1
1
Materiały wykorzystane do
przygotowania wykładu
• Chemistry, The Central Science, 10th edition
Theodore L. Brown; H. Eugene LeMay, Jr.; and
Bruce E. Bursten (
Chapter 16 Acids and Bases,
John
D.Bookstaver, St. Charles Community College, St. Peters, MO, 2006,
Prentice Hall, Inc.)
•
Lewis Acids & Bases
Lewis Acids & Bases
(
Copyright ©
1999 by Harcourt Brace & Company, 6277 Sea
Harbor Drive, Orlando, Florida)
•The Chemistry of Acids and
Bases
http://www.mccsc.edu/~nrapp/chemi
strypowerpoint/Student%20Ch
%2017%20AcidsBases.ppt
2
2
Równowagi jonowe w roztworach
słabych elektrolitów w obecności
mocnych kwasów lub zasad
• Mocny kwas – HX: HX H
+
+ X
-
• Słaby kwas – HA: HA = H
+
+ A
-
• Stężenie jonów wodorowych w r-rze jest sumą
stężeń jonów wodorowych pochodzących od
mocnego kwasu H
+
HX
i jonów pochodzących z
dysocjacji słabego kwasu H
+
HA
H
+
= H
+
HX
+ H
+
HA
= H
+
HA
+ c
HX
a
K
HA
A
H
=
A
c
A
c
H
HA
HX
HA
)
(
3
3
Równowagi jonowe w roztworach
słabych elektrolitów w obecności
mocnych kwasów lub zasad
• Ponieważ
H
+
HA
= A
-
= c
HA
i HA = c
HA
- A
-
= c
HA
(1- )
a
K
1
)
(
HX
HA
c
c
a
K
HA
A
H
=
A
c
A
c
H
HA
HX
HA
)
(
4
4
Równowagi jonowe w roztworach
słabych elektrolitów w obecności
mocnych kwasów lub zasad
• W większości przypadków
• c
HA
>> H
+
HA
= A
-
i c
HX
>> H
+
HA
• więc c
HA
- A
-
= c
HA
i H
+
HA
+ c
HX
= c
HX
a
K
HA
A
H
=
A
c
A
c
H
HA
HX
HA
)
(
a
K
HA
HX
c
A
c
5
5
Równowagi jonowe w roztworach
słabych elektrolitów w obecności
mocnych kwasów lub zasad
a
K
HX
HA
HA
HX
c
c
c
c
b
K
MOH
BOH
BOH
MOX
c
c
c
c
Podobnie dla słabej zasady BOH w
obecności mocnej zasady MOH
6
6
Dysocjacja kwasów
wielozasadowych
• H
2
CO
3
= H
+
+HCO
3-
• HCO
3-
= H
+
+ CO
32-
• H
3
PO
4
= H
+
+ H
2
PO
4-
• H
2
PO
4-
= H
+
+ HPO
42-
• HPO
42-
= H
+
+ PO
42-
7
7
Dysocjacja kwasów
wielozasadowych
• Stężenie jonów wodorowych zależy
praktycznie najwyżej od dwóch pierwszych
etapów dysocjacji. Dlatego też rozpatrzmy
kwas H
2
A
• H
2
A
= H
+
+HA
-
•
• HA
-
= H
+
+ A
2-
A
H
HA
H
K
a
2
1
HA
A
H
K
a
2
2
8
8
Dysocjacja kwasów
wielozasadowych
2
1
H
H
H
A
H
HA
H
H
K
a
2
2
1
1
)
(
HA
A
H
H
K
a
2
2
1
2
)
(
9
9
Dysocjacja kwasów
wielozasadowych
A
H
HA
H
H
K
a
2
2
1
1
)
(
2
2
A
H
2
1
2
1
A
H
H
H
HA
Jeżeli K
a1
>>K
a2
to
Jeżeli K
a1
>>K
a2
to
1
H
H
H
HA
H
c
H
A
H
H
K
A
H
a
2
2
2
2
1
10
10
Dysocjacja kwasów
wielozasadowych
HA
A
H
H
K
a
2
2
1
2
)
(
1
H
H
H
HA
2
2
2
a
a
K
K
H
HA
A
Jeżeli Ka1>>Ka2 to
Jeżeli Ka1>>Ka2 to
11
11
Dysocjacja kwasów
wielozasadowych
Ogólna stała dysocjacji
A
H
A
H
K
K
K
a
a
a
2
2
2
2
1
12
12
Dysocjacja kwasów
wielozasadowych – stopień
dysocjacji
1
H
H
H
HA
A
H
A
H
c
H
c
HA
2
2
1
1
2
2
1
1
A
H
a
c
K
A
H
HA
H
K
a
2
1
)
1
(
2
2
2
2
A
H
A
H
A
H
c
c
c
A
H
Jeżeli Ka1>>Ka2 to
Jeżeli Ka1>>Ka2 to
13
13
Dysocjacja kwasów
wielozasadowych
1
2
2
2
2
A
H
a
c
K
HA
A
2
1
2
2
A
H
a
c
K
14
14
Dysocjacja kwasów
wielozasadowych -
zadanie
• Oblicz stężenia
molowe jonów
znajdujących się w
0.01 M roztworze
