Zapisz jako PDF

Spis treści
1 Kwasy i zasady
2 Rola rozpuszczalnika
3 Dysocjacja wody
4 Słabe kwasy i zasady
5 Skala pH
6 Oblicznie pH słabego kwasu
7 Obliczanie pH słabej zasady
8 Przykłady obliczeń
8.1 Zadanie 1
8.1.1 Rozwiązanie
8.2 Zadanie 2
8.2.1 Rozwiązanie
8.3 Zadanie 3
8.3.1 Rozwiązanie
9 Reakcje hydrolizy
10 Roztwory buforowe
11 Najczęściej stosowane układy buforujące:
Kwasy i zasady
Teoria protonowa (Brønsteda i Lowry’ego) definiuje kwasy jako donory protonu, a zasady jako
akceptory protonu i postuluje, że reakcje kwas-zasada są reakcjami sprzężonymi
kwas1 + zasada2 ↔ zasada1 + kwas2,
HA + B ↔ A¯ + BH+.
Kwas HA i odpowiadająca mu zasada A¯ stanowią sprzężoną parę (podobnie zasada B i kwas
BH+):
HNO3 ↔ NO3¯ + H+,
HCO3¯ + H+ ↔ H2CO3.
Rola rozpuszczalnika
Rozpuszczalniki protolityczne (zdolne do autoprotolizy) i aprotonowe.
Do grupy rozpuszczalników protolitycznych zalicza się:
protonoakceptorowe (protonofilowe), które łatwo przyłączają protony
C5H5N + H+ ↔ C5H5NH+ (pirydyna)
protonodonorowe (protonogenne), które łatwo oddają protony
HCOOH ↔ HCOO¯ + H+ (bezwodny kwas mrówkowy)
amfoteryczne (amfiprotyczne), które w zależności od warunków reakcji mogą przyłączać
lub oddawać elektrony (np. woda lub etanol):
H2O ↔ OH¯ + H+,
H2O + H+ ↔ H3O+,
C2H5OH ↔ C2H5O¯ + H+,
C2H5OH + H+ ↔ C2H5OH2+.
Dysocjacja wody
Woda jest bardzo słabym elektrolitem dysocjującym zgodnie z równaniem:
H2O ↔ H+ + OHStała dysocjacji wody jest wyrażona równaniem:
Stężenie wody
przyjmuje się za wielkość stałą (55,5 mol/dm3), ponieważ liczba
zdysocjowanych cząsteczek jest znikomo mała w porównaniu do ogólnej liczby cząsteczek
wody.
Iloczyn
jest wielkością stałą (w stałej temperaturze), tak więc iloczyn [H+][OH¯] ma
również stałą wartość i nazywa się iloczynem jonowym wody:
Iloczyn jonowy wody określa zależność między stężeniami H+ i OH¯ w wodnych roztworach
kwasów i zasad, w czystej wodzie
W wyrażeniach na stałe równowagi reakcji jonowych można się posługiwać wartościami stężeń
tylko w przypadku rozcieńczonych roztworów, ponieważ wtedy stężenia są bliskie
aktywnościom (niska siła jonowa).
W roztworach elektrolitów o wysokiej sile jonowej należy uwzględnić współczynniki
aktywności. Stałe równowagi reakcji wyrażone za pomocą aktywności nazywają się stałymi
aktywnościowymi lub termodynamicznymi
Słabe kwasy i zasady
Słabe kwasy są w roztworach wodnych częściowo zdysocjowane
HA + H2O ⇔ H3O+ + A¯ lub HA ⇔ H+ + A¯
Stan równowagi określa wartość stałej dysocjacji
Jeżeli stężenie molowe kwasu HA wprowadzonego do roztworu oznaczy się jako
stężenie części zdysocjowanej wynosi
, to
a stężenie niezdysocjowanego kwasu
Podstawiając otrzymane zależności do wyrażenia na stałą dysocjacji otrzymuje się związek
między stałą i stopniem dysocjacji
a otrzymane po przekształceniu równanie kwadratowe
pozwala obliczać stopień dysocjacji słabego kwasu, jeżeli znane jest jego stężenie molowe.
Gdy stopień dysocjacji jest bardzo mały (a<0,05), to wyrażenie na stałą dysocjacji można
uprościć do postaci
wówczas
.
