1 / 41

8. VEZA IZMEĐU KONSTANTI DISOCIJACIJE KONJUGIRANOG PARA KISELINA-BAZA

8. VEZA IZMEĐU KONSTANTI DISOCIJACIJE KONJUGIRANOG PARA KISELINA-BAZA. NH 3 + H 2 O ⇋ NH 4 + + OH - b 1 k 2 k 1 b 2 NH 4 + + H 2 O ⇋ NH 3 + H 3 O + k 1 b 2 b 1 k 2. 9. PUFERI (Buffers).

uriel
Download Presentation

8. VEZA IZMEĐU KONSTANTI DISOCIJACIJE KONJUGIRANOG PARA KISELINA-BAZA

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. 8. VEZA IZMEĐU KONSTANTI DISOCIJACIJE KONJUGIRANOG PARA KISELINA-BAZA NH3 + H2O ⇋NH4+ + OH- b1k2k1b2 NH4+ + H2O ⇋NH3 + H3O+ k1b2b1k2

  2. 9. PUFERI (Buffers) • otopine koje ne mijenjaju bitno svoju pH vrijednost dodatkom izvjesne količine jake baze ili kiseline, • smjese slabih kiselina i njihovih soli, ili slabih baza i njihovih soli. 10 HAc + 10 Ac- + HCl ⇋ 11 HAc + 9 Ac- + Cl- ( p u f e r ) 10 HAc + 10 Ac- + NaOH ⇋9 HAc + 11 Ac- + H2O + Na+ ( p u f e r )

  3. 9.1. Slaba kiselina i njena sol (acetatni pufer): NaAc + HAc HAc ⇋H+ + Ac-; ca = koncentracija kiseline NaAc ⇋ Na+ + Ac- ; cs = koncentracija soli ; za Ka < 10-4 →

  4. Kiselo – bazna ravnoteža - puferi

  5. Primjer 1: Izračunati pH vrijednost otopine koja je 0.50 M HAc i 0.50 M NaAc (Ka = 1.8x10-5). Iz pa je pH = 4.74 Kako se mijenja pH ako se u gornju otopinu doda 0.020 M krutog NaOH? HAc + OH- ⇋Ac- + H2O [HAc] = 0.50 – 0.02 = 0.48 M , a [Ac-] = 0.50 + 0.02 = 0.52 M, pa je tj.pH = 4.78 Zaključak: pH se neznatno mijenja !

  6. Primjer 2 Izračunati pH otopine pripremljene otapanjem 17.0 g natrijeva formijata u otopini mravlje kiseline c = 0.100 mol/L, u odmjernoj tikvici od 500 mL. Ka= 1.8 x 10-4 mol/L

  7. 9.2. Slaba baza i njena sol (amonijačni pufer): NH4Cl + NH4OH NH4OH ⇋ NH4+ + OH-; cb = koncentracija baze NH4Cl ⇋ NH4+ + Cl- ; cs = koncentracija soli ; za Kb < 10-4

  8. Primjer 2 Izračunajte masu amonijeva klorida kojeg treba otopiti u amonijaku koncentracije 0.5 mol/L da bi pH pripremljenog pufera iznosio 9.25. Pufer se priprema u odmjernoj tikvici od 500 mL.

  9. 9.3. Henderson - Hasselbalch-ova jednadžba

  10. 9.4. Otopine pufera poliprotičnih kiselina - Od slabe dibazične kiseline i njezinih soli mogu se napraviti dva puferska sustava: 1. H2A + NaHA 2. NaHA + Na2A (ima viši pH) - pretpostavka je da je važna samo jedna ravnoteža, i da ona daje zadovoljavajuće pH vrijednosti u puferskim smjesama dobivenima iz polibazičnih kiselina (No znatna pogreška se unosi ukoliko su koncentracije kiseline ili soli vrlo male ili kad su dvije konstante disocijacije brojčano blizu jedna drugoj. Tada je potrebno točnije računanje)

  11. Primjer 1 Izračunajte koncentraciju hidronijeva iona u otopini pufera koji sadrži 2.00 M fosforne kiseline i 1.50 M kalijeva dihidrogenfosfata.

  12. 9.5. Kapacitet pufera (Buffer capacity) β - puferski kapacitet dC - broj molova baze ili kiseline dodatih u 1 L otopine pufera (+) - dodavanje baze puferu (pH raste) (-) - dodavanje kiseline puferu (pH pada) Napomena: β je uvijek pozitivan! Veličina puferskog kapaciteta se obično izražava brojem molova baze ili kiseline koji je potrebno dodati u 1 L otopine pufera, da bi mu se pH vrijednost promijenila za 1.

