1 / 18

DISOCIJACIJA VODE

DISOCIJACIJA VODE. Svojstva vodenih otopina . amfiprotičnost (amfoternost) H 2 O + H 2 O = H 3 O + + OH - uvijek prisutni hidronij i hidroksid ioni ionski produkt vode (K w ) pri 25 °C K w = [H + ] [OH - ] = 1×10 -14. Koncentracije hidronija i hidroksid iona. čista voda – 1×10 -7 mol/L

valiant
Download Presentation

DISOCIJACIJA VODE

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. DISOCIJACIJA VODE

  2. Svojstva vodenih otopina • amfiprotičnost (amfoternost) • H2O + H2O = H3O+ + OH- • uvijek prisutni hidronij i hidroksid ioni • ionski produkt vode (Kw) pri 25 °C Kw= [H+] [OH-] = 1×10-14

  3. Koncentracije hidronija i hidroksid iona • čista voda – 1×10-7 mol/L • supstancija reagira s ionima vode – razlika hidronija i hidroksida • izračunavanja koristeći konstantu ravnoteže • ionski produkt vode konstantan

  4. Kiselost i bazičnost • hidronij, mjera kiselosti • koncentracija hidronija > 1×10-7 mol/L, otopina kisela • koncentracija hidronija < 1×10-7 mol/L, otopina bazična • negativni logaritam koncentracije hidronija, pH

  5. pH i pOH • pH = - log [H+] • pH > 7, otopina lužnata • pH < 7, otopina kisela • pH + pOH = pKw (= 14)

  6. Primjer: 1. [H+] = 5×10-3 mol/L pH = ? pOH = ? rješenje: pH = - log [H+] = 3- log 5 = 2,3 pOH = 14 - 2,3 = 11,7

  7. Primjer: 2. pH = 4,4 (H+) = ? rješenje: log [H+] = - 4,4 = 0,6 - 5 [H+] = 3,39 * 10-5

  8. Jaki elektroliti • potpuno disociraju • jake kiseline, koncentracija hidronija = ukupna koncentracija kiseline • jake baze, koncentracija hidroksida = ukupnoj koncentraciji baze • njihove soli, neutralne, pH = pOH

  9. DISOCIJACIJA SLABIH BAZA I SLABIH KISELINA

  10. Karakteristike • djelomično ioniziraju • koncentracija nastalih iona << koncentracije elektrolita HA + H2O ↔ H3O+ + A- HA ↔ H+ + A- • ZDM: K(HA) = [H3O+] [A-] / [HA]

  11. Slaba kiselina u vodi • konstanta disocijacije slabe kiseline u pravilu >> ionskog produkta vode • zanemariv doprinos disocijacije vode koncentraciji hidronija [H3O+] = [A-] = X [HA] = c(HA) - X K(HA) = X2/c(HA) - X X2 + K(HA)*X - K(HA)*c(HA) = 0 HA + H2O = H3O+ + A-

  12. Mogući slučajevi • za slabe kiseline [H3O+] << c(HA) K(HA) = X2/c(HA) X = [H3O+] = [K(HA)*c(HA)]1/2 • analogno za slabe baze [OH-] = [K(BOH)*c(BOH)]1/2

  13. Soli • uglavnom jaki elektroliti • reakcija jake baze i jake kiseline, ne hidroliziraju • jake baze i slabe kiseline • slabih baza i slabih kiselina, hidroliziraju • ion slabog elektrolita s vodom daje slabi elektrolit i hidronij ili hidroksidni ion

  14. pH otopine soli slabe kiseline i jake baze, NaAc NaAc = Na++Ac- Ac- + H2O = HAc + OH- ZDM: Kh= [HAC] [OH-] / [Ac-] [HAc] [OH-] [H3O+] / ([Ac-] [H3O+]) = Kh = Kw / K(HAc) [HAc] = [OH-]; [HAc] << c(NaAc); [Ac-] = c(NaAc)

  15. [OH-]2 / c(NaAc) = Kw / K(HAc) [OH-] = [Kw * c(NaAc) / K(HAc)]1/2 • pH otopine soli slabe baze i jake kiseline, NH4Cl [H3O+] = [(Kw* c(NH4Cl / K(NH4OH)]1/2

  16. Puferi • slaba kiselina + njena sol s jakom bazom • slaba baza + njena sol s jakom kiselinom • smