ALACYMETRIA
Pojęia kwasu i zasady I. TEORIA ARRHENIUSA kwas - dysojuje tworzą jon H zasada - dysojuje tworzą jon OH - reakja hydrolizy : sól woda kwas zasada reakja zobojętniania : kwas zasada woda sól
Pojęia kwasu i zasady 2. TEORIA BRÖNSTEDA NSTEDA-LOWRY'EGO (protonowa) kwas - substanja zdolna do oddawania protonów zasada - substanja zdolna do przyjmowania protonów kwas1 zasada1 [H ] CH COOH H 2 O CH COO - H O kwas1 zasada2 zasada1 kwas2
Pojęia kwasu i zasady Jony równier wnież mają właśiwośi kwasowo-zasadowe 1. Reakja protolizy - reakja wymiany protonu między kwasem oddająym proton a zasadą przyjmująą proton, przebiega zawsze w kierunku słabszego kwasu i słabszej zasady (reakja zobojętniania i hydrolizy). 2. Reakja autoprotolizy - jak wyżej z tym, że ta sama substanja spełnia rolę zarówno kwasu jak i zasady, np. woda, kwas otowy
Pojęia kwasu i zasady Stehiometryzna stała równowagi reakji dysojaji kwasu jednoprotonowego: H O A ' HA [ HA][ H 2O] Stała dysojaji kwasu jednoprotonowego (pamiętają, że [H 2 O] 55,4 mol/dm onst) HA [ H O ][ A ] [ HA] Stopień dysojaji: [ ][ ] α [ A ] [ HA] [ A ]
Pojęia kwasu i zasady. Teoria Lewisa (elektronowa teoria wiąza zań) WASY -związki o nie zapełnionej powłoe elektronowej, które mogą przyjąć jedną lub więej par elektronowyh) akeptory ZASADY - dysponują wolną parą elektronów, które mogą przekazać innemu atomowi (wiązanie koordynayjne) donory
Pojęia kwasu i zasady ALACYMETRIA Aydymetria (oznazanie zawartyh w badanym roztworze zasad za pomoą miarezkowania mianowanym roztworem kwasu) Alkalimetria (oznazanie w roztworze zawartośi kwasów za pomoą miarezkowania mianowanym roztworem zasady)
Substanje podstawowe Alkalimetria kwas szzawiowy, kwas benzoesowy, wodoroftalan potasu Aydymetria Na 2 CO boraks Na 2 B 4 O 7 1 H 2 O
Równania krzywyh miarezkowania alkaymetryznego [ H O ] F( ) G( ) ph lg t f ph lg ah lg( f ) lg f lg p ah lg f H H H H H -lg (,9),5 ph -lg,8,1 p a H> ph Dla stężenia 1 mol/dm f H >,8 Hydrataja protonu jon hydroniowy jest najmoniejszym w wodzie kwasem
Oblizanie krzywyh miarezkowania alkalimetryznego 1. Alkalimetria Zgodnie z teorią Brönsted'a-Lowry'ego (192). oznazany kwas: HA H 2 O H O A - titrant: BOH B OH - ostateznie: H O OH - H 2 O H 2 O Reakja zobojętniania - odwróenie reakji autoprotolizy wody.
Oblizanie krzywyh miarezkowania alkalimetryznego W roztworze mamy ztery jony: H O A - B OH - Musi być spełniony warunek, że H O B OH - A - (1) Miarezkujemy moną zasadą [ B ] B (2) Jeśli mamy kwas nieałkowiie zdysojowany: a [ ] [ HA] A [ H O ] ()
Oblizanie krzywyh miarezkowania alkalimetryznego Bilans masy: [ A ] [ HA ] HA a [ A ] [ A ] [HA] z () do (4) [ A ] [ A ] [ H a a O HA [ H O ] ] a [ H a O ] (4) (5) [ OH ] [ H O ] w (6) f B HA (7)
Oblizanie krzywyh miarezkowania alkalimetryznego Podstawiamy: (2), (5), (6) i (7) do (1), o daje: HA f a a [ ] [ ] H O H O w [ ] H O (8) Ogólne równanie krzywej miarezkowania alkalimetryznego (Uwikłana postać dwuparametryznego równania III stopnia względem [H O ]) Równanie (8) wyraża zależność [H O ] f() G(f) i jest słuszne zarówno dla monyh i słabyh kwasów, jak i dla roztworów rozieńzonyh ( HA <1-6 ).