  13. 9.5. Kapacitet pufera (Buffer capacity) Henderson-Hasselbalchova jednadžba: [konj. baza] = 0,1M [konj. baza] = 1M [kis] = 0,1 M [kis] = 1M pH = pKa + 1pH = pKa + log 10/1 pH = pKa – 1pH = pKa + log 1/10

  14. Najvažniji puferski sustavi organizma

  15. 10. HIDROLIZA (Hydrolysis) sol + H2O = f (priroda soli) kisela reakcija neutralna reakcija alkalna reakcija Hidroliza: reakcija između iona soli i iona vode uz stvaranje slabe kiseline, slabe baze ili obje.

  16. 10.1. Hidroliza soli jakih kiselina i jakih baza NaCl + H2O ⇋ Na+ + Cl- + H+ + OH- [H+] = [OH-] = 10-7 mol/L → pH = 7 Zaključak: soli ne hidroliziraju; neutralna reakcija

  17. 10.2. Hidroliza soli slabih kiselina i jakih baza Primjer: NaAc Na+ + Ac- + H2O ⇋Na+ + HAc + OH- tj. Ac- + H2O ⇋HAc + OH- ; konstanta ravnoteže ove reakcije je: te množenjem si preuređenjem dobiva setj.

  18. Iz Ac- + H2O ⇋HAc + OH- u stanju ravnoteže vrijedi [HAc] = [OH-]. Kako je [Ac-] = [Na+] = cs (ispravnije [Ac-] = cs - [OH-] = cs - [HAc]) paje Iz čega slijedi odakle je

  19. Primjer : Izračunati pH vrijednost 0.05 M otopine NaAc (Ka = 1.8 x 10-5). pOH = -log [OH-] = 5.28, pa je pH = 14 – pOH = 8.72

  20. 10.3. Hidroliza soli slabih baza i jakih kiselina Primjer: NH4Cl NH4+ + Cl- + H2O ⇋ Cl- + NH4OH + H+ tj….. NH4+ + H2O ⇋NH4OH + H+ konstanta ravnoteže ove reakcije je: te množenjem s i preuređenjem dobiva setj. ..

  21. Iz NH4+ + H2O⇋NH4OH + H+, u stanju ravnoteže [NH4OH] = [H+]. Kako je [NH4+] = cs (ispravnije [NH4+] = cs - [NH4OH] = cs - [H+]) pa je , tj. odakle je

  22. Primjer :Izračunati pH vrijednost 0.1 M otopine NH4Cl (Kb = 1.75 x 10-5). pH = 5.12

  23. 10.4. Hidroliza soli slabih baza i slabih kiselina - vodena otopina amonijeva acetata - oba će iona reagirati s vodom, a pH će ovisiti o konstanti ionizacije odgovarajuće kiseline i baze - u slučaju amonijeva acetata konstante ionizacije CH3COOH i NH4OH su jednake pa će pH biti neutralan.

  24. - otopimo li u vodi sol nastalu neutralizacijom slabe kiseline slabom bazom, oba nastala iona bit će podložna hidrolizi • nastali ioni podliježu hidrolizi

  25. Ako pomnožimo i podijelimo ovu jednadžbu ionskim produktom vode

  26. pH vrijednost soli slabe baze (MOH) i slabe kiseline (HA) Sol MA disocira: pa je tj.: pretpostavka: HA i MOH imaju sličan stupanj hidrolize, tj.

  27. tj.: Kako je pa je tj. Slijedi i pa je tj.:

  28. Primjer 1 Izračunaj stupanj hidrolize i pH otopine amonij – acetata koncentracije c = 0.1 mol/L, ako su koncentracijske konstante disocijacije

  29. 10.5. Učinak zajedničkog iona (Common ion effect) - Učinak zajedničkog iona je poseban slučaj primjene zakona kemijske ravnoteže na reakcije ionizacije - Na primjer, u otopini slabe baze, amonijevog hidroksida, postoji ravnoteža: - Dodatak NH4Cl, (NH4)2SO4, ili bilo koje druge topljive amonijeve soli, povećat će koncentraciju NH4+, i zbog toga povećati broj sudara u sekundi između NH4+ i OH- - Ravnoteža će biti pomaknuta u lijevo, i koncentracija OH- bit će smanjena. NH4+, budući je zajednički i amonij hidroksidu i dodanoj soli amonijaka, nazvan je „zajednički ion“

  30. - Na isti način soli koje su samo slabo topljive, mogu se učiniti čak još manje topljivim povećavajući koncentraciju zajedničkog iona - Na primjer, ravnoteža između slabo topljivih soli gipsa, CaSO4·2H2O, i njegovih iona u otopini predstavlja jednadžba: - Dodatak bilo Ca2+ ili SO42- , iz bilo koje topljive soli koja sadržava jedan od ovih iona, pomaknut će ravnotežu u lijevo i smanjiti topljivost

More Related