Formuła Kwas Bromowy
Transkrypt
Formuła Kwas Bromowy
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 H2O Prawo rozcieńczeń Ostwalda • • • • • • • Dysocjacja AB ⇔ A+ + BStała dysocjacji K = [A+ ] × [B-] / [AB] [A+ ] = [B-] = c × α [AB] = (1- α) c Zatem; K = c × α2 / (1 - α) Gdy α << 1 to K = c × α2 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. A1, również cząsteczek zdolnych do pobrania protonu, a więc cząsteczek zasady nie sprzężonej z kwasem A1, np. zasady B2 A1 + B2 → ← B1 + A 2 Rolę zasady B2 mogą spełniać również cząsteczki rozpuszczalnika, np. wody Reakcja dysocjaji kwasu : HCl + H 2O → ← Cl− + H 3O + (HCl − A1; H 2O − B2 ; Cl− − B1; H 3O + − A 2 ) Rekacja dysocjacji zasady : NH3 + H 2O → ← NH +4 + OH − (H 2O − A1; NH3 − B2 ; OH − − B1; NH +4 − 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 2O − 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, H2SO4, CH3COOH 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 H2O: H O + HCl → H O + + Cl − 2 ← 3 Tworzy się przy tym nowy addukt H 3 O + Ogólnie, reakcje tego rodzaju pozwalają na określenie, który z dwóch kwasów A’ czy A jest mocniejszy. Jeżeli równowaga: A' + A • B → A + A' • B • ← • jest silnie przesunięta na prawą stronę, to oznacza, że kwas A’ jako kwas wypierający kwas A z adduktu jest mocniejszym kwasem Podobnie dysocjacja amoniaku w wodzie jest rozpatrywana jako wypieranie słabszej zasady OH− z adduktu H2O przez zasadę mocniejszą NH3 : 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 - Ka • Aby uniknąć posługiwania się potęgami (wartości eksperymentalne Ka wynoszą rzędu 10-10 – 108) często podaje się ujemny logarytm stałej dysocjacji oznaczany symbolem pKa pKa = -logKa • 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: H3PO4 + H2O ⇔ H2PO4− + H3O+ pKa1 = 2,12 H2PO4− + H2O ⇔ HPO42− + H3O+ pKa2 = 7,21 pKa3 = 12,67 HPO42− + H2O ⇔ PO43− + H3O+ Stałe dysocjacji kwasów beztlenowych w roztworach wodnych Kwas Ka pKa HF 6,3·10-4 3,2 HCl 1·107 -7 HBr 3·109 -9,5 HI 1·1010 -10 H2S *1,02·10-7 *7,0 H2Se *1,9·10-4 *3,7 H2Te *2,5·10-3 *2,6 *Ka1, pKa1 Stałe dysocjacji niektórych kwasów tlenowych Kwas Ka pKa Kwas Ka1 pKa1 Kwas Ka1 pKa1 Cl(OH) 5,0·10-8 7,3 NO(OH) 2·10-4 3,3 NO2(OH) 25 -1,4 Br(OH) 2,01·10-9 8,7 ClO(OH) 1·10-2 2,0 ClO2(OH) 10 I(OH) 1·10-10 10,0 SO(OH)2 B(OH)3 5,8·10-10 9,24 SeO(OH)2 1,54·10-2 1,81 IO2(OH) 2,5·10-3 2,6 As(OH)3 6·10-10 9,2 PO(OH)3 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 7,52·10-3 2,12 4,0·10-2 1,4 -1 0,16 0,8 SO2(OH)2 (103) (-3) • Moc kwasu beztlenowego HnX 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: HnRO(m+n), czyli ROm(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 ROm(OH)n → ROm+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: H3PO4 mocniejszy niż H3AsO4 H2SO3 mocniejszy niż H2SeO3 • Kwas ROm(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 Ka1 ≤ 10-7 (pKa1 > 7) Przykład: Ka1 = 5,8·10-10 kwas borowy, H3BO3 kwas chlorowy (I), HClO Ka1 = 5,0·10-8 • Kwasy o m =1 są kwasami umiarkowanie słabymi, a ich pierwsza stała dysocjacji Ka1 ≈ 10-2 (pKa1 ≈ 2) Przykład: kwas chlorowy (III), HClO2 Ka1 = 10-2 kwas siarkowy (IV), H2SO3 Ka1 = 1,54·10-2 Ka1 = 0,5·10-2 kwas arsenowy, H3AsO4 • Kwasy o m = 2 są kwasami umiarkowanie mocnymi, a Ka1 ≈ 103 (pKa1 ≈ -3) Przykład: kwas chlorowy (V), HClO3 kwas siarkowy (VI), H2SO4 • Kwasy o m =3 są kwasami bardzo mocnymi, a Ka1 ≈ 108 (pKa1 ≈ -8) Przykład: kwas chlorowy (VII), HClO4 kwas manganowy (VII), HMnO4 Stałe dysocjacji kwasów wieloprotonowych Grupa I Ka1 pKa1 Ka2 pKa2 Ka3 pKa3 H3BO3 5,80·10-10 9,24 1,8·10-13 12,74 1,6·10-14 13,80 H3PO4 7,52·10-3 2,12 6,23·10-9 