1 / 29

chemia stosowana I

chemia stosowana I. temat:. pH roztworów. 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 +.

blaise
Download Presentation

chemia stosowana I

An Image/Link below is provided (as is) to download presentation Download Policy: Content on the Website is provided to you AS IS for your information and personal use and may not be sold / licensed / shared on other websites without getting consent from its author. Content is provided to you AS IS for your information and personal use only. Download presentation by click this link. While downloading, if for some reason you are not able to download a presentation, the publisher may have deleted the file from their server. During download, if you can't get a presentation, the file might be deleted by the publisher.

E N D

Presentation Transcript

  1. chemia stosowana I temat: pH roztworów

  2. 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 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)

  3. HCl + H2OCl– + H3O+ H2O + NH3OH– + NH4+ H2SO4 + H2OHSO4– + H3O+ HSO4– + H2OSO42– + H3O+ HCl + NH3Cl– + NH4+ H2S + OH–HS– + H2O H3O+ + OH– 2 H2O przykłady kwasów i zasad

  4. kwasy: HA + H2OA– + H3O+ zasady: H2O + BOH– + BH+ stała kwasowości i zasadowości

  5. NH3 + H2O NH2– + H3O+ skala pKa = – logKa pKa = –7.0 pKa = –1.4 pKa = 2.0 pKa = 3.2 pKa = 7.0 pKa = 8.7 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

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

  7. kwasy wieloprotonowe H2SO4 / HSO4– / SO42– pKa,1 = -3 pKa,2 = 1,9 H2SO3 / HSO3– / SO32– pKa,1 = 1,8 pKa,2 = 7,0 H3PO4 / H2PO4– / HPO42– / PO43– pKa,1 = 2,1 pKa,2 = 7,2 pKa,3 = 12,7

  8. 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

  9. 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)

  10. 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)

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

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

  13. CH3COOH + H2O CH3COO– + H3O+ CH3O+·CA– C0·2 Ka = _______= _____ CHA 1 –  stopień dysocjacji stała dysocjacji Ka = 1,8×10–5 stężenie nominalne C0: 1M0,01M0,0001M CH3O+ = CCH3COO–: 4,2×10–34,1×10–43,4×10–5 stopień dysocjacji : 0,42%4,1%34% Stopień dysocjacji rośnie wraz z rozcieńczeniem roztworu.

  14. CH3COOH + H2O CH3COO– + H3O+ CH3COONa CH3COO– + Na+ stopień dysocjacji 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.

  15. 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–

  16. kwasy wieloprotonowe 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)

  17. 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

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

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

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

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

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

  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. układy buforowe

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

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

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

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

More Related