO + Na + Jony octanowe, stanowiące zasadę Brönsteda, wchodzą w reakcję z cząsteczkami wody pełniącymi rolę kwasu: CH 3 COO + H 2 O CH 3 COOH+ OH Utworzone jony OH zaburzają równowagę dysocjacji wody, jaka ustaliła się w czystym rozpuszczalniku: 2H 2 O H 3 O + + OH Stężenie jonów OH jest większe niż stężenie jonów H 3 O +, a roztwór wykazuje odczyn zasadowy (ph > 7); jony OH nie łączą się w roztworze z jonami Na + pochodzącymi z dysocjacji octanu sodu, gdyż wodorotlenek sodu jest mocnym elektrolitem; ostatecznie: CH 3 COONa + H 2 O CH 3 COOH + Na + +OH

b) Hydroliza soli mocnego kwasu oraz słabej zasady Przykład: chlorek amonu Sól w roztworze wodnym jest zdysocjowana całkowicie na jony: NH 4 Cl NH 4+ + Cl Jony amonowe, stanowiące kwas Brönsteda, wchodzą w reakcję z cząsteczkami wody pełniącymi rolę zasady: NH 4+ + H 2 O NH 3 + H 3 O + Utworzone jony H 3 O + zaburzają równowagę dysocjacji wody, jaka ustaliła się w czystym rozpuszczalniku: 2H 2 O H 3 O + + OH Stężenie jonów H 3 O + jest większe niż stężenie jonów OH, a roztwór wykazuje odczyn kwaśny (ph < 7); jony H 3 O + nie łączą się w roztworze z jonami Cl pochodzącymi z dysocjacji chlorku amonu, gdyż kwas solny jest mocnym elektrolitem; ostatecznie: NH 4 Cl + H 2 O NH 3 + H 3 O + +Cl

c) Hydroliza soli słabego kwasu oraz słabej zasady Przykład: octan amonu Sól w roztworze wodnym jest zdysocjowana całkowicie na jony: CH 3 COONH 4 CH 3 COO + NH 4 + Jony octanowe, stanowiące zasadę Brönsteda, wchodzą w reakcję z cząsteczkami wody pełniącymi rolę kwasu: CH 3 COO + H 2 O CH 3 COOH+ OH Jony amonowe, stanowiące kwas Brönsteda, wchodzą w reakcję z cząsteczkami wody pełniącymi rolę zasady: NH 4+ + H 2 O NH 3 + H 3 O + Ostatecznie: CH 3 COONH 4 + H 2 O NH 3 H 2 O + CH 3 COOH

Roztwory buforowe

Roztwór buforowy - mieszanina roztworów słabego kwasu i jej soli z mocną zasadą lub słabej zasady i jego soli z mocnym kwasem, stanowiących układ, którego ph ulega tylko małym zmianom, gdy wprowadza się do układu mocny kwas lub zasadę, w ilościach wprawdzie niewielkich, ale zdolnych do spowodowania silnej zmiany ph czystej wody

Przykład: kwas octowy + octan sodu Octan sodu jest mocnym elektrolitem, dysocjującym całkowicie w wodzie: CH 3 COONa (s) CH 3 COO (aq) + Na+ (aq) Gdy do roztworu buforowego dodawany jest kwas, jony H + są konsumowane przez sprzężoną zasadę w buforze, CH 3 COO, zgodnie z równaniem: CH 3 COO (aq) + H+ (aq) CH 3 COOH (aq) Gdy do roztworu buforowego dodawana jest zasada, jony OH są zobojętniane przez kwas w buforze, CH 3 COOH, zgodnie z równaniem: CH 3 COOH (aq) + OH (aq) CH 3 COO (aq) + H 2 O

Pojemność buforowa - efektywność działania buforu, która zależy od ilości (stężenia) kwasu i sprzężonej z nim zasady, które tworzą roztwór buforowy; im większe ich stężenia tym większą pojemnością buforową odznacza się dany roztwór buforowy Ogólnie, roztwór buforowy można przedstawić jako układ: sól - kwas lub sprzężona zasada - kwas, czyli: CH 3 COONa/CH 3 COOH lub CH 3 COO /CH 3 COOH

