chemia stosowana I temat p H roztworw pojcia

chemia stosowana I temat: p. H roztworów

pojęcia kwasu i zasady wg Brönsteda substancja zawierająca cząsteczki zdolne do oddawania protonów (donory protonów) kwas zasada A substancja zawierająca cząsteczki zdolne do przyjmowania protonów (akceptory protonów) B+ H+ Kwas oddając proton przechodzi w zasadę, sprzężoną z tym kwasem. Zasada przyjmując proton przechodzi w kwas sprzężony z tą zasadą. Do zajścia reakcji potrzebne są dwie pary sprzężone kwas-zasada. A 1 B 2 + H+ A 1 + B 2 B 1 + A 2 B 1 + H+ A 2

przykłady kwasów i zasad HCl + H 2 O Cl– + H 3 O+ H 2 O + NH 3 OH– + NH 4+ H 2 SO 4 + H 2 O HSO 4– + H 3 O+ HSO 4– + H 2 O SO 42– + H 3 O+ HCl + NH 3 Cl– + NH 4+ H 2 S + OH– HS– + H 2 O H 3 O+ + OH– 2 H 2 O

stała kwasowości i zasadowości kwasy: zasady: HA + H 2 O + B A – + H 3 O + OH– + BH+

skala p. Ka = – log. Ka = 1× 107 p. Ka = – 7. 0 HCl Ka = 10000000 p. Ka = – 1. 4 HNO 3 Ka = 25 p. Ka = 2. 0 HCl. O 2 Ka = 0, 01 = 1× 10– 2 p. Ka = 3. 2 HF Ka = 0, 00063 = 6, 3× 10– 4 p. Ka = 7. 0 H 2 S Ka = 0, 0000001 = 1× 10– 7 p. Ka = 8. 7 HBr. O Ka = 0, 00002 = 2, 0× 10– 9 p. Kw = 14. 0 H 2 O Kw = 1× 10– 14 p. Ka = 39. 2 NH 3 Ka = 5, 7× 10– 40 NH 3 + H 2 O NH 2– + H 3 O+

kwasy wieloprotonowe H 2 SO 4 + H 2 O HSO 4– + H 3 O+ HSO 4– + H 2 O SO 42– + H 3 O+ H 3 PO 4 + H 2 O H 2 PO 4– + H 3 O+ H 2 PO 4– + H 2 O HPO 42– + H 3 O+ HPO 42– + H 2 O PO 43– + H 3 O+

kwasy wieloprotonowe H 2 SO 4 / HSO 4– / SO 42– p. Ka, 1 = -3 p. Ka, 2 = 1, 9 H 2 SO 3 / HSO 3– / SO 32– p. Ka, 1 = 1, 8 p. Ka, 2 = 7, 0 H 3 PO 4 / H 2 PO 4– / HPO 42– / PO 43– p. Ka, 1 = 2, 1 p. Ka, 2 = 7, 2 p. Ka, 3 = 12, 7

kwasy wieloprotonowe kwas szczawiowy H 2 C 2 O 4 / HC 2 O 4– / C 2 O 42– p. Ka, 1 = 1, 2 p. Ka, 2 = 4, 2 kwas ftalowy C 6 H 4(COOH)2 / C 6 H 4(COO)2 H– / C 6 H 4(COO)22– p. Ka, 1 = 2, 9 p. Ka, 2 = 5, 4 kwas cytrynowy H 4 cytr / H 3 cytr– / H 2 cytr 2– / Hcytr 3– p. Ka, 1 = 3, 1 p. Ka, 2 = 4, 8 p. Ka, 3 = 6, 4

moc kwasów a układ okresowy p. Ka kwasów beztlenowych: H 3 N (39, 2) H 2 O (15, 7) HF (3, 2) H 2 S (7, 0) HCl (-7, 0) H 2 Se (3, 7) HBr (-9, 5) H 2 Te (2, 6) HI (-10, 0)

moc kwasów a układ okresowy p. Ka kwasów tlenowych: H 3 BO 3 (9, 2) [H 2 CO 3] (6, 4) HNO 3 (-1, 4) H 4 Si. O 4 (10, 0) H 3 PO 4 (2, 12) H 2 SO 4 (~ -3) HCl. O 4 (~ -8) H 3 As. O 4 (2, 25) HCl. O (7, 5) HCl. O 2 (2, 0) H 5 IO 6 (3, 0) HCl. O 3 (~ -3) HCl. O 4 (~ -8)

