PODSTAWY CHEMII
Inżynieria Biomedyczna
Wykład III
Plan
" Bufory
" Hydroliza
" Reakcje strącania
" Reakcje zobojętniania
Równowagi w roztworach elektrolitów (II)
Efekt wspólnego jonu
" Jeżeli w roztworze znajdują się dwa
elektrolity o wspólnym jonie, to następuje
cofnięcie dysocjacji słabego elektrolitu:
-
HRm + H3O H3O+ + Rm
-
HRs + H3O H3O+ + Rs
Stężenie jonów H3O+ jest praktycznie równe
stężeniu mocnego elektrolitu, a ponieważ
występuje we wzorze na stałą równowagi
dysocjacji elektrolitu słabego, wpływa na jego
stopień dysocjacji.
Efekt wspólnego jonu (2)
Jeśli w roztworze znajduje się równocześnie mocny
kwas (HCl) o stężeniu cm=0,1 M oraz słaby kwas
(CH3COOH) o stężeniu cs=0,1 M, to:
HCl + H2O H3O+ + Cl-
CH3COOH + H2O H3O+ + CH3COO-
cH O+ cCH COO-
cm cCH COO-
3 3
3
KCH COOH
3
cCH COOH
cCH COOH
3
3
UWAGA! W rzeczywistości stężenie jonów wodorowych
jest sumą cm i stężenia jonów octanowych
Efekt wspólnego jonu (3)
" Stopień dysocjacji kwasu octowego w
roztworze z kwasem solnym i bez niego:
@ą, stopień
cm cs ą dla czystego
dysocjacji
0,1 0,1 0,00002 0,0133
0,01 0,1 0,00018 0,0133
0,0133
0,001 0,1 0,00156
0,0001 0,1 0,00376 0,0133
Roztwory buforowe
ż Roztwory buforowe mają zdolność
utrzymywania pH roztworu na stałym poziomie
(w przybliżeniu).
ż Składają się one z jednej lub kilku substancji, w
których istniejąca równowaga dysocjacji
niweluje dodatek silnego kwasu lub zasady.
ż Przykłady:
- mieszanina słabego kwasu i jego soli z mocną
zasadą (np. CH3COOH i CH3COONa);
- mieszanina słabej zasady i jej soli z mocnym
kwasem (np. NH3aq i NH4Cl);
- niektóre sole (np. CH3COONH4);
- mieszanina dwóch soli (np. KH2PO4 i K2HPO4).
Mechanizm działania roztworu buforowego
Bufor octanowy składa się z kwasu octowego i jego
soli z mocną zasadą:
CH3COOH + H2O Ź CH3COO- + H3O+
CH3COONa
CH3COO- + Na+
Kwas octowy jest elektrolitem słabym jest zdysocjowany
częściowo, a sól elektrolitem mocnym i zdysocjowanym
całkowicie. Zatem biorąc pod uwagę efekt wspólnego jonu
można napisać w przybliżeniu:
cH O+ csól
cH O+ cCH COO-
3
3 3
KCH COOH
3
cCH COOH
cKWAS
3
cCH COO = csól; cCH COOH = cKWAS
-
3
3
Mechanizm działania roztworu buforowego(2)
cKwas
ć
csól
cH O+ KCH COOH
pH pKCH COOH + log
3
3
3
csól
cKWAS
Ł ł
CH3COOH + H2O Ź CH3COO- + H3O+
CH3COONa
CH3COO- + Na+
2H2O OH- + H3O+
Dodatek mocnego kwasu:
Wzrost ilości jonów H3O+, powoduje dalsze cofnięcie
dysocjacji kwasu octowego
Dodatek mocnej zasady:
Wzrost ilości jonów OH- , powoduje wzrost dysocjacji
kwasu octowego (równowaga dysocjacji wody!).
pH zmieni się nieznacznie, gdyż oba stężenia są pod
logarytmem ...
