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 + H2O Cl– + H3O+ H2O + NH3 OH– + NH4+ H2SO4 + H2O HSO4– + H3O+ HSO4– + H2O SO42– + H3O+ HCl + NH3 Cl– + NH4+ H2S + OH– HS– + H2O H3O+ + OH– 2 H2O

stała kwasowości i zasadowości HA + H2O A– + H3O+ kwasy: H2O + B OH– + BH+ zasady:

skala pKa = – logKa pKa = –7.0 HCl Ka = 10000000 = 1×107 pKa = –1.4 pKw = 14.0 pKa = 39.2 HCl Ka = 10000000 = 1×107 HNO3 Ka = 25 HClO2 Ka = 0,01 = 1×10–2 HF Ka = 0,00063 = 6,3×10–4 H2S Ka = 0,0000001 = 1×10–7 HBrO Ka = 0,000000002 = 2,0×10–9 H2O Kw = 1×10–14 NH3 Ka = 5,7×10–40 NH3 + H2O NH2– + H3O+

kwasy wieloprotonowe H2SO4 + H2O HSO4– + H3O+ HSO4– + H2O SO42– + H3O+ H3PO4 + H2O H2PO4– + H3O+ H2PO4– + H2O HPO42– + H3O+ HPO42– + H2O PO43– + H3O+

kwasy wieloprotonowe H2SO4 / HSO4– / SO42– pKa,1 = -3 pKa,2 = 1,9 H3PO4 / H2PO4– / HPO42– / PO43– pKa,1 = 2,1 pKa,2 = 7,2 pKa,3 = 12,7

kwasy wieloprotonowe kwas szczawiowy H2C2O4 / HC2O4– / C2O42– 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 pKa kwasów beztlenowych: H3N (39,2) H2O (15,7) HF (3,2) H2S (7,0) HCl (-7,0) H2Se (3,7) HBr (-9,5) H2Te (2,6) HI (-10,0)

moc kwasów a układ okresowy pKa kwasów tlenowych: H3BO3 (9,2) [H2CO3] (6,4) HNO3 (-1,4) H4SiO4 (10,0) H3PO4 (2,12) H2SO4 (~ -3) HClO4 (~ -8) H3AsO4 (2,25) HClO (7,5) H5IO6 (3,0) HClO2 (2,0) HClO3 (~ -3) HClO4 (~ -8)

pKb + pKa* = pKw kwasy i zasady sprzężone Kb·Ka* = Kw NH3 + H2O NH4+ + OH– pKb = 4,76 NH4+ + H2O NH3 + H3O+ pKa* = ? 9,24 H2O H3O+ + OH– pKw = 14,0 Kb·Ka* = Kw pKb + pKa* = pKw

pKa + pKb* = pKw kwasy i zasady sprzężone Ka·Kb* = Kw HNO2 + H2O NO2– + H3O+ pKa = 3,3 NO2– + H2O HNO2 + OH– pKb* = ? 10,7 H2O H3O+ + OH– pKw = 14,0 Ka·Kb* = Kw pKa + pKb* = pKw

stopień dysocjacji CH3COOH + H2O CH3COO– + H3O+ Ka = _______ = _____ stała dysocjacji Ka = 1,8×10–5 Ka = _______ = _____ CH3O+·CA– CHA C0·2 1 –  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% Stopień dysocjacji rośnie wraz z rozcieńczeniem roztworu.

stopień dysocjacji CH3COOH + H2O CH3COO– + H3O+ CH3COONa CH3COO– + Na+ stała dysocjacji Ka = 1,8×10–5 stopień dysocjacji  CH3O+ = C0·  0,1M CH3COOH: 1,35% 0,1M CH3COOH + 0,1M CH3COONa: 0,018% Dodatek soli zmniejsza stopień dysocjacji kwasów.

pH roztworów kwasów 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 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 C0 = CIO– + CHIO CH3O+ = CIO– + COH–

kwasy wieloprotonowe CSO42– + CHSO4– = C0 2CSO42– + CHSO4– = CH3O+ H2SO4 / HSO4– / SO42– pKa,1 = -3 pKa,2 = 1,9 CSO42– + CHSO4– = C0 2CSO42– + CHSO4– = CH3O+ C0 CH3O+ pH 1M 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 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 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

hydroliza NH4Cl/s/ NH4+ + Cl– K2CO3/s/ 2 K+ + CO32– + H2O NH3 H3O+ + HCO3– OH– kwaśny zasadowy CH3COONH4/s/ CH3COO– + NH4+ + H2O NH3 H3O+ CH3COOH OH– ?

pH roztworów soli NH3 + HCl Cl– + NH4+ mocny kwas - słaba zasada H2O + HCl Cl– + H3O+ NH3 + H3O+ H2O + 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

CH3COOH + NaOH CH3COO– + Na+ + H2O pH roztworów soli słaby kwas - mocna zasada CH3COOH + NaOH CH3COO– + Na+ + H2O NaOH OH– + Na+ CH3COOH + OH– H2O + CH3COO– 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

pH roztworów soli HCOOH + NH3 HCOO– + NH4+ słaby kwas - słaba zasada mrówczan amonu: pKa = 3,8 pKb = 4,75 pKa* = 9,25 pH = 6,5 HCOOH + NH3 HCOO– + NH4+ octan amonu: pKa = 4,75 pKb = 4,75 pKa* = 9,25 pH = 7,0 CH3COOH + NH3 CH3COO– + NH4+ wodorosiarczek amonu: pKa = 7,0 pKb = 4,75 pKa* = 9,25 pH = 8,1 H2S + NH3 HS– + NH4+ Dla roztworów niezbyt rozcieńczonych pH nie zależy od stężenia!

hydroliza NH4Cl/s/ NH4+ + Cl– K2CO3/s/ 2 K+ + CO32– + H2O NH3 H3O+ + HCO3– OH– kwaśny zasadowy CH3COONH4/s/ CH3COO– + NH4+ + H2O NH3 H3O+ 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.

mieszaniny buforowe cytrynianowa: HCl/cytrynian sodu pH 1÷3,5 octanowa: CH3COOH/CH3COONa pH 3,5÷6 fosforanowa: KH2PO4/Na2HPO4 pH 5,5÷8 boranowa: H3BO3/NaOH pH 8÷10 amoniakalna: NH4Cl/NH3 pH 8÷10,5