H
2
CO
3
. Oblicz pH
tego roztworu. pK
a1
= 6.04, pK
a2
= 9.57
• H
2
CO
3
= H
+
+HCO
3-
• HCO
3-
= H
+
+ CO
32-
3
2
3
1
CO
H
HCO
H
K
a
Jeżeli Ka1>>Ka2 to
Jeżeli Ka1>>Ka2 to
3
2
3
2
1
1
)
(
CO
H
HCO
H
H
K
a
1
H
H
H
HCO
3
c
H2
<<c
H1
c
H2
<<c
H1
15
15
Zadanie –c.d.
x
x
x
CO
H
HCO
H
K
a
10
.
0
3
2
3
1
x
x
01
.
0
10
2
04
.
6
Dla x<<0.01
Dla x<<0.01
01
.
0
10
2
04
.
6
x
16
16
Zadanie –c.d.
M
x
5
04
.
6
10
55
.
9
01
.
0
10
M
c
c
HCO
H
5
3
10
55
.
9
02
.
4
)
10
55
.
9
log(
5
pH
17
17
Zadanie –c.d.
3
2
3
2
HCO
CO
H
K
a
H
HA
ale
ale
więc
więc
2
3
2
CO
K
a
M
CO
10
2
3
10
7
.
2
18
18
Teoria elektrolitów
mocnych i pojęcie
aktywności
• Sole o budowie jonowej powinny ulegać
całkowitej dysocjacji w r-rach wodnych
• Jednakże z pomiarów przewodnictwa
elektrycznego, ciśnienia osmotycznego czy
podwyższenia temp. wrzenia i obniżenia
temp. krzepnięcia wynika, że stopień
dysocjacji tych elektrolitów, z wyjątkiem r-
rów bardzo rozcieńczonych, jest mniejszy
od jedności i wzrasta z rozcieńczeniem.
• Elektrolity mocne, zwłaszcza w bardziej
stężonych roztworach nie stosują się do
prawa działania mas w przeciwieństwie do
elektrolitów słabych (niezmienność stałej
K).
19
19
Teoria elektrolitów
mocnych i pojęcie
aktywności
• Wpływ rozcieńczenia na stałą i stopień
dysocjacji mocnego elektrolitu – stała
dysocjacji maleje w miarę
rozcieńczenia, stopień dysocjacji
wzrasta ze wzrostem rozcieńczenia
• K =3.52 (2M KCl), K=0.15 (0.01M KCl)
• α = 0.71 α = 0.94
• Konieczność wyjaśnienia – Teoria Elektrolitów
Mocnych
• (Debye, Huckel 1923
• Osanger, Falkenhagen 1927
20
20
Teoria elektrolitów
mocnych i pojęcie
aktywności
• elektrolity mocne są całkowicie zdysocjowane w
roztworze
• ze względu na ładunki elektryczne jony ulegają
elektrostatycznemu przyciąganiu lub odpychaniu
(efekt – np.w pomiarach przewodnictwa
elektrycznego pozornie mniejsza liczba jonów)
• „chmura jonowa” dzaiała hamująco na ruch jonów
• wzrost stężenia = zmniejszenie odległości
międzyjonowych i wzrost siły przyciagania
elektrostatycznego między jonami o ładunkach
przeciwnych
• zmniejsza się energia kinetyczna jonów – efekt
pozornego zmniejszania się stężenia jonów
21
21
Teoria elektrolitów
mocnych i pojęcie
aktywności
• wzrost przewodnictwa elektrycznego
wraz z rozcieńczeniem nie zależy od
stopnia dysocjacji ale łączy się ze
wzrostem szybkości poruszania się jonów
• właściwości roztworu zależą nie od
rzeczywistych stężeń jonów, ale od ich
stężeń pozornych efektywnie
pojawiających się w czasie pomiaru
(zależnych od stopnia skrępowania ruchu
jonów)
pozorne stężenie = aktywność
a
i
= y
i
c
i
22
22
Teoria elektrolitów
mocnych i pojęcie
aktywności
• aktywność jest równa stężeniu w r-
rach bardzo rozcieńczonych
• Dlatego rozcieńczone r-ry słabych
elektrolitów stosują się do prawa
działania mas
• r-ry bardziej stężone i r-ry
elektrolitów mocnych stosują się do
prawa działania mas po zastąpieniu
stężeń aktywnościami
23
23
Aktywność, wsp.