Działanie roztworu buforowego (3)
Bufor octanowy zawiera 1 m CH3COOH i 1 m CH3COONa,
jego pH wynosi zatem:
ć
csól
pH pKCH COOH + log = pKCH COOH + 0 = 4.74
3 3
cKWAS
Ł ł
Jeżeli dodamy 0,1 mola mocnego kwasu (HCl), to efekt
będzie taki, jakby stężenie soli zmalało, a kwasu
wzrosło:
ć
csól - 0.1
pH pKCH COOH + log = 4.74 - 0.08 = 4.66
3
cKWAS + 0.1
Ł ł
Gdyby taką samą ilość kwasu dodać do czystej wody,
pH zmieniłoby się z 7 na 1 ...
Działanie roztworu buforowego (4)
Pojemność buforowa: liczba moli mocnego
jednozasadowego kwasu lub mocnej jednowodoro-
tlenkowej zasady, które dodane do 1 dm3 roztworu
buforowego zmieniają jego pH o jednostkę
pH
8
pojemność
roztworu
6
buforowego
1
4
2
0
0.00 0.50 1.00
ilość mocnego kwasu [mol]
bez buforu z buforem
Hydroliza soli
" Hydroliza soli jest zjawiskiem związanym z reakcją jonów
powstałych z dysocjacji soli z wodą:
CH3COONa CH3COO- + Na+
H2O OH- + H+
CH3COONa + H2O CH3COOH + NaOH
(sól jest elektrolitem mocnym i dysocjuje całkowicie,
woda jest elektrolitem słabym i dysocjuje częściowo)
CH3COO- + H2O + Na+ CH3COOH + Na+ + OH-
zasada sodowa jest elektrolitem mocnym i jest
całkowicie zdysocjowana, kwas octowy - elektrolit
słaby - tylko częściowo, zatem roztwór będzie miał
odczyn zasadowy ...
Hydroliza soli (2)
CH3COO- + H2O CH3COOH + OH-
Stała równowagi reakcji hydrolizy:
cOH cCH COOH
-
'
3
Kh =
cCH COO- cH O
2
3
jeśli stężenie wody uznać za stałe oraz pomnożyć licznik i mianownik
przez stężenie jonów hydroniowych, to:
KW
cOH cCH COOH cH O+
-
3
' =
3
Kh cH O = Kh =
KCH COOH
2
cCH COO- cH O+
3
3 3
Skoro można zdefiniować stałą hydrolizy, to można również
określić stopień hydrolizy
Hydroliza soli (3)
+
NH4Cl NH4 + Cl-
+
NH4 + H2O + Cl- NH3 + H3O+ + Cl-
cH O+ cNH cOH
-
Kw
3
'
3
Kh cH O = =
2
cNH cOH KNH aq
+ -
3
4
kwas solny jest elektrolitem mocnym i jest całkowicie
zdysocjowany, zasada amonowa - elektrolit słaby - tylko
częściowo, zatem roztwór będzie miał odczyn kwaśny ...
Hydroliza soli (4)
Czy można obliczyć pH lub pOH roztworu soli po jej hydrolizie ?
CH3COO- + H2O CH3COOH + OH-
cOH cCH COOH
-
'
3
Kh =
cCH COO- Kh
cCH COO- cH O 3
2 cOH =
3
-
cCH COOH
3
cCH COO- = cOH
-
3
cOH = cs
-
cCH COOH = cs - cOH
-
3
2 cs
Kh =
1 -
Hydroliza soli (5)
ż Jaki jest odczyn 0,1 M roztworu CH3COONa ?