7,21 2,2·10-13 12,67 H3AsO4 5,62·10-3 2,25 1,7·10-7 6,77 3,95·10-12 11,40 H2SO3 1,54·10-2 1,81 1,02·10-7 6,99 H2SeO3 3,5·10-3 2,46 5·10-8 7,30 Grupa II Ka1 pKa1 Ka2 pKa2 Ka3 pKa3 H4P2O7 1,4·10-1 0,85 1,1·10-2 1,96 2,1·10-7 6,68 H4P2O6 6,4·10-3 2,19 1,6·10-3 2,81 5,4·10-8 7,27 (COOH)2 5,9·10-2 1,23 6,4·10-5 4,19 CH2(COOH)2 1,5·10-3 2,83 2,5·10-6 5,60 (CH2)2(COOH)2 6,9·10-5 4,16 2,5·10-6 5,60 Ka4 pKa4 H4P2O7 4,1·10-10 9,39 H4P2O6 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 • Proces hydrolizy 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: CH3COONa → CH3COO− + Na+ • Jony octanowe, stanowiące zasadę Brönsteda, wchodzą w reakcję z cząsteczkami wody pełniącymi rolę kwasu: CH3COO− + H2O ⇔ CH3COOH+ OH− • Utworzone jony OH− zaburzają równowagę dysocjacji wody, jaka ustaliła się w czystym rozpuszczalniku: 2H2O ⇔ H3O+ + OH− • Stężenie jonów OH− jest większe niż stężenie jonów H3O+, 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: CH3COONa + H2O ⇔ CH3COOH + Na+ + OH− b) Hydroliza soli mocnego kwasu oraz słabej zasady Przykład: chlorek amonu • Sól w roztworze wodnym jest zdysocjowana całkowicie na jony: NH4Cl → NH4+ + Cl− • Jony amonowe, stanowiące kwas Brönsteda, wchodzą w reakcję z cząsteczkami wody pełniącymi rolę zasady: NH4+ + H2O ⇔ NH3 + H3O+ • Utworzone jony H3O+ zaburzają równowagę dysocjacji wody, jaka ustaliła się w czystym rozpuszczalniku: 2H2O ⇔ H3O+ + OH− • Stężenie jonów H3O+ jest większe niż stężenie jonów OH−, a roztwór wykazuje odczyn kwaśny (pH < 7); jony H3O+ nie łączą się w roztworze z jonami Cl− pochodzącymi z dysocjacji chlorku amonu, gdyż kwas solny jest mocnym elektrolitem; ostatecznie: NH4Cl + H2O ⇔ NH3 + H3O+ + Cl− c) Hydroliza soli słabego kwasu oraz słabej zasady Przykład: octan amonu • Sól w roztworze wodnym jest zdysocjowana całkowicie na jony: CH3COONH4 → CH3COO− + NH4+ • Jony octanowe, stanowiące zasadę Brönsteda, wchodzą w reakcję z cząsteczkami wody pełniącymi rolę kwasu: CH3COO− + H2O ⇔ CH3COOH+ OH− • Jony amonowe, stanowiące kwas Brönsteda, wchodzą w reakcję z cząsteczkami wody pełniącymi rolę zasady: NH4+ + H2O ⇔ NH3 + H3O+ • Ostatecznie: CH3COONH4 + H2O ⇔ NH3·H2O + CH3COOH 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: CH3COONa(s) → CH3COO− (aq) + Na+ (aq) • Gdy do roztworu buforowego dodawany jest kwas, jony H+ są „konsumowane” przez sprzężoną zasadę w buforze, CH3COO−, zgodnie z równaniem: CH3COO− (aq) + H+ (aq) → CH3COOH(aq) • Gdy do roztworu buforowego dodawana jest zasada, jony OH− są zobojętniane przez kwas w buforze, CH3COOH, zgodnie z równaniem: CH3COOH(aq) + OH− (aq) → CH3COO−(aq) + H2O • 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: CH3COONa/CH3COOH lub CH3COO−/CH3COOH 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 CH3COOH i 50ml 0,1M CH3COONa; r-r posiada pH = 4,7; b) po dodaniu 40ml 0,1M r-ru HCl do a), kolor pozostaje niezmieniony; c) 100ml r-ru CH3COOH 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) + NH3 (aq) → NH4Cl(aq) • Równanie można uprościć do postaci: H+(aq) + NH3(aq) → NH4+(aq) • pH punktu równoważnikowego jest mniejsze niż 7 ponieważ jony amonowe ulegają hydrolizie: NH4+(aq) + H2O ⇔ NH3(aq) + H3O+(aq) lub NH4+(aq) ⇔ NH3(aq) + H+(aq) Wskaźniki kwasowo-zasadowe Wskaźniki kwasowo-zasadowe - substancje organiczne, których barwa zależy od stężenia jonów H3O+ 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 CH3COO− jony: H 2O − + CH 3COONa ( s ) → CH 3COO (aq) + Na (aq) CH 3COOH (aq) → ← − + CH 3COOH (aq) + H (aq) Roztwór zawierający jednocześnie CH3COOH i CH3COONa będzie mniej kwasowy niż roztwór zawierający jedynie CH3COOH o tym samym stężeniu