aktywności, siła jonowa
i
i
i
c
a
y
KtAn
An
y
Kt
y
K
An
Kt
akt
2
*
2
/
1
i
i
z
c
I
24
24
Aktywność, wsp.
aktywności, siła jonowa
2
2
/
1
i
i
z
c
I
0
0
2
1
log
c
I
B
a
c
I
z
A
y
i
i
25
25
Elektrolity mocne -
zadanie
• Oblicz pH roztworu
zawierającego w 1
dm
3
0.020 M Na
2
SO
4
i
0.020 M HCl.
• c
Na+
= 2 *c
Na2SO4
=
2*0.020 M = 0.040 M
• c
SO42-
= 0.020 M
• c
Cl-
= 0.020 M
2
2
/
1
i
i
z
c
I
I = ½ (0.040*1
2
+ 0.020*2
2
+ 0.020*1
2
+0.020*1
2
) =0.080
I = ½ (0.040*1
2
+ 0.020*2
2
+ 0.020*1
2
+0.020*1
2
) =0.080
26
26
Elektrolity mocne -
zadanie
Dla jonu H
+
: a*B = 3.0, A = 0.51
Dla jonu H
+
: a*B = 3.0, A = 0.51
0
0
2
1
log
c
I
B
a
c
I
z
A
y
i
i
0780
.
0
848
.
0
1
1442
.
0
080
.
0
0
.
3
1
080
.
0
2
1
51
.
0
log
H
y
27
27
Elektrolity mocne -
zadanie
836
.
0
10
0780
.
0
H
y
M
y
C
a
H
H
H
0167
.
0
836
.
0
020
.
0
70
.
1
020
.
0
log
)
log(
H
c
pH
78
.
1
0167
.
0
log
)
log(
H
a
pH
28
28
Kwasy/Zasady - definicje
• Ograniczenia teorii Arrheniusa:
niektóre substancje, które powodują
zwiększanie stężenia jonów H+ lub OH- w
roztworach wodnych, nie są zaliczane do
• kwasów lub zasad. Np.:
•
NH4
+
+ H
2
O = NH
4
OH + H
+
•
SO
3
2-
+ H
2
O = HSO
3-
+ OH
-
nie obejmuje roztworów niewodnych
•
Brønsted – Lowry
Kwas – donor protonów
Zasada – akceptor protonów
29
29
Teoria Brønsteda –
Lowryego
Kwas Brønsteda–Lowryego…
…musi posiadać usuwalny (acidic)
proton.
Zasada Brønsteda–Lowryego…
…musi posiadać niewiążącą parę
elektronową
30
30
Brønsted-Lowry:
kwas
jest donorem protonów
Brønsted-Lowry:
zasada
jest akceptorem protonów
kwas
Sprzężona
zasada
zasada
Sprzężony
kwas
31
31
Co się dzieje kiedy kwas
rozpuszczamy w wodzie?
• Woda jest zasadą
Brønsteda–Lowryego
i akceptorem
protonu (H
+
) od
kwasu.
• W rezultacie tworzy
się
sprzężona z
kwasem zasada
i jon
hydroniowy.