Oblizanie krzywyh miarezkowania alkalimetryznego Założenia upraszzająe: e: a α [ H O ] [ A ] [ HA] [ A] [ A ] [ HA] [ A ] HA α a [ H ] a ( ) w HA f α [ H O ] [ ] H O
Oblizanie krzywyh miarezkowania alkalimetryznego Alkalimetria monyh kwasów zał. α 1 lub a (Równanie II stopnia względem [H O ] z jednym parametrem ( HA ) Przed PR (nadmiar kwasu) zał.. upraszzająe e: ( f ) w HA 1 [ H O ] HA 1 ( f ) [ H O ] ph lg [ H O ] [ H O ] [ H O ] [ OH ] lg >> w [ H O ] HA B
Oblizanie krzywyh miarezkowania alkalimetryznego W PR (f1) [ H O ] [ H ] w O ph lg w 7 Po PR (nadmiar zasady: f>1) zał. upraszzająe: [ OH ] w [ H O ] >> [ H O ] Z równania Podstawiamy f ( f ) ph WNIOSE: ph f ( B ) HA 1 w B [ H O ] [ H O ] HA pw lg HA B lg
Oblizanie krzywyh miarezkowania alkalimetryznego Przebieg krzywyh miarezkowania: ph f() G(f) 1. Położenie PR - ph 7 2. ph dla HA,1 mol/dm i 1 m f,999 ph lg 1 HA 1 1 [ H O ] lg ( f 1) lg 1 4, 4, 2 dla f,9999 lub HA,1 mol/dm ph 5,
Oblizanie krzywyh miarezkowania alkalimetryznego f1,1 ph p w lg B 1 1 ( f 1) 14 lg 1 2 9,7 dla f1,1 lub HA,1 mol/dm ph 8,7 dla HA,1 mol/dm ph 9,7-4, 5,4 dla HA,1 mol/dm ph 8,7-5,,4. Wpływ stężenia miarezkowanego kwasu na przebieg krzywej miarezkowania.
WNIOSI ANALITYCZNE 1. PR 7 niezależnie od HA 2. rzywe nie są w pełni symetryzne ze względu na efekt rozieńzenia. W miarę zmniejszania się HA skok krzywej maleje 4. W miarę zmniejszania się HA maleje preyzja miarezkowania 5. Mone kwasy można miarezkować zarówno wobe fenoloftaleiny ( ph: 8,-1), jak i oranżu metylowego ( ph:,1-4,4) dla HA 1 mol/dm ph 7,4, a dla HA,1 mol/dm ph 5,4 6. Rozieńzone kwasy,1 mol/dm należy miarezkować wobe błękitu bromotymolowego ( ph 6,2-7,6), ph 1,4 dla HA,1 mol/dm 7. wasów o stężeniu HA <,1 mol/dm praktyznie nie miarezkuje się.
