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