ż Przyjmijmy wartość stałej dysocjacji Kkw= 110-5;
wówczas wartość stałej hydrolizy wynosi 110-9
KW
10-14
'
Kh = = = 10-9
KCH COOH 10-5
3
ż Jeśli stopień hydrolizy jest niewielki, możemy
skorzystać z uproszczonego wzoru:
Kh
10-9
= = 10- 4
cs 0.1
wówczas cOH- = 10-40,1=10-5; pOH wynosi 5,
czyli pH=9
Hydroliza soli (6)
NaCl Na+ + Cl-
Na+ + H2O + Cl- Na+ + H2O + Cl-
chlorek sodowy jest solą mocnej zasady NaOH i mocnego
kwasu HCl, które są całkowicie zdysocjowane. Sól nie ulega
hydrolizie, a odczyn jej roztworu jest obojętny ...
kwas zasada hydroliza odczyn
UWAGA !
mocny mocna brak obojetny
dotyczy kwasów
i zasad dyso-
mocny słaba zachodzi kwaśny
cjujących
jednostop-
słaby mocna zachodzi zasadowy
niowo
zależy od Kd kwasu
słaba słaby zachodzi
i zasady
Hydroliza soli (7)
Przypadki trochę bardziej skomplikowane
ż Jaki odczyn mają wodorosole, sole słabych kwasów i
mocnych zasad? Zasadowy ???
Dysocjacja wodorowęglanu sodowego NaHCO3:
-
NaHCO3 Na+ + HCO3
Dysocjacja kwasu węglowego:
cH O+ cHCO
-
-
3 3
H2CO3 Ź H3O+ + HCO3 K1 =
aH CO3
2
cH O+ cCO
2-
- 2- 3
3
HCO3 Ź H3O+ + CO3 K2 =
cHCO
-
3
K1=4,310-7 K2=5,610-11
Hydroliza soli (8)
Przypadki skomplikowane
hydroliza dysocjacja
- 2-
H2CO3 + OH- HCO3 + H2O H3O+ + CO3
możliwe są dwie reakcje konkurencyjne
KW
10-14
Kh = = = 2.3 10-8
K1 4.3 10- 7
Kdys= K2 = 5.6 10-11
Ponieważ Kdys << Kh (3 rzędy!), a obie stałe mają taki sam
mianownik, przeważa hydroliza i roztwór ma odczyn
zasadowy ...
Hydroliza soli (9)
Przypadki skomplikowane
Dysocjacja wodorosiarczanu (IV) sodowego NaHSO3:
-
NaHSO3 Na+ + HSO3
Dysocjacja kwasu siarkowego (IV):
cH O+ cHSO
-
-
3 3
H2SO3 Ź H3O+ + HSO3 K1 =
cH SO3
2
cH O+ cSO
2-
- 2- 3 3
HSO3 Ź H3O+ + SO3 K2 =
cHSO
-
3
K1=1,710-2 K2=6,210-6
Hydroliza soli (10)
Przypadki skomplikowane
hydroliza dysocjacja
- 2-
H2SO3 + OH- HSO3 + H2O H3O+ + SO3
możliwe są dwie reakcje konkurencyjne
KW
10-14
Kh = = = 5.9 10-13
K1 1.7 10-2
Kdys= K2 = 6.2 10-6
Ponieważ Kdys >> Kh (7 rzędów!), a obie stałe mają taki sam
mianownik, przeważa dysocjacja i roztwór ma odczyn
kwaśny ...
Jak z tego widać, nawet sól mocnej zasady i słabego
kwasu może mieć odczyn kwaśny ...
Reakcje strącania
" Definicja (1)
Reakcja strącania zachodzi gdy
występują kationy oraz aniony, które
łącząc się tworzą trudno
rozpuszczalny związek (wytrąca się
osad)
" Definicja (2)
Reakcja strącania zachodzi gdy
zostanie przekroczony iloczyn stężeń
jonów w roztworze nasyconym
Przykład reakcji strącania osadu
" W wyniku zmieszania wodnych roztworów AgNO3 i KCl wytracił
się biały osad. Jaki to osad?
Mieszanina zawiera jony: Ag+, NO3-, K+, Cl-
" Jakie są możliwe kombinacje?
Z listy jonów wynika że AgCl i KNO3
Który ze związków (AgCl czy KNO3) tworzy
osad?
