HA H + + A - HCl H + + Cl - MeOH Me + + OH - Svante Arrhenius. NaOH Na + + OH -

Podobne dokumenty
HA H + + A - HCl H + + Cl - MeOH Me + + OH - Svante Arrhenius. NaOH Na + + OH -

roztwory elektrolitów KWASY i ZASADY

Równowaga kwasowo-zasadowa

RÓWNOWAGI KWASOWO-ZASADOWE W ROZTWORACH WODNYCH

WARSZTATY olimpijskie. Co już było: Atomy i elektrony Cząsteczki i wiązania Stechiometria Gazy, termochemia Równowaga chemiczna Kinetyka

- w nawiasach kwadratowych stężenia molowe.

6. ph i ELEKTROLITY. 6. ph i elektrolity

ph ROZTWORÓW WODNYCH ph + poh = 14

Kwas HA i odpowiadająca mu zasada A stanowią sprzężoną parę (podobnie zasada B i kwas BH + ):


W rozdziale tym omówione będą reakcje związków nieorganicznych w których pierwiastki nie zmieniają stopni utlenienia. Do reakcji tego typu należą:

Wykład 11 Równowaga kwasowo-zasadowa

Równowagi w roztworach elektrolitów

Chemia - laboratorium

Spis treści. Wstęp. Roztwory elektrolitów

DYSOCJACJA ELEKTROLITYCZNA, ph ROZTWORU

SEMINARIUM Z ZADAŃ ALKACYMETRIA

Roztwory elektrolitów

DYSOCJACJA ELEKTROLITYCZNA, ph ROZTWORU

dla której jest spełniony warunek równowagi: [H + ] [X ] / [HX] = K

ĆWICZENIE NR 4 PEHAMETRIA. Poznanie metod pomiaru odczynu roztworów wodnych kwasów, zasad i soli.

Temat 7. Równowagi jonowe w roztworach słabych elektrolitów, stała dysocjacji, ph

MIARECZKOWANIE ALKACYMETRYCZNE

Odczyn roztworu Skala ph. Piotr Zawadzki i Aleksandra Jarocka

Równowagi w roztworach wodnych

RÓWNOWAGI W ROZTWORACH ELEKTROLITÓW

Chemia - laboratorium

ANALIZA MIARECZKOWA. ALKACYMERIA

Pojęcie soli, kwasów i zasad

HYDROLIZA SOLI. 1. Hydroliza soli mocnej zasady i słabego kwasu. Przykładem jest octan sodu, dla którego reakcja hydrolizy przebiega następująco:

NaOH HCl H 2 SO 3 K 2 CO 3 H 2 SO 4 NaCl CH 3 COOH

ĆWICZENIE 1: BUFORY 1. Zapoznanie z Regulaminem BHP 2. Oznaczanie ph 2.1. metoda z zastosowaniem papierków wskaźnikowych

Roztwory i reakcje w roztworach wodnych

Kwas i zasada dwa pojęcia, wiele znaczeń. dr Paweł Urbaniak ACCH, Łódź,

Zmiana barwy wskaźników w roztworach kwaśnych, obojętnych i zasadowych.

PRZYKŁADOWE ROZWIĄZANIA ZADAŃ

Opracowanie: dr Jadwiga Zawada, dr inż. Krystyna Moskwa

CHEMIA BUDOWLANA ĆWICZENIE NR 3

STĘŻENIE JONÓW WODOROWYCH. DYSOCJACJA JONOWA. REAKTYWNOŚĆ METALI

ELEKTROLITY, KWASY, ZASADY I SOLE. HCl H + + Cl - (1).

Skład zespołu (imię i nazwisko): (podkreślić dane osoby piszącej sprawozdanie):

HYDROLIZA SOLI. Przykładem jest octan sodu, dla którego reakcja hydrolizy przebiega następująco:

Równowagi jonowe - ph roztworu

Wizualne i instrumentalne metody wyznaczania punktu końcowego miareczkowania

Roztwory buforowe (bufory) (opracowanie: dr Katarzyna Makyła-Juzak)

Chemia ogólna nieorganiczna Wykład XII Kinetyka i statyka chemiczna

Ćwiczenie 5 Alkalimetryczne oznaczanie kwasu solnego.

Zad: 5 Oblicz stężenie niezdysocjowanego kwasu octowego w wodnym roztworze o stężeniu 0,1 mol/dm 3, jeśli ph tego roztworu wynosi 3.

MIARECZKOWANIE ALKACYMETRYCZNE

Obliczenia chemiczne. Zakład Chemii Medycznej Pomorski Uniwersytet Medyczny

Teorie kwasów i zasad; słabe i mocne elektrolity.