Oblizanie krzywyh miarezkowania alkalimetryznego Alkalimetria słabyh kwasów HA f a [ H O ] [ H O ] a w [ H O ] zał. upraszzająe:,f Stąd: [ H O ] [ H O ] [ OH ] >> w [ H O ] a a HA [ H O ] H O ] HA [ a gdy a (b. słaby s kwas) [H O ] >> a [ H O ] a HA ph 1/ 2( p a lg HA)
Oblizanie krzywyh miarezkowania alkalimetryznego Przed PR ( < f < 1) HA HO a HO HA >> ([ OH ] [ H O ]) a B f [ H O ] a HA [ H O ] a B 1 HA B HA a f HA B [ ] [ ] B a w [ H O ] gdy HA B ph p a lg pa lg pa lg (1 f ) WNIOSE: ph nie zależy od HA
Oblizanie krzywyh miarezkowania alkalimetryznego W PR (f1) dla słabego kwasu w PR ph > 7 HA 1 [ H O ] [ OH ] >> [ H ] w O a w [ ] H O [ O ] a H HA [ H ] [ ] O H O a a >>[H O ] ph 1 2 p a p w lg HA dla HA B ph ( p p lg lg 2) a w HA 1 2
Oblizanie krzywyh miarezkowania alkalimetryznego WNIOSI: 1. w PR ph zawsze większe od 7 2. tym większe od 7 im większe jest HA i p a. PR w w ph > 1/2 p a
Oblizanie krzywyh miarezkowania alkalimetryznego Po PR ( > f >1) zał.. upraszzająe e: [ ] H a >> O [ H O ] [ OH ] >> [ H ] w O [ H O ] w HA ( f 1 ) O B HA w [ H ] ph p w lg B HA dla HA B ph pw lg pw lg ( f 1)
Przebieg krzywyh miarezkowania alkalimetryznego w zależnośi od moy kwasu WNIOSI: 1. Przy tym samym stężeniu pozątkowym kwasów, ph w punkie pozątkowym zależy od moy kwasu ( a ) i przesuwa się w kierunku większyh wartośi ph w miarę zmniejszania się moy kwasu. 2. W przedziale < f < 1 przebieg krzywej miarezkowania nie zależy od stężenia kwasu. Dla monego kwasu krzywa jest bardziej płaska, dla słabego ( a < 1 - ) ph zmienia się nieznaznie ze wzrostem f, gdyż mamy wówzas roztwór buforowy: mieszaninę słabego kwasu z jego solą z moną zasadą.. ph w PR w przypadku alkalimetrii słabyh kwasów leży zawsze powyżej 7 i jest tym wyższe im wyższe jest stężenie miarezkowanego kwasu oraz im słabszy jest kwas. 4. Odpowiednim wskaźnikiem wizualnym jest w tym przypadku fenoloftaleina ( ph: 1-8,).
WNIOSI:.d. 5. Skok krzywej miarezkowania jest tym większy im większe jest stężenie pozątkowe analitu. 6. Skok krzywej miarezkowania maleje w miarę zmniejszania się moy miarezkowanego kwasu. 7. Preyzja miarezkowania maleje ze zmniejszaniem się moy i stężenia miarezkowanego kwasu. 8. wasów bardzo słabyh ( a < 1-7 ) nie można praktyznie miarezkować ze względu na mały skok krzywej miarezkowania. 9. Do miarezkowania bardzo słabyh kwasów (w środowisku wodnym) należy stosować inny, odpowiedni rozpuszzalnik, w którym mo kwasu wzrośnie rozpuszzalnik protofilny o większym harakterze zasadowym niż woda, np. amoniak, aminy organizne.
a 1-5 Oblizanie krzywej miarezkowania dla kwasu otowego I. f HA 1-1 mol/dm ; HA B ph HA 1 /2( p a lg ) 1/2(5 1) II. f,999 ph p a lg p a 1 lg f f 5lg1 5 8 III. f 1 ph 1 2 p a p w lg HA 2,5 7,5 lg2 8,85 IV. f 1,1 ph p w lg 1 1 ( f 1) 14 lg( 1 ) 9,7 2 ph 9,7-8, 1,7
Oblizanie krzywyh miarezkowania alkaymetryznego Aydymetria W roztworze mamy ztery jony: H O A - B OH - Musi być spełniony warunek, że H O B OH - A - (1) Miarezkujemy monym kwasem [ ] HA A (2) Jeśli mamy zasadę nieałkowiie zdysojowaną: b [ ] [ BOH ] B [ OH ] ()
Oblizanie krzywyh miarezkowania aydymetryznego Bilans masy: [ B ] [ BOH] [ B b [ OH ] b [BOH] z () do (4) [ B ] ] [ B b ] b [ B [ OH ] b b ] [ OH b ] (4) (5) Podstawiamy: (2), (5) do (1) [ H O ] b [ OH ] b b [ OH ] HA
Oblizanie krzywyh miarezkowania aydymetryznego B b [ ] OH b f [ ] [ ] OH H O (6) Ogólne równanie r miarezkowania aydymetryznego (Uwikłana postać dwuparametryznego równania III stopnia względem [H O ]) Równanie (6) wyraża zależność [H O ] f() G(f) i jest słuszne zarówno dla monyh i słabyh zasad, jak i dla roztworów rozieńzonyh ( b >1-6 ).
