Pobieranie prezentacji. Proszę czekać

Pobieranie prezentacji. Proszę czekać

Chemia stosowana I temat: pH roztworów. pojęcia kwasu i zasady wg Brönsteda kwassubstancja zawierająca cząsteczki zdolne do oddawania protonów (donory.

Podobne prezentacje


Prezentacja na temat: "Chemia stosowana I temat: pH roztworów. pojęcia kwasu i zasady wg Brönsteda kwassubstancja zawierająca cząsteczki zdolne do oddawania protonów (donory."— Zapis prezentacji:

1 chemia stosowana I temat: pH roztworów

2 pojęcia kwasu i zasady wg Brönsteda kwassubstancja zawierająca cząsteczki zdolne do oddawania protonów (donory protonów) zasadasubstancja 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. A 1 B 1 + H + B 2 + H + A 2 A 1 + B 2 B 1 + A 2

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

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

5 skala pK a = – logK a HClK a = = 1×10 7 HNO 3 K a = 25 HClO 2 K a = 0,01= 1×10 –2 HFK a = 0,00063= 6,3×10 –4 HBrOK a = 0, = 2,0×10 –9 H 2 OK w = 1×10 –14 NH 3 K a = 5,7×10 –40 H 2 SK a = 0, = 1×10 –7 NH 3 + H 2 O NH 2 – + H 3 O + pK a =–7.0 pK a =–1.4 pK a =2.0 pK a =3.2 pK a =7.0 pK a =8.7 pK w =14.0 pK a =39.2

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

7 kwasy wieloprotonowe H 2 SO 4 / HSO 4 – / SO 4 2– pK a,1 = -3 pK a,2 = 1,9 H 3 PO 4 / H 2 PO 4 – / HPO 4 2– / PO 4 3– pK a,1 = 2,1 pK a,2 = 7,2 pK a,3 = 12,7 H 2 SO 3 / HSO 3 – / SO 3 2– pK a,1 = 1,8 pK a,2 = 7,0

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

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

10 moc kwasów a układ okresowy pK a kwasów tlenowych: HClO 4 (~ -8) H 5 IO 6 (3,0) H 2 SO 4 (~ -3) HNO 3 (-1,4) H 3 PO 4 (2,12) [H 2 CO 3 ] (6,4) H 3 BO 3 (9,2) H 3 AsO 4 (2,25) H 4 SiO 4 (10,0) HClO (7,5) HClO 2 (2,0) HClO 3 (~ -3) HClO 4 (~ -8)

11 kwasy i zasady sprzężone NH 3 + H 2 O NH OH – pK b = 4,76 NH H 2 O NH 3 + H 3 O + pK a* = ? H 2 O H 3 O + + OH – pK w = 14,0 K b ·K a* = K w pK b + pK a* = pK w 9,24

12 kwasy i zasady sprzężone NO 2 – + H 2 O HNO 2 + OH – pK b* = ? HNO 2 + H 2 O NO 2 – + H 3 O + pK a = 3,3 H 2 O H 3 O + + OH – pK w = 14,0 K a ·K b* = K w pK a + pK b* = pK w 10,7

13 stopień dysocjacji CH 3 COOH + H 2 O CH 3 COO – + H 3 O + stała dysocjacji K a = 1,8×10 –5 stężenie nominalne C 0 :1M0,01M0,0001M C H 3 O + = C CH 3 COO – :4,2×10 –3 4,1×10 –4 3,4×10 –5 stopień dysocjacji :0,42%4,1%34% K a = _______ = _____ C H 3 O + ·C A – C HA C 0 · 2 1 – Stopień dysocjacji rośnie wraz z rozcieńczeniem roztworu.