Wskaźnik kwasowo-zasadowy - bromofenol (dodany do wszystkich przedstawionych r-rów) użyty w celu zilustrowania działania r-ru buforowego; kolor wskaźnika jest fioletowy powyżej ph = 4,6 i żółty poniżej ph = 3,0; a) r-r buforowy sporządzony z 50ml 0,1M CH 3 COOH i 50ml 0,1M CH 3 COONa; r-r posiada ph = 4,7; b) po dodaniu 40ml 0,1M r-ru HCl do a), kolor pozostaje niezmieniony; c) 100ml r-ru CH 3 COOH o ph = 4.7; d) po dodaniu ok. 0.3ml 0,1M r-ru HCl, kolor zmienia się na żółty; bez działania buforu ph roztworu zmniejsza się natychmiast poniżej 3,0 po dodaniu kwasu

Miareczkowanie kwasowo-zasadowe

Pehametr używany do rejestrowania zmian odczynu roztworu podczas miareczkowania kwasowo-zasadowego

Miareczkowanie mocnego kwasu mocną zasadą Przykład: kwas solny + zasada sodowa Reakcja pomiędzy HCl, mocnym kwasem i NaOH, mocna zasadą: NaOH(aq) + HCl(aq) NaCl(aq) + H2O Ostateczna reakcja jonowa: H+(aq) + OH (aq) H2O

Miareczkowanie słabego kwasu mocną zasadą Przykład: kwas octowy + zasada sodowa CH3COOH(aq) + NaOH(aq) CH3COONa(aq) + H2O Równanie można uprościć do postaci: CH3COOH(aq) + OH (aq) CH3COO (aq) + H2O ph punktu równoważnikowego jest większe niż 7 ponieważ jony octanowe ulegają hydrolizie: CH3COO (aq) + H2O CH3COOH(aq) + OH (aq)

Miareczkowanie mocnego kwasu słabą zasadą Przykład: kwas solny + uwodniony amoniak HCl(aq) + NH 3 (aq) NH 4 Cl(aq) Równanie można uprościć do postaci: H + (aq) + NH 3 (aq) NH 4+ (aq) ph punktu równoważnikowego jest mniejsze niż 7 ponieważ jony amonowe ulegają hydrolizie: NH 4+ (aq) + H 2 O NH 3 (aq) + H 3 O + (aq) lub NH 4+ (aq) NH 3 (aq) + H + (aq)

Wskaźniki kwasowo-zasadowe

Wskaźniki kwasowo-zasadowe - substancje organiczne, których barwa zależy od stężenia jonów H 3 O + w roztworze; zastosowanie wskaźników to najprostszy sposób oznaczania ph danego roztworu

Roztwory zawierające ekstrakt z czerwonej kapusty (otrzymany przez gotowanie kapusty w wodzie) wykazują różne kolory kiedy traktuje się je kwasem i zasadą; ph roztworów wzrasta z lewej strony na prawą

Efekt wspólnego jonu

Efekt wspólnego jonu - jest to efekt przesunięcia stanu równowagi wywołany dodaniem związku posiadającego wspólny jon z rozpuszczaną substancją

Obecność wspólnego jonu hamuje dysocjację słabej zasady lub słabej zasady. Jeżeli octan sodu i kwas octowy są rozpuszczane w tym samym roztworze, oba związki dysocjują produkując CH 3 COO jony: CH CH 3 3 COONa ( s) COOH ( aq) H 2 O CH COO ( aq) + CH 3 3 COOH ( aq) + Na H + + ( aq) ( aq) Roztwór zawierający jednocześnie CH 3 COOH i CH 3 COONa będzie mniej kwasowy niż roztwór zawierający jedynie CH 3 COOH o tym samym stężeniu