Oblizanie krzywyh miarezkowania aydymetryznego zał. upraszzająe: α [ B ] [ B ] [ BOH ] [ B ] B b [ BOH ] [ OH ] b [ BOH ] [ BOH ] [ OH ] [ OH ] [ B ] b [ BOH ] i stąd α b [ OH ] b B α ( ) [ ] [ ] f OH H O
Oblizanie krzywyh miarezkowania aydymetryznego Aydymetria monyh zasad zał. α 1 lub b f p w ph p w lg OH [ ] B Przed PR (nadmiar zasady) zał. upraszzająe: [ OH ] [ H O ] B w [ H O ( 1 f ) [ OH ] ph lg ] >> w [ OH ] B HA B [ H O ] p lg p lg (1 ) w w f
Oblizanie krzywyh miarezkowania aydymetryznego W PR (f1) ph lg w 7 Po PR (nadmiar kwasu: f>1) zał. upraszzająe: ( f ) [ H O ] B 1 [ ] [ ] H >> OH Z ogólnego równania podstawiamy f ph log HA B
1. PR w ph 7 niezależnie od B. WNIOSI ANALITYCZNE 2. rzywe nie są w pełni symetryzne ze względu na efekt rozieńzenia.. W miarę zmniejszania się B skok krzywej maleje. 4. W miarę zmniejszania się B maleje preyzja miarezkowania. 5. Mone zasady można miarezkować wobe fenoloftaleiny ( ph: 8,-1), jak i oranżu metylowego ( ph:,1-4,4) dla B 1 i,1 mol/dm 6. Rozieńzone zasady <,1 mol/dm należy miarezkować wobe błękitu bromotymolowego ( ph: 6,2-7,6). 7. Zasad o stężeniu B <,1 mol/dm praktyznie nie miarezkuje się.
Oblizanie krzywyh miarezkowania aydymetryznego Aydymetria słabyh zasad B zał. upraszzająe:, f B [ OH ] [ OH ] b b b b [ OH ] f [ OH ] [ H O ] [ OH ] >> [ H O ] gdy b (b. słaba zasada) OH >> b [ OH ] 2 B b w } [ ] 2 H O { ph p 1 2lg 1 2 p w B b
Oblizanie krzywyh miarezkowania aydymetryznego Przed PR ( < f < 1) zał. upraszzająe: B ([ OH ] [ H O ]) >> B b [ OH ] f b f b HA [ OH ] b B [ OH ] B b HA HA ph p w poh p w p b - lg B HA HA gdy HA B ph p w p b lg p w p b f lg 1 f
Oblizanie krzywyh miarezkowania aydymetryznego W PR (f1) dla słabej s zasady w PR ph < 7 [ H ] >> [ OH ] O B b 1 [ ] [ H O ] OH b OH b >>[OH - ] [ OH ] w w [ ] b B ( ) w [ H O ] WNIOSI: ph 1 2 p w p b lg B 1. w PR ph zawsze mniejsze od 7, ph <1/2 p w 2. tym mniejsze od 7 im większe jest B i p b
Oblizanie krzywyh miarezkowania aydymetryznego Po PR ( > f >1) zał. upraszzająe: b [ H O ] [ OH ] [ H ] w << O >> ( ) [ ] f H O B 1 [ ] OH ph lg B ( f 1) lg HA B
WNIOSI: Oblizanie krzywyh miarezkowania aydymetryznego 1. Przy tym samym stężeniu pozątkowym zasad, ph w punkie pozątkowym zależy od moy zasady ( b ) i przesuwa się w kierunku mniejszyh wartośi ph w miarę zmniejszania się moy zasady. 2. W przedziale < f < 1 przebieg krzywej miarezkowania nie zależy od stężenia zasady. Dla monej zasady krzywa jest bardziej płaska, dla słabej ( b < 1 - ) ph zmienia się nieznaznie ze wzrostem f, gdyż mamy wówzas roztwór buforowy: mieszaninę słabej zasady z jej solą z monym kwasem.. ph w PR w przypadku aydymetrii słabyh zasad leży zawsze poniżej 7 i jest tym niższe im wyższe jest stężenie miarezkowanej zasady oraz im słabsza jest zasada. 4. Odpowiednim wskaźnikiem wizualnym jest w tym przypadku oranż metylowy ( ph:,1-4,4) lub zerwień metylowa ( ph: 4,4-6,).