Roztwory elektrolitów

Równowaga kwasowo-zasadowa. Zakład Chemii Medycznej Pomorski Uniwersytet Medyczny

Teorie kwasów i zasad; słabe i mocne elektrolity.

Chemia - laboratorium

Repetytorium z wybranych zagadnień z chemii

Problemy do samodzielnego rozwiązania

Wydział Chemii, Zakład Dydaktyki Chemii ul. Ingardena 3, Kraków tel./fax:

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

RÓWNOWAGI W ROZTWORACH ELEKTROLITÓW WODNYCH I NIEWODNYCH

STAłA I STOPIEŃ DYSOCJACJI; ph MIX ZADAŃ Czytaj uważnie polecenia. Powodzenia!

Równowaga kwasowo-zasadowa. Zakład Chemii Medycznej PUM

Kwas jedno pojęcie, wiele znaczeo, czyli otoczenie ma wpływ. dr Paweł Urbaniak Radomsko

Dysocjacja kwasów i zasad. ponieważ stężenie wody w rozcieńczonym roztworze jest stałe to:

SPRAWOZDANIE 2. Data:... Kierunek studiów i nr grupy...

1 Kinetyka reakcji chemicznych

Reakcje chemiczne. Typ reakcji Schemat Przykłady Reakcja syntezy

Równowaga kwasowo-zasadowa. Zakład Chemii Medycznej Pomorskiego Uniwersytetu Medycznego

g % ,3%

Obliczanie stężeń roztworów

WYZNACZANIE STAŁEJ DYSOCJACJI SŁABEGO KWASU ORGANICZNEGO

CHEMIA BUDOWLANA ĆWICZENIE NR 2

Chemia Wydział SiMR, kierunek IPEiH I rok I stopnia studiów, semestr I. Chemia roztworów wodnych z elementami chemii nieorganicznej.

Szkolny konkurs chemiczny Grupa C. Czas pracy 80 minut

PRAKTIKUM Z CHEMII OGÓLNEJ

VI Podkarpacki Konkurs Chemiczny 2013/2014

RÓWNOWAGI W ROZTWORACH ELEKTROLITÓW.

MODEL ODPOWIEDZI I SCHEMAT PUNKTOWANIA

Równowagi w roztworach wodnych

ROZTWORY część I ROZPUSZCZALNOŚĆ

ODPOWIEDZI I SCHEMAT PUNKTOWANIA POZIOM ROZSZERZONY

Scenariusz lekcji w technikum zakres podstawowy 2 godziny

Dysocjacja elektrolityczna, przewodność elektryczna roztworów

HYDROLIZA SOLI. ROZTWORY BUFOROWE

Mechanizm działania buforów *

Podstawy termodynamiki.

Ważniejsze wskaźniki ph. 1,2 2,8 1,7 czerwone pomarańczowe żółte. 8,0 9,6 8,9 żółte zielone niebieskie

VIII Podkarpacki Konkurs Chemiczny 2015/2016

Ćwiczenie nr 1 Miareczkowanie kwasowo-zasadowe

III Podkarpacki Konkurs Chemiczny 2010/11

Równowagi w roztworach wodnych. Zakład Chemii Medycznej PAM

ZADANIA Z KONKURSU POLITECHNIKI WARSZAWSKIEJ (RÓWNOWAGI W ROZTWORZE) Opracował: Kuba Skrzeczkowski (Liceum Akademickie w ZS UMK w Toruniu)

POLITECHNIKA POZNAŃSKA ZAKŁAD CHEMII FIZYCZNEJ ĆWICZENIA PRACOWNI CHEMII FIZYCZNEJ

KLASYFIKACJA ZWIĄZKÓW NIEORGANICZNYCH

Analiza miareczkowa. Alkalimetryczne oznaczenie kwasu siarkowego (VI) H 2 SO 4 mianowanym roztworem wodorotlenku sodu NaOH

Roztwory elekreolitów

Zajęcia 10 Kwasy i wodorotlenki

ELEKTROLITY, KWASY, ZASADY I SOLE

Transkrypt:

HA H A - HCl H Cl - Svante Arrhenius MeOH Me OH - NaOH Na OH -

elektrolity - test przewodnictwa głównie jony bateria CH COOH głównie cząsteczki

kwas = donor protonu zasada = akceptor protonu HA B BH A - Johannes N. Bronsted kwas 1 zasada 2 kwas 2 zasada1 CH COOH NH NH 4 CH COO - H 2 O NH NH 4 OH - CH COOH H 2 O CH COO - H O

Test przewodnictwa moc kwasu stopień dysocjacji α głównie jony α < 0,2 kwas słaby bateria jony α > 0,8 kwas mocny CH COOH głównie cząsteczki α = [ cz. zdysocjowane] [ wszystkie cz.] α = [ CH [ CH COO ] COOH ] [ CH COO ] [ CH COO ] [ CH COOH ] CHCOOH CHCOO H α ~ [ H ] [ CH COOH ]

[H ] ph przykład 1 x 10 0 0 1M HCl 1 x 10-1 1 kwas ż o łądkowy 1 x 10-2 sok cytrynowy, 2 Coca-cola kwasy 1 x 10 - ocet 1 x 10-4 4 woda sodowa 1 x 10-5 5 woda deszczowa 1 x 10-6 6 mleko obojętne 1 x 10-7 7 czysta woda 1 x 10-8 8 białko jaja, woda morska 1 x 10-9 9 tabletki Manti zasady 1 x 10-10 10 proszek do prania 1 x 10-11 11 amoniak 1 x 10-12 12 Ca(OH) 2 1 x 10-1 1 Kret 1 x 10-14 14 1M NaOH ph = -log[h ]

Stała dysocjacji (K a ) jako miara mocy kwasu A B C D K = [ C][ D] [ A][ B] HA H A CH COOH H CH COO K a = [ H ][ A [ HA ] ] K a = [ H ][ CH COO ] 5 [ CH 1,8 10 COOH ] pk a = log K a pk a = log K a = 4,7

Przybliżone wartości pk a "wodorków" CH 4 46 NH 5 OH 2 16 FH PH 27 SH 2 7 ClH 7 SeH 2 4 BrH 9 TeH 2 IH 10 CH 4 H CH H 2 O H OH NH H NH 2 HCl H Cl

wpływ ładunku na moc kwasu pk a pk a pk a pk a H O 1,7 H 2 O 15,7 OH 25 NH 4 9, NH 5 H 2 S 7,1 HS 14,7 H PO 4 2,15 H 2 PO 4 7,1 HPO 2 4 12,4 H O H H 2 O OH H O 2 NH 4 H NH HS H S 2 H 2 PO 4 H HPO 4 2 H 2 O H OH 2 HPO 4 NH H NH 2 H 2 S H HS H PO 4 H H 2 PO 4 H PO 4

wartości pk a nieorganicznych kwasów tlenowych X(OH) m pk a XO(OH) m pk a XO 2 (OH) m pk a XO (OH) m pk a (bardzo słabe) (słabe) (mocne) (bardzo mocne) Cl(OH) 7,2 NO(OH), NO 2 (OH) 1,4 ClO (OH) 10 Br(OH) 8,7 ClO(OH) 2,0 ClO 2 (OH) 1 MnO (OH) --- I(OH) 10,0 CO(OH) 2,9 B(OH) 9,2 SO(OH) 2 1,9 SO 2 (OH) 2 As(OH) 9,2 SeO(OH) 2 2,6 SeO 2 (OH) 2 < 0 Sb(OH) 11,0 TeO(OH) 2 2,7 Si(OH) 4 10,0 PO(OH) 2,1 Ge(OH) 4 8,6 AsO(OH) 2, Te(OH) 6 8,8 IO(OH) 5 1,6 HPO(OH) 2 1,8 H 2 PO(OH) 2,0

kwas (zasada) określa ph środowiska CH COOH H CH COO [ H ][ CH COO ] 5 K a = 1,8 10 [ CH COOH ] pka = log K a = 4,7 H K a [ H ][ H ] = [H ] = [CH COO ] [ CH COOH ] [ H ][ H ] [ H ][ H ] [ H ][ H ] K a = = c [ CH COO ] c [ H ] c log (ab) = log a log b log a/b = log a - log b log a b = b log a c = [H ] [CH COOH] log K a = log [H ] 2 log c [H ] 2 = K a c log [H ] 2 = log K a log c [ H ] = K ac 2 log [H ] = pk a log c 2 ph = pk a log c ph = 1 2 ( pk a log c)

mocny kwas [H ] = c słaby kwas CH COOH (pk a = 4,7) [H ] = c [ H ] = K ac 1 ph = log c ph = ( pk a log c) 2 [kwas] ph HCl CH COOH (pk a = 4,7) 1 log 1 = 0 4,7/2 = 2,5 0,1 log 0,1 = 1 5,7/2 = 2,85 0,01 log 0,01 = 2 6,7/2 =,5 0,001 log 0,001 = 7,7/2 =,85 0,0001 log 0,0001 = 4 8,7/2 = 4,5 K a ( cα)( cα) c cα cα 1α 2 = 2 = cα α K a / c prawo rozcieńczeń Ostwalda

K = K w ] [ H [ OH [ H O] 2 ] = K[ H2O] = [ H ][ OH ] = 10 14 [ H ][ OH ] = 10 14 w temp ~25 o C czysta woda : [H ] = [OH - ] = 10-7 mol/dm na ogół : [H ] różne od [OH - ] [H ] = 10-14 / [OH - ]

ph środowiska określa formę, w której istnieje kwas CH COOH H CH COO [ H ][ CH COO ] 5 K a = 1,8 10 [ CH COOH] pka = log K a = 4,7 [ CH COO ] Ka [H ] = [CH COO = ] [ CH COOH ] [ H ] log (ab)= log a log b log a/b = log a log b log a b = b log a [ CH log [ CH COO ] = log K a log[ H COOH] -pka ph ] zasada Brønsteda ph = pk a [ CH log [ CH COO ] COOH ] równanie Hendersona kwas Brønsteda

[ CH log [ CH COO ] COOH ] = log K log[ H ] = ph a pk a CH COOH H CH COO pk a = log K a = 4,7 ph [ CH log [ CH COO ] COOH ] [ CH [ CH COO ] COOH ] 2,7-2 0,01,7-1 0,1 4,7 0 1 5,7 1 10 6,7 2 100 12,7 8 100 000 000

Fiolet metylowy Błękit tymolowy Żółcień metylowa Błękit bromofenolowy Oranż metylowy Czerwień metylowa Lakmus Błękit bromotymolowy Czerwień fenolowa Fenoloftaleina Tymoloftaleina Żółcień alizarynowa niższe ph wyższe ph Pospolite indykatory (wskaźniki) ph

HO OH HO O C C O O -H C C O - O fenoloftaleina

oranż metylowy (ph > pk a oranżu) CH N N N SO CH - H CH N N N SO - CH CH N N H N SO - CH w środowisku kwaśnym (ph < pk a oranżu) - forma czerwona ( pk a oranżu ~,5)

V ph-metr kombinowana elektroda szklana elektroda szklana

Hydrangea

Antocyjany: gr. anthos = kwiat, kyáneos = purpura

R 1 OH tautomeria prototropowa R 1 O O O R 2 HO O R 2 OR OR AH barwne zasady chinonowe OR OR -H przeniesienie protonu (mikrosekundy) -H przeniesienie protonu HO O R 1 OH R 2 -H / H 2 O HO HO O R 1 OH R 2 AH 2 OR OR flawyliowy bawny kation OR OR BH 2 : bezbarwny hemiacetal

Al(OH) H Al H 2 O HO O OH OH OH M n -2H HO O O M O OH (n-1) OR 1 OR 2 OR 1 OR 2 R 1 = alkil, sacharyd R 2 = H, sacharyd

Powstawanie kwaśnych deszczy kwaśny deszcz paliwa

CaCO 2H 2NO - Ca 2 2NO - CO 2 H 2 O CaCO H NO - Ca 2 NO - HCO - CaCO H Ca 2 HCO - CaCO H 2 O CO 2 Ca 2 2HCO -

Wpływ ph na życie ryb i komarów Graniczne wartości ph Minimum Maksimum EFEKTY.8 10.0 młode mogą się wykluć z jaj, ale często są zdeformowane 6.0 7.2 optymalny zakres dla ikry 5.0 9.0 granice tolerowane przez większość ryb 4.0 10.1 granice dla najbardziej odpornych ryb 4.1 9.5 ph tolerowane przez pstrągi 4.5 9.0 jaja i larwy pstrąga rozwijają się normalnie --- 4. karpie zdychają w ciągu pięciu dni --- 5.0 granice dla ciernika --- 8.7 górna granica dla dobrych łowisk --- 1.0 larwy komarów giną w tym zakresie ph. 4.7 larwy komarów żyją w tym zakresie ph 7.5 8.4 najlepszy zakres dla wzrostu glonów

WYMARŁE. Rodzimy łosoś wymarł z powodu niskiego ph spowodowanego kwaśnymi deszczami. RESZTKI. Jedynie resztkowe populacje łososia Atlantyckiego przeżyły w jednym lub dwu rozlewiskach PRZERZEDZONE. o wyższym ph. Stada łososia przerzedzone przez zakwaszenie niektórych mniejszych rozlewisk, lecz na większości rzeki występowanie łososia w normie.

ph ~ 8-9 ochrona żółtka przed bakteriami, grzybami i wirusami ph ~ 6,5