32
32
Teorie kwasowo-zasadowe
Teorie kwasowo-zasadowe
Teorie kwasowo-zasadowe
Teorie kwasowo-zasadowe
Według teorii Bronsteda
Według teorii Bronsteda
NH
NH
3
3
jest zasadą w r-rze wodnym –
jest zasadą w r-rze wodnym –
woda jest
woda jest k
k
w
w
asem
asem
Base
Acid
Acid
Base
NH
4
+
+ OH
-
NH
3
+ H
2
O
Base
Acid
Acid
Base
NH
4
+
+ OH
-
NH
3
+ H
2
O
zasada
zasada
kwas
kwas
kwas
kwas
zasada
zasada
33
33
Sprzężone kwasy i zasady
kwas
kwas
zasada
zasada
Sprzężona
zasada
Sprzężona
zasada
Sprzężony
kwas
Sprzężony
kwas
34
34
Sprzężone pary
Sprzężone pary
Sprzężone
pary
Sprzężone
pary
35
35
Sprzężone pary
Sprzężone pary
kwas 1
HCl
HF
HSO
4
-
NH
4
+
H
3
O
+
CH
3
COOH
+
+
+
+
+
+
+
zasada 2
H
2
O
H
2
O
H
2
O
H
2
O
OH
-
OH
-
zasada 1
Cl
-
F
-
SO
4
2-
NH
3
H
2
O
CH
3
COO
-
+
+
+
+
+
+
+
kwas 2
H
3
O
+
H
3
O
+
H
3
O
+
H
3
O
+
H
2
O
H
2
O
zasada 1
CN
-
NH
3
OH
-
+
+
+
+
kwas 2
H
2
O
H
2
O
H
3
O
+
kwas 1
HCN
NH
4
+
H
2
O
+
+
+
+
zasada 2
OH
-
OH
-
H
2
O
36
36
Przykłady kwasów i zasad
Brönsteda w roztworach
wodnych
Kwasy
Zasady
Cząsteczki
obojętne
HF, HCl, HBr, HI ,
HClO
4
, H
2
SO
4
, HNO
3
,
H
3
PO
4
, H
2
S, CH
3
COOH,
H
2
O
NH
3
, N
2
H
4
, NH
2
OH, N(CH
3
)
3
,
H
2
O
Kationy
H
3
O
+
, NH
4
+
,
[Cr(H
2
O)
6
]
3+
,
[Al(H
2
O)
6
]
3+
[Al(H
2
O)
5
OH]
2+
,
[Fe(H
2
O)
5
OH]
2+
Aniony
HSO
4
-
, H
2
PO
4
-
, HPO
4
2-
,
HS
-
F
-
, Cl
-
, Br
-
, I
-
, ClO
4
-
, HSO
4
-
,
SO
4
2-
, H
2
PO
4
--
, HPO
4
2-
, PO
4
3-
,
OH
-
, O
2-
37
37
Reakcje kwasowo-
zasadowe w
rozpuszczalnikach
niewodnych
I stnieje wiele cieczy organicznych i nieorganicznych,
które są również dobrymi
rozpuszczalnikami substancji jonowych
rozpuszczalniki rozpuszczalniki
protonowe aprotonowe
(przyłączają
i oddają protony)
38
38
Reakcje kwasowo-
zasadowe w
rozpuszczalnikach
niewodnych
- rozpuszczalniki protonofilowe (przeważa
tendencja do przyłączania protonu)
np.. ciekły amoniak
- rozpuszczalniki protonogenowe ( przeważa
tendencja do oddawania protonu)
np.. bezwodny kwas octowy
Do rozpuszczalników
protonowych stosujemy teorię
Brönsteda - Lowry’ego
.
39
39
Reakcje kwasowo-
zasadowe w
rozpuszczalnikach
niewodnych
Rozpuszczalniki te jak woda ulegają
procesowi autodysocjacji:
2H
2
O
2NH
3
3 HF
2H
2
SO
4
H
3
O
+
NH
4
+
H
2
F
+
H
3
SO
4
+
kwasy
+
+
+
+
OH
-
NH
2
-
HF
2
-
HSO
4
-
zasady
40
40
Reakcje kwasowo-
zasadowe w
rozpuszczalnikach
niewodnych
- iloczyny ich stężeń są stałe w danej
temperaturze.
- są to tzw. iloczyny jonowe danego
rozpuszczalnika
(298K)
10
4
,
2
=
c
c
=
K
(223K)
10
1
=
c
c
=
K
(298K)
10
1
=
c
c
=
K
4
)
SO
H
(
30
-
)
NH
(
14
-
w
4
HSO
4
SO
3
H
4
2
2
NH
4
NH
3
OH
O
3
H
Document Outline