Wnioski.d. 5. Skok krzywej miarezkowania jest tym większy im większe jest stężenie pozątkowe analitu. 6. Skok krzywej miarezkowania maleje w miarę zmniejszania się moy miarezkowanej zasady. 7. Preyzja miarezkowania maleje ze zmniejszaniem się moy i stężenia miarezkowanej zasady. 8. Zasad bardzo słabyh ( b < 1-7 ) nie można praktyznie miarezkować ze względu na mały skok krzywej miarezkowania. 9. Do miarezkowania bardzo słabyh zasad (w środowisku wodnym) należy stosować inny, odpowiedni rozpuszzalnik, w którym mo zasady wzrośnie rozpuszzalnik protogenny o większym harakterze kwasowym niż woda, np. kwas otowy, kwas mrówkowy.
Oblizanie krzywyh miarezkowania aydymetryznego Aydymetria węglanów H 2 CO H 2 O HCO - H O 1 1-7 HCO - H 2 O CO 2- H O 2 1-11 Miarezkowanie węglanu sodu CO 2- H O HCO - H 2 O p B1,7 (średnio mona zasada anionowa) HCO - H O H 2 CO H 2 O p B2 7,6 (słaba zasada anionowa) Dla f i B,1 mol/dm ph p 1 2 p 1 1 2lg 14 1,8,5 11,7 w B Dla < f <,5 ph p w p 1 lg B B1 a a
Oblizanie krzywyh miarezkowania aydymetryznego Dla f,5 PR 1 ph Dla f 1 (słaby kwas H 2 CO ) ( p p ) 14 5,6 8, 4 pw 1 2 B1 B2 [ ] H a 2 a2 ph ( p p lg lg 2) 7,8,5,2, 9 w B B 1 2 1 Dla f 2 ph 1 (bez uwzględnienia rozieńzenia)
Oblizanie krzywyh miarezkowania aydymetryznego WNIOSI: 1. miarezkować powoli (lokalne przesyenia) 2. intensywnie mieszać. ohłodzić 4. możliwe zaniezyszzenia CO 2
Oblizanie wyników w metodzie Wardera I etap miarezkowania, wobe fenoloftaleiny ałość NaOH i połowa Na 2 CO a ml HCl II etap miarezkowania, wobe oranżu metylowego druga połowa Na 2 CO b ml HCl m NaOH f NaOH (a-b) m Na2CO f Na2CO 2b gdzie: stężenie titrantu (HCl) w molah/dm f NaOH,4 [g], mnożnik analityzny dla NaOH ilość NaOH odpowiadająa 1 m HCl o 1 mol/dm f Na2CO,5 [g]
Wskaźniki w alkaymetrii III. Wskaźniki w alkaymetrii 1 Wskaźniki wizualne jednobarwne, dwubarwne, mieszane papierki wskaźnikowe (wg. teorii Ostwalda słabe kwasy i zasady) InH H 2 O In - H O Absorpja światła przez daną strukturę hemizną wskaźnika przesuwa się zgodnie z ogólna regułą tym bardziej w kierunku dłuższyh fal, im bardziej zwiększa się lizba sprzężonyh liniowo wiązań podwójnyh.
