chemia stosowana I
temat:
pH roztworów
pojęcia kwasu i zasady wg Brönsteda
kwas substancja zawierająca cząsteczki zdolne do oddawania protonów (donory protonów)
zasada substancja zawierająca cząsteczki zdolne do przyjmowania protonów (akceptory protonów)
Kwas oddając proton przechodzi w zasadę, sprzężoną z tym kwasem.Zasada przyjmując proton przechodzi w kwas sprzężony z tą zasadą.
A B + H+
Do zajścia reakcji potrzebne są dwie pary sprzężone kwas-zasada.
A1 B1 + H+
B2 + H+ A2
A1 + B2 B1 + A2
przykłady kwasów i zasad
HCl + NH3 Cl– + NH4+
H3O+ + OH– 2 H2O
HCl + H2O Cl– + H3O+
H2O + NH3 OH– + NH4+
H2SO4 + H2O HSO4– + H3O+
HSO4– + H2O SO4
2– + H3O+
H2S + OH– HS– + H2O
stała kwasowości i zasadowości
HA + H2O A– + H3O+kwasy:
H2O + B OH– + BH+
zasady:
skala pKa = – logKa
HCl Ka = 10000000 = 1×107
HNO3 Ka = 25
HClO2 Ka = 0,01 = 1×10–2
HF Ka = 0,00063 = 6,3×10–
4
HBrO Ka = 0,000000002 =
2,0×10–9
H2O Kw = 1×10–14
NH3 Ka = 5,7×10–
40
H2S Ka = 0,0000001 = 1×10–7
NH3 + H2O NH2– + H3O+
pKa = –7.0
pKa = –1.4
pKa = 2.0
pKa = 3.2
pKa = 7.0
pKa = 8.7
pKw =14.0
pKa =39.2
kwasy wieloprotonowe
H3PO4 + H2O H2PO4– + H3O+
H2PO4– + H2O HPO4
2– + H3O+
HPO42– + H2O PO4
3– + H3O+
H2SO4 + H2O HSO4– + H3O+
HSO4– + H2O SO4
2– + H3O+
kwasy wieloprotonowe
H2SO4 / HSO4– / SO4
2–
pKa,1 = -3 pKa,2 = 1,9
H3PO4 / H2PO4– / HPO4
2– / PO43–
pKa,1 = 2,1 pKa,2 = 7,2 pKa,3 = 12,7
H2SO3 / HSO3– / SO3
2–
pKa,1 = 1,8 pKa,2 = 7,0
kwasy wieloprotonowe
kwas szczawiowy
H2C2O4 / HC2O4– / C2O4
2–
pKa,1 = 1,2 pKa,2 = 4,2
kwas ftalowy
C6H4(COOH)2 / C6H4(COO)2H– / C6H4(COO)22–
pKa,1 = 2,9 pKa,2 = 5,4
kwas cytrynowy
H4cytr / H3cytr– / H2cytr2– / Hcytr3–
pKa,1 = 3,1 pKa,2 = 4,8 pKa,3 = 6,4
moc kwasów a układ okresowy
HF(3,2)
pKa kwasów beztlenowych:
HCl(-7,0)
HBr(-9,5)
HI(-10,0)
H2O(15,7)
H2S(7,0)
H3N(39,2)
H2Se(3,7)
H2Te(2,6)
moc kwasów a układ okresowy
pKa kwasów tlenowych:
HClO4
(~ -8)
H5IO6
(3,0)
H2SO4
(~ -3)
HNO3
(-1,4)
H3PO4
(2,12)
[H2CO3](6,4)
H3BO3
(9,2)
H3AsO4
(2,25)
H4SiO4
(10,0)
HClO(7,5) HClO2
(2,0) HClO3
(~ -3) HClO4
(~ -8)
kwasy i zasady sprzężone
NH3 + H2O NH4+ + OH– pKb = 4,76
NH4+ + H2O NH3 + H3O+ pKa* = ?
H2O H3O+ + OH– pKw = 14,0
Kb·Ka* = Kw
pKb + pKa* = pKw
9,24
kwasy i zasady sprzężone
NO2– + H2O HNO2 + OH– pKb* = ?
HNO2 + H2O NO2– + H3O+ pKa = 3,3
H2O H3O+ + OH– pKw = 14,0
Ka·Kb* = Kw
pKa + pKb* = pKw
10,7
stopień dysocjacji
CH3COOH + H2O CH3COO– + H3O+
stała dysocjacji
Ka = 1,8×10–5
stężenie nominalne C0: 1M 0,01M 0,0001M
CH3O+ = CCH3COO–: 4,2×10–3 4,1×10–4 3,4×10–5
stopień dysocjacji : 0,42% 4,1% 34%
Ka = _______ = _____CH3O+·CA–
CHA
C0·2
1 –
Stopień dysocjacji rośnie wraz z rozcieńczeniem roztworu.
stopień dysocjacji
CH3COOH + H2O CH3COO– + H3O+
stała dysocjacji
Ka = 1,8×10–5
Dodatek soli zmniejsza stopień dysocjacji kwasów.
CH3COONa CH3COO– + Na+
0,1M CH3COOH: 1,35%
0,1M CH3COOH + 0,1M CH3COONa: 0,018%
stopień dysocjacji
CH3O+ = C0·
pH roztworów kwasów
kwasy słabe - częściowo zdysocjowane:
1M CH3COOH pKa = 4,75 CH3O+ = 0,0042 mol/dm3 pH 2,38
0,01M CH3COOH CH3O+ = 0,00041 mol/dm3 pH 3,39
0,01M HClO2 pKa = 1,96 CH3O+ = 0,0063 mol/dm3 pH 2,20
0,01M HClO pKa = 7,5 CH3O+ = 1,8×10–5 mol/dm3 pH 4,75
0,01M HIO pKa = 11,0 CH3O+ = 3,4×10–7 mol/dm3 pH 6,47
kwasy mocne - całkowicie zdysocjowane:
1M HCl CH3O+ = 1 mol/dm3 pH = 0
0,1M HClO4 CH3O+ = 0,1 mol/dm3 pH = 1
0,001M HI CH3O+ = 0,001 mol/dm3 pH = 3
0,03M HBr CH3O+ = 0,03 mol/dm3 pH = 1,52
CH3O+ = CIO– + COH–C0 = CIO– + CHIO
kwasy wieloprotonowe
H2SO4 / HSO4– / SO4
2–
pKa,1 = -3 pKa,2 = 1,9
CSO42– + CHSO4
– = C0
2CSO42– + CHSO4
– = CH3O+
C0 CH3O+ pH1M 1,012 mol/dm3 -0,005 (0)0,1M 0,110 mol/dm3 0,96 (1)0,01M 0,0145 mol/dm3 1,84 (2)0,001M 0,00191 mol/dm3 2,72 (3)0,0001M 0,00020 mol/dm3 3,70 (4)0,00001M 0,000020 mol/dm3 4,70 (5)
pH roztworów zasad
zasady słabe - częściowo zdysocjowane: pOH pH
1M NH3 pKb = 4,75 COH– = 0,0042 M 2,38 11,62
0,01M NH3 COH– = 0,00041 M 3,39 10,61
0,01M N2H4 pKb = 6,0 COH– = 9,95×10–5 M 4,00 10,00
0,01M NH2OH pKb = 7,9 COH– = 1,12×10–5 M 4,95 9,25
0,01M PhNH2 pKb = 9,4 COH– = 2,00×10–7 M 5,70 8,30
zasady mocne - całkowicie zdysocjowane:
1M NaOH COH– = 1 mol/dm3 pOH = 0 pH = 14
0,1M KOH COH– = 0,1 mol/dm3 pOH = 1 pH = 13
0,001M KOH COH– = 0,001 mol/dm3 pOH = 3
pH = 11
0,03M NaOH COH– = 0,03 mol/dm3 pOH = 1,52 pH =
12,48
?
zasadowykwaśny
hydroliza
CH3COONH4/s/ CH3COO– + NH4+
NH4Cl/s/ NH4+ + Cl–
+H2O
NH3+
H3O+
K2CO3/s/ 2 K+ + CO32–
+H2O
HCO3–
+OH–
+H2O
NH3+
H3O+
+H2O
CH3COOH+
OH–
pH roztworów soli
mocny kwas - słaba zasada
NH3 + HCl Cl– + NH4+
VNH3 0,1M VHCl 0,1M pH
50 100 1,48
100 100 5,13
100 80 8,65
100 60 9,07
100 40 9,45
100 30 9,62
100 0 11,13
H2O + HCl Cl– + H3O+
NH3 + H3O+ H2O + NH4+
pH roztworów soli
słaby kwas - mocna zasada
CH3COOH + NaOH CH3COO– + Na+ + H2O
VCH3COOH 0,1M VNaOH 0,1M pH
50 100 12,52
100 100 8,87
100 80 5,35
100 60 4,93
100 40 4,55
100 30 4,38
100 0 2,87
NaOH OH– + Na+
CH3COOH + OH– H2O + CH3COO–
wodorosiarczek amonu:
pKa = 7,0 pKb = 4,75 pKa* = 9,25 pH = 8,1
octan amonu:
pKa = 4,75 pKb = 4,75 pKa* = 9,25 pH = 7,0
mrówczan amonu:
pKa = 3,8 pKb = 4,75 pKa* = 9,25 pH = 6,5
pH roztworów soli
słaby kwas - słaba zasada
HCOOH + NH3 HCOO– + NH4+
CH3COOH + NH3 CH3COO– + NH4+
H2S + NH3 HS– + NH4+
Dla roztworów niezbyt rozcieńczonych pH nie zależy od stężenia!
?
zasadowykwaśny
hydroliza
CH3COONH4/s/ CH3COO– + NH4+
NH4Cl/s/ NH4+ + Cl–
+H2O
NH3+
H3O+
K2CO3/s/ 2 K+ + CO32–
+H2O
HCO3–
+OH–
+H2O
NH3+
H3O+
+H2O
CH3COOH+
OH–
układy buforowe
Słabe kwasy (zasady) tworzą z solami tzw. mieszaniny buforowe, których pH jest mało wrażliwe na dodatek silnej zasady (kwasu).
układy buforowe
układy buforowe
wskaźniki kwasowo-zasadowe
IndH Ind– + H+ IndH+ Ind + H+
oranż metylowy
czerwień metylowa
tymoloftaleina
wskaźniki kwasowo-zasadowe
IndH Ind– + H+ IndH+ Ind + H+
wskaźniki kwasowo-zasadowe
IndH Ind– + H+ IndH+ Ind + H+
miareczkowanie kwasów
mocny kwas
solny
słaby kwas
octowy
Poprawne wykonanie analizy wymaga dobrania odpowiedniego wskaźnika.