Zasady rozpuszczalności
Przewidywanie stałych produktów w reakcjach strącania osadów
wymaga znajomości rozpuszczalności substancji jonowych w wodzie
(tablice rozpuszczalności)
Większość soli azotanu (V) (NO3-) jest rozpuszczalna w
wodzie
Większość soli Na+, K+, NH4+ jest rozpuszczalna w wodzie
Większość chlorków (Cl-) jest rozpuszczalna w wodzie
oprócz AgCl, PbCl2 i Hg2Cl2
Większość soli siarczanu (VI) (SO42-) jest rozpuszczalna
w wodzie oprócz BaSO4, PbSO4, CaSO4, SrSO4
Większość siarczków (S2-), węglanów (CO32-) oraz
fosforanów (PO43-) jest zasadniczo nierozpuszczalna w
wodzie
Wracamy do poprzedniego przykładu
Zapis cząsteczkowy
AgNO3(aq) + KCl(aq) AgCls + KNO3(aq)
Zapis cząsteczkowo-jonowy
- -
Ag+ + NO3 + K+ + Cl- AgCls + K+ + NO3
Roztwór nasycony Ag+ + Cl- Ż AgCl
[Ag+] [Cl-]
K =
[AgCl]
Iloczyn rozpuszczalności - iloczyn stężeń jonów znajdujących się w nasyconym
roztworze elektrolitu, podniesionych do odpowiednich potęg,.
Ir = [Ag+ ] [Cl- ]
Przypadek ogólny
AmBn mAn+ + nBm- Ir = [An+ ]m [Bm- ]n
Ir
n+ m
X =
mmnn
Iloczyn rozpuszczalności Ir zależy od
temperatury
X-rozpuszczalność
W zależności od tego, czy reakcja
(mol/dm3)
rozpuszczania soli jest egzo- czy
endotermiczna rozpuszczalność albo maleje,
albo rośnie ze wzrostem temperatury
(zgodnie z regułą przekry Le Chateliera)
Substancja + rozpuszczalnik roztwór (DH)
DH>0 T, X
DH<0 T, XŻ
Od czego zależy rozpuszczalność ? (T=const)
Czynniki wpływające na rozpuszczalność:
" Hydroliza jonów powstałych z dysocjacji trudno
rozpuszczalnej soli: wzrost rozpuszczalności X
" Obecność jonów pochodzących od innych elektrolitów
w roztworze
Efekt wspólnego jonu: obniżenie rozpuszczalności
ŻX
Wpływ siły jonowej: wzrost rozpuszczalności X
" pH roztworu: wzrost lub obniżenie rozpuszczalności:
Decyduje mechanizm hydrolizy (kationowa czy
anionowa) oraz wartość pH roztworu
Podsumowanie:
W roztworze nasyconym, w danej temperaturze
AmBn mAn+ + nBm- Ir = [An+ ]m [Bm- ]n
W roztworze, w danej temperaturze
L = [An+ ]m [Bm- ]n
" Jeżeli układ znajduje się w stanie równowagi
dynamicznej to L=Ir i roztwór jest nasycony
" Jeżeli roztwór jest nienasycony to L
" Jeżeli roztwór jest przesycony to L>Ir i wtedy będzie
się wytrącał osad aż do momentu, gdy L osiągnie
wartość Ir
Podsumowanie cd
" Im mniejsza wartość iloczynu rozpuszczalności,
tym związek jest trudniej rozpuszczalny, a tym
samym łatwiej wytrącić jego osad.
" Wykorzystując wartości iloczynów
rozpuszczalności związków, możemy przewidzieć
kolejność wytrącania się różnych (trudno
rozpuszczalnych) soli pod wpływem wspólnego
odczynnika wytrącającego.