Wskaźniki dwubarwne oranż metylowy (amfolit) CH I H N N N CH SO - H 2 O CH II N N N SO - H O CH I tautomeria II układ liniowo sprzężonyh wiązań podwójnyh barwa zerwona postać kwasowa, zdolna do odzepiania jonu H O wiązania podwójne nie sprzężone liniowo barwa żółta postać zasadowa, zdolna do przyłązania jonu H O ph < ph > 4.4
Wskaźniki w alkaymetrii I n [ In ][ H O ] [ InH ] [ InH ] lg [ In ] WNIOSI: 1. Barwa przejśiowa (ebulkowa), gdy [InH] [In - ] 2. Oszaowanie błędu (stosunek [InH] do [In - ] jak 1:1 ph p InH ±1, zyli ph±1. zy zależy od stężenia wskaźnika ph f lg [ InH ] [ In ] ph nie zależy od stężenia wskaźnika (dla wskaźników dwubarwnyh) Ale: - efekt solny - efekt temperaturowy p In H
Wskaźniki jednobarwne fenoloftaleina (barwna postać tylko zasadowa) HO OH O O - ph > 1 C OH COO - ph < 8, C COO - H O I II brak sprzężonyh liniowo wiązań podwójnyh bezbarwna postać kwasowa układ liniowo sprzężonyh wiązań podwójnyh barwa zerwona postać zasadowa ph <8, ph > 1
Wskaźniki w alkaymetrii [InH] InH -[In - ], ale dla słabyh kwasów lub zasad InH >>[In - ], wię WNIOSI: ph pin lg ph 1. p zależy od In p [ InH ] [ In ] In [ ] In lg In lg 2. Błąd wskaźnika można skorygować wykonują ślepą próbę dla In. In powinno być możliwie małe, aby mó tylko zaobserwować zmianę barwy
Alkaymetria w środowisku niewodnym IV. Alkaymetria w środowisku niewodnym 1. gdy oznazane kwasy lub zasady nie są rozpuszzalne w wodzie 2. w elu zwiększenia względnej moy oznazanyh kwasów lub zasad. w elu zróżniowania względnej moy kwasów lub zasad przy ih jednozesnym oznazaniu 4. gdy w wodzie analit wykazuje harakter obojętny
Alkaymetria w środowisku niewodnym Teoria Arheniusa (jedynie roztwory wodne) moznik: -obojętny w wodzie - kwas w iekłym amoniaku - zasada w bezwodnym kwasie otowym NH 4 Cl : -obojętny w wodzie (typowa sól) -w iekłym amoniaku kwas HNO : -w iekłym HF zahowuje się jak zasada
Alkaymetria w środowisku niewodnym Teoria Brönsteda: (kwas - substanja oddająa protony, zasada - substanja przyjmująa protony) Reakje protolizy (wymiany protonów): WAS1 ZASADA2 ZASADA1 WAS2 AH B BH A - CH COOH H 2 O CH COO - H O CH COOH NH CH COO - NH 4 HClO 4 CH COOH ClO - 4 CH COOH 2 H 2 O NH OH - NH 4 wasy i zasady są substanjami przehodząymi wzajemnie w siebie. Mogą to być ząstezki obojętne lub jony
Alkaymetria w środowisku niewodnym Przykłady jonowyh kwasów i zasad WAS ATIONOWY ANIONOWY ZASADA ATIONOWA ANIONOWA NH 4 H O HSO - 4 H 2 PO - 4 HPO - 4 HCO - [Al(H 2 O) 5 OH] 2 [Fe(H 2 O) 5 OH] 2 OH - Wszystkie aniony kwasowe Mo kwasów i zasad zależy od łatwośi do przyłązania lub oddawania protonów (potenjału wymiany protonu wyrażanego w woltah lub -) HClO 4 > HF > H 2 SO 4 > HCl > CH COOH > H 2 O > NH > NaOH