kwasy i zasady sprzężone NH 4+ + OH– NH 3 + H 2 O NH 4+ + H 2 O p. Kb = 4, 76 NH 3 + H 3 O+ + OH– p. Ka* = ? p. Kw = 14, 0 Kb·Ka* = Kw p. Kb + p. Ka* = p. Kw 9, 24

kwasy i zasady sprzężone NO 2– + H 3 O+ HNO 2 + H 2 O NO 2– + H 2 O HNO 2 + OH– H 3 O+ + OH– p. Ka = 3, 3 p. Kb* = ? p. Kw = 14, 0 Ka·Kb* = Kw p. Ka + p. Kb* = p. Kw 10, 7

stopień dysocjacji CH 3 COO– + H 3 O+ CH 3 COOH + H 2 O stała dysocjacji 2 C H O ·CA C · 0 Ka = _______ = _____ CHA 1– 3 Ka = 1, 8× 10– 5 stężenie nominalne C 0: + – 1 M 0, 0001 M CH O = CCH COO : 4, 2× 10– 3 4, 1× 10– 4 3, 4× 10– 5 stopień dysocjacji : 0, 42% 4, 1% 34% 3 + 3 – Stopień dysocjacji rośnie wraz z rozcieńczeniem roztworu.

stopień dysocjacji CH 3 COOH + H 2 O CH 3 COONa CH 3 COO– + H 3 O+ CH 3 COO– + Na+ stała dysocjacji stopień dysocjacji Ka = 1, 8× 10– 5 CH O = C 0· 3 + 0, 1 M CH 3 COOH: 1, 35% 0, 1 M CH 3 COOH + 0, 1 M CH 3 COONa: 0, 018% Dodatek soli zmniejsza stopień dysocjacji kwasów.

p. H roztworów kwasy mocne - całkowicie zdysocjowane: 1 M HCl CH O = 1 mol/dm 3 p. H = 0 0, 1 M HCl. O 4 CH O = 0, 1 mol/dm 3 p. H = 1 0, 001 M HI CH O = 0, 001 mol/dm 3 p. H = 3 0, 03 M HBr CH O = 0, 03 mol/dm 3 p. H = 1, 52 3 3 + + kwasy słabe - częściowo zdysocjowane: CH O = 0, 0042 mol/dm 3 1 M CH 3 COOH p. Ka = 4, 75 0, 01 M CH 3 COOH CH O = 0, 00041 mol/dm 3 0, 01 M HCl. O 2 p. Ka = 1, 96 CH O = 0, 0063 mol/dm 3 p. H 2, 20 0, 01 M HCl. O p. Ka = 7, 5 CH O = 1, 8× 10– 5 mol/dm 3 p. H 4, 75 0, 01 M HIO p. Ka = 11, 0 CH O = 3, 4× 10– 7 mol/dm 3 p. H 6, 47 3 3 p. H 2, 38 + p. H 3, 39 + 3 3 3 C 0 = CIO + CHIO – + + + CH O = CIO + COH 3 + – –

kwasy wieloprotonowe H 2 SO 4 / HSO 4– / SO 42– p. Ka, 1 = -3 p. Ka, 2 = 1, 9 CSO + CHSO = C 0 4 2– 4 – 2 CSO + CHSO = CH O 4 C 0 1 M 0, 01 M 0, 0001 M 0, 00001 M 2– 4 – CH O 3 3 + + 1, 012 mol/dm 3 0, 110 mol/dm 3 0, 0145 mol/dm 3 0, 00191 mol/dm 3 0, 00020 mol/dm 3 0, 000020 mol/dm 3 p. H -0, 005 0, 96 1, 84 2, 72 3, 70 4, 70 (0) (1) (2) (3) (4) (5)

p. H roztworów zasady mocne - całkowicie zdysocjowane: 1 M Na. OH COH = 1 mol/dm 3 p. OH = 0 p. H = 14 0, 1 M KOH COH = 0, 1 mol/dm 3 p. OH = 1 p. H = 13 0, 001 M KOH COH = 0, 001 mol/dm 3 p. OH = 3 p. H = 11 0, 03 M Na. OH COH = 0, 03 mol/dm 3 p. OH = 1, 52 p. H = 12, 48 – – zasady słabe - częściowo zdysocjowane: p. OH p. H 1 M NH 3 COH = 0, 0042 M 2, 38 11, 62 COH = 0, 00041 M 3, 39 10, 61 p. Kb = 4, 75 0, 01 M NH 3 – – 0, 01 M N 2 H 4 p. Kb = 6, 0 COH = 9, 95× 10– 5 M 4, 00 10, 00 0, 01 M NH 2 OH p. Kb = 7, 9 COH = 1, 12× 10– 5 M 4, 95 9, 25 0, 01 M Ph. NH 2 p. Kb = 9, 4 COH = 2, 00× 10– 7 M 5, 70 8, 30 – – –

hydroliza NH 4+ + Cl– NH 4 Cl/s/ + H 2 O kwaśny K 2 CO 3/s/ NH 3 + H 3 O+ CH 3 COONH 4/s/ 2 K+ + CO 32– zasadowy CH 3 COO– + NH 4+ + H 2 O CH 3 COOH + OH– + H 2 O HCO 3– + OH– + H 2 O NH 3 + H 3 O+ ?

p. H roztworów soli mocny kwas - słaba zasada Cl– + NH 4+ NH 3 + HCl H 2 O + HCl NH 3 + H 3 O+ Cl– + H 3 O+ H 2 O + NH 4+ VNH 0, 1 M VHCl 0, 1 M p. H 50 100 1, 48 100 5, 13 100 80 8, 65 100 60 9, 07 100 40 9, 45 100 30 9, 62 100 0 11, 13 3

p. H roztworów soli słaby kwas - mocna zasada CH 3 COOH + Na. OH CH 3 COO– + Na+ + H 2 O Na. OH CH 3 COOH + OH– + Na+ H 2 O + CH 3 COO– VCH COOH 0, 1 M VNa. OH 0, 1 M p. H 50 100 12, 52 100 8, 87 100 80 5, 35 100 60 4, 93 100 40 4, 55 100 30 4, 38 100 0 2, 87 3

p. H roztworów soli słaby kwas - słaba zasada mrówczan amonu: HCOO– + NH 4+ HCOOH + NH 3 p. Ka = 3, 8 p. Kb = 4, 75 octan amonu: CH 3 COOH + NH 3 p. Ka = 4, 75 p. Ka* = 9, 25 p. H = 6, 5 CH 3 COO– + NH 4+ p. Kb = 4, 75 p. Ka* = 9, 25 p. H = 7, 0 p. Ka* = 9, 25 p. H = 8, 1 wodorosiarczek amonu: H 2 S + NH 3 HS– + NH 4+ p. Ka = 7, 0 p. Kb = 4, 75 Dla roztworów niezbyt rozcieńczonych p. H nie zależy od stężenia!

hydroliza NH 4+ + Cl– NH 4 Cl/s/ + H 2 O kwaśny K 2 CO 3/s/ NH 3 + H 3 O+ CH 3 COONH 4/s/ 2 K+ + CO 32– zasadowy CH 3 COO– + NH 4+ + H 2 O CH 3 COOH + OH– + H 2 O HCO 3– + OH– + H 2 O NH 3 + H 3 O+ ?

układy buforowe Słabe kwasy (zasady) tworzą z solami tzw. mieszaniny buforowe, których p. H jest mało wrażliwe na dodatek silnej zasady (kwasu).

układy buforowe

układy buforowe

wskaźniki kwasowo-zasadowe Ind. H Ind– + H+ Ind + H+ oranż metylowy czerwień metylowa tymoloftaleina

wskaźniki kwasowo-zasadowe Ind. H Ind– + H+ Ind + H+

wskaźniki kwasowo-zasadowe Ind. H Ind– + H+ Ind + H+

miareczkowanie kwasów mocny kwas solny słaby kwas octowy Poprawne wykonanie analizy wymaga dobrania odpowiedniego wskaźnika.