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

15 pH roztworów kwasów kwasy słabe - częściowo zdysocjowane: 1M CH 3 COOH pK a = 4,75C H 3 O + = 0,0042 mol/dm 3 pH 2,38 0,01M CH 3 COOHC H 3 O + = 0,00041 mol/dm 3 pH 3,39 0,01M HClO 2 pK a = 1,96C H 3 O + = 0,0063 mol/dm 3 pH 2,20 0,01M HClO pK a = 7,5C H 3 O + = 1,8×10 –5 mol/dm 3 pH 4,75 0,01M HIO pK a = 11,0C H 3 O + = 3,4×10 –7 mol/dm 3 pH 6,47 kwasy mocne - całkowicie zdysocjowane: 1M HClC H 3 O + = 1 mol/dm 3 pH = 0 0,1M HClO 4 C H 3 O + = 0,1 mol/dm 3 pH = 1 0,001M HIC H 3 O + = 0,001 mol/dm 3 pH = 3 0,03M HBrC H 3 O + = 0,03 mol/dm 3 pH = 1,52 C H 3 O + = C IO – + C OH – C 0 = C IO – + C HIO

16 kwasy wieloprotonowe H 2 SO 4 / HSO 4 – / SO 4 2– pK a,1 = -3 pK a,2 = 1,9 C SO 4 2– + C HSO 4 – = C 0 2C SO 4 2– + C HSO 4 – = C H 3 O + C 0 C H 3 O + pH 1M1,012 mol/dm 3 -0,005(0) 0,1M0,110 mol/dm 3 0,96(1) 0,01M0,0145 mol/dm 3 1,84(2) 0,001M0,00191 mol/dm 3 2,72(3) 0,0001M0,00020 mol/dm 3 3,70(4) 0,00001M0, mol/dm 3 4,70(5)

17 pH roztworów zasad zasady słabe - częściowo zdysocjowane:pOHpH 1M NH 3 pK b = 4,75C OH – = 0,0042 M 2,3811,62 0,01M NH 3 C OH – = 0,00041 M 3,3910,61 0,01M N 2 H 4 pK b = 6,0C OH – = 9,95×10 –5 M 4,0010,00 0,01M NH 2 OHpK b = 7,9C OH – = 1,12×10 –5 M 4,959,25 0,01M PhNH 2 pK b = 9,4C OH – = 2,00×10 –7 M 5,708,30 zasady mocne - całkowicie zdysocjowane: 1M NaOHC OH – = 1 mol/dm 3 pOH = 0pH = 14 0,1M KOHC OH – = 0,1 mol/dm 3 pOH = 1pH = 13 0,001M KOHC OH – = 0,001 mol/dm 3 pOH = 3pH = 11 0,03M NaOHC OH – = 0,03 mol/dm 3 pOH = 1,52pH = 12,48

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

19 pH roztworów soli mocny kwas - słaba zasada NH 3 + HCl Cl – + NH 4 + V NH 3 0,1MV HCl 0,1MpH , , , , , , ,13 H 2 O + HCl Cl – + H 3 O + NH 3 + H 3 O + H 2 O + NH 4 +

20 pH roztworów soli słaby kwas - mocna zasada CH 3 COOH + NaOH CH 3 COO – + Na + + H 2 O V CH 3 COOH 0,1MV NaOH 0,1MpH , , , , , , ,87 NaOH OH – + Na + CH 3 COOH + OH – H 2 O + CH 3 COO –

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

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

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

24 układy buforowe

25

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

27 wskaźniki kwasowo-zasadowe IndH Ind – + H + IndH + Ind + H +

28 wskaźniki kwasowo-zasadowe IndH Ind – + H + IndH + Ind + H +

29 miareczkowanie kwasów mocny kwas solnysłaby kwas octowy Poprawne wykonanie analizy wymaga dobrania odpowiedniego wskaźnika.

30 mieszaniny buforowe cytrynianowa:HCl/cytrynian sodupH 1÷3,5 octanowa:CH 3 COOH/CH 3 COONapH 3,5÷6 fosforanowa:KH 2 PO 4 /Na 2 HPO 4 pH 5,5÷8 boranowa:H 3 BO 3 /NaOHpH 8÷10 amoniakalna:NH 4 Cl/NH 3 pH 8÷10,5


Pobierz ppt "Chemia stosowana I temat: pH roztworów. pojęcia kwasu i zasady wg Brönsteda kwassubstancja zawierająca cząsteczki zdolne do oddawania protonów (donory."

Podobne prezentacje


Reklamy Google