Alkaymetria w środowisku niewodnym Właśiwośi rozpuszzalnika wpływająe na wzajemne oddziaływanie z analitem: stała dielektryzna moment dipolowy zdolność do solwataji zdolność do asojaji ząstezek i jonów generalnie: powinowatwo rozpuszzalnika do protonu
Alkaymetria w środowisku niewodnym Podział rozpuszzalników stosowanyh w alkaymetrii 1. aprotolityzne (aprotyzne) 2. protolityzne - protonodonorowe (protonogenne) - protonoakeptorowe (protonofilne). amfiprotolityzne (amfoteryzne) H 2 O H H O H 2 O OH - H C 2 H 5 OH H C 2 H 5 OH 2 C 2 H 5 OH C 2 H 5 O - H 4. różniująe
Alkaymetria w środowisku niewodnym Rozpuszzalniki aprotolityzne - nie biorą udziału w reakji, ponieważ nie tworzą jonów - rozpuszzone w nih związki nie ulegają dysojaji - nie podwyższają kwasowośi lub zasadowośi -nie hamują wędrówki proton wady: stosunkowo słaba rozpuszzalność związków organiznyh przykłady: n-heksan, n-heptan, ykloheksan, trihlorometan, tetrahlorometan, benzen, hlorobenzen
Alkaymetria w środowisku niewodnym Rozpuszzalniki protolityzne (biorą udział w wędrówe protonów) PROTOGENNE (kwasowe, małe powinowatwo do protonu) bezwodne kwasy, łatwo oddają proton zwiększają harakter zasadowy a zmniejszają kwasowy substanji w nim rozpuszzonyh kwas otowy RNH 2 CH COOH RNH CH COO - Mo słabyh zasad zostaje nie tylko zwiększona, ale także różnie w moy są niwelowane.
Alkaymetria w środowisku niewodnym Trzy typy dzia Trzy typy działań: - bardzo słabe zasady nie tworzą otanów - średniej moy zasady tworzą zęśiowo otany (indywidualne różnie moy rozpuszzonyh zasad) - stosunkowo mone zasady tworzą otany, ih mo jest jednakowa
Alkaymetria w środowisku niewodnym RNH CH COO - CH COOH 2 ClO 4- RNH ClO 4-2CH COOH Reakja przebiega do końa jeśli oznazana zasada jest protonoakeptorem silniejszym od rozpuszzalnika i sprzężonej zasady użytego kwasu R-NH 2 >> CH COOH > ClO 4 - inne: kwas mrówkowy jon HCOOH 2, bezwodnik kwasu otowego, kwas propionowy
Alkaymetria w środowisku niewodnym PROTONOFILOWE (zasadowe, duże powinowatwo do protonu) przykłady: aminy, DMF, iekły amoniak, hydrazyna Im większe jest powinowatwo rozpuszzalnika do protonu, tym silniej zaznazają się właśiwośi kwasowe rozpuszzonyh w nim związków, a słabiej właśiwośi zasadowe. W iekłym NH bardzo słabe zasady (aetamid, moznik, anilina) stają się słabymi kwasami mo kwasów zostaje zwiększona (i zniwelowana) przez powstanie kwasu kationowego NH 4 ; AH NH NH 4 A - Rozpuszzalniki różniująe Organizne związki tlenowe (wolne pary elektronów przy atomie tlenu następuje obniżenie moy rozpuszzonyh w nih kwasów i zasad). przykłady: etery, ketony, estry,alkohole