Reakcje zasadowo-kwasowe
" Kwasy i zasady można identyfikować z punktu widzenia
praktycznego, lub z punktu widzenia zjawisk chemicznych
" Definicje Arrheniusa i/lub Bronsted-Lowre go opisują naturę kwasu
i zasady
" Definicja Arrheniusa
Kwas: w wyniku reakcji dysocjacji powstają jony H+
& .co pozwala wytłumaczyć właściwości kwasów
mineralnych i organicznych
Zasada: w wyniku reakcji dysocjacji powstają jony
OH-
& . można łatwo wytłumaczyć właściwości
zasadowe wodorotlenków metali
Definicja Arrheniusa stosuje się do roztworów wodnych
Reakcje zasadowo-kwasowe
" Definicja Brłnsteda-Lowre go
Kwas: donor protonów
Zasada: akceptor protonów
+
NH3(aq) + H2O(l) NH4(aq) + OH-
zasada I kwas II kwas I zasada II
kwas I i zasada I Stanowią sprzężone pary
kwas II i zasada II kwas-zasada
-
H2SO3 + H2O(l) HSO3(aq) + H3O+
kwas I zasada II zasada I kwas II
Zasady i kwasy (Brłnsted)
Według Brłnsteda, reakcja pomiędzy kwasem i zasadą
jest zawsze reakcją prowadzącą do otrzymania
sprzężonej pary zasada - kwas
OH- + H3O+ H2O + H2O
zasada I kwas II kwas I zasada II
Przykłady
+ -
H2SO4 H2O
HSO4
kwas H3O+ NH4
2
-
NH3
SO4- H2O
OH- HSO4
zasada
Reakcje zobojętnienia
Zgodnie z teorią Arrheniusa
NaOH + HCl NaCl + H2O
kwas + zasada sól + woda
Proces ograniczony do reakcji w wodzie
Zgodnie z teorią Brłnsteda-Lowre go
HA + B A- + BH+
Proton jest przeniesiony z kwasu (HA) do zasady (B)
Proces bardziej ogólny
+
HF + NH3 F- + NH4
HCl + H2O Cl- + H3O+
Alkacymetria- praktyczne zastosowanie reakcji zobojętnienia
dział analizy miareczkowej, w której ustala się dokładne stężenie
kwasów (lub zasad) poprzez miareczkowanie roztworów z użyciem zasad
(lub kwasów). W trakcie miareczkowania alkacymetrycznego zachodzi
reakcja zobojętniania, która prowadzi do zmian pH.
Titrant - roztwór mianowany (o znanym stężeniu) dodawany z biurety
w postaci kropel do roztworu analizowanej substancji (analit).
Biureta sprzęt laboratoryjny z precyzyjną skalą
Titrant -
objętości i możliwością precyzyjnego dozowania.
odczynnik
miareczkujący
Punkt równoważnikowy moment
miareczkowania, w którym oznaczany składnik
przereagował ilościowo z titrantem.
Analit -
Moment osiągnięcia punktu
odczynnik
pH
równoważnikowego umożliwia obserwację
miareczkowany
metr
punktu końcowego miareczkowania.
mieszadło
Krzywe miareczkowania
" Wykres zależności pH roztworu od objętości
dodanego titrantu
Titrant - 0.1M-owy NaOH
Analit- x M-owy HCl
Jakie jest stężenie
roztworu kwasu solnego?
Punkt równoważnikowy
V 0.1M NaOH (cm3)
Wskazniki
WSKAyNIK
Alizaryna
Tymoloftaleina
Fenoloftaleina
Błękit tymolowy
Czerwień fenolowa
Błękit bromotymolowy
6-7.6
Czerwień chlorofenolowa
Zieleń bromokrezolowa
Oranż metylowy
Błękit bromofenolowy
Błękit tymolowy
Fiolet metylowy
Wskazniki pH są to słabe kwasy lub słabe zasady organiczne, które reagując z
wodą tworzą układy sprzężone kwas-zasada.
Wyszukiwarka
Podobne podstrony:
IB wyk3
IB wyk3 www
Sql ib
pr pracy Monika Gładoch wyk3
Wyklad03 ISiE IB
IB cw09
wyk3 d
IB P 1 CHEM LAB CW7 Kinetyka
mt en ib stacj
wyk3
IB literatura
IB wyk1 11
ib?zy?nych w9
Fot wyk3 int
IB I KRYSTYNKA
Wyk3 kalibracja komory
czesc1 wyk3
więcej podobnych podstron