Skala pH
W roztworach kwasów i zasad konieczne jest określanie stężenia jonów H+ i OH¯.
W celu określania kwasowości czy zasadowości roztworów wodnych wprowadzono skalę pH
opartą na wartościach ujemnych logarytmów z wartości stężenia molowego jonów wodorowych
(lub aktywności):
roztwory kwasowe pH < 7
roztwory obojętne pH = 7
roztwory alkaliczne pH > 7
Znajomość pH roztworu pozwala również określać pOH i stężenie jonów OH¯, korzystając z
zależności
,
.
Oblicznie pH słabego kwasu
Wychodząc z wyrażenia na stałą dysocjacji słabego kwasu HA
zakłada się, że
, a stężenie niezdysocjowanego kwasu
Po podstawieniu do wyrażenia na stałą dysocjacji otrzymuje się zależność
która prowadzi do równania kwadratowego
Obliczanie pH słabej zasady
Proces dysocjacji słabej zasady
B + H2O ⇔ BH+ + OH¯
opisuje stała dysocjacji zasadowej
,
zakładając, że
oraz
.
otrzymujemy zależność
.
Stężenie jonów OH¯ oblicza się z równania kwadratowego
.
Przykłady obliczeń
Zadanie 1
Stopień dysocjacji
stałą dysocjacji.
jednoprotonowego kwasu wynosi 46% w roztworze wodnym o pH = 3. Oblicz
Rozwiązanie
Wartość pH określa stężenie jonów wodorowych
Znajomość pH oraz
obliczyć początkowe stężenie kwasu
z definicji stopnia dysocjacji
Podstawiając te wartości do wzoru na stałą dysocjacji otrzymamy
Zadanie 2
Oblicz stopień dysocjacji oraz pH roztworu kwasu octowego o stężeniu 0,2 mol/dm3.
Rozwiązanie
Stopień dysocjacji obliczamy korzystając z równania kwadratowego
Stężenie jonów wodorowych obliczamy z zależności
pozwala
Zadanie 3
Obliczyć pH roztworu kwasu mrówkowego o stężeniu
( stała dysocjacji
).
Rozwiązanie
Korzystamy z równania kwadratowego:
pH = 3,48
Reakcje hydrolizy
Hydrolizą nazywamy równowagi protolityczne ustalające się po rozpuszczeniu w wodzie soli:
słabego kwasu i mocnej zasady (np. octan sodu),
mocnego kwasu i słabej zasady (np. chlorek amonowy),
słabego kwasu i słabej zasady (np. octan amonowy).
Sole te są w roztworach wodnych całkowicie zdysocjowane, a jony słabych kwasów lub słabych
zasad reagują z cząsteczkami wody, zgodnie z równaniami
CH3COONa → CH3COO¯ + Na+
CH3COO¯ + H2O ⇔ CH3COOH + OH¯
NH4Cl → NH4+ + Cl¯
NH4+ + H2O ⇔ :NH3 + H3O+
CH3COONH4 → CH3COO¯ + NH4+
CH3COO¯ + H2O ⇔ CH3COOH + OH¯
NH4+ + H2O ⇔ NH3 + H3O+
W wyniku reakcji hydrolizy pH wodnych roztworów soli jest różne od 7.
Roztwory buforowe
Roztworem buforowym jest wodny roztwór zawierający sprzężoną parę kwas-zasada, którego
cechą jest utrzymywanie stałego pH podczas rozcieńczania lub dodawania niewielkich ilości
mocnego kwasu czy zasady.
Roztwór buforowy otrzymuje się przez zmieszanie roztworu słabego kwasu HA i sprzężonej z
nim zasady A¯, o wysokich stężeniach analitycznych cHA i cA¯.
Do wyrażenia na stałą dysocjacji kwasu HA
podstawiamy odpowiednie stężenia:
,
i otrzymujemy
.
W postaci logarytmicznej otrzymujemy wzór na pH
.
Najczęściej stosowane układy buforujące:
pH = 0 1 M HCl
pH = 2 0,01 M HCl
pH = 4,7 1 M CH3COOH + 1 M CH3COONa
pH = 7,2 1 M KH2PO4 + 1 M K2HPO4
pH = 9,2 1 M NH4Cl + 1 M NH3
pH = 12 0,01 M NaOH
pH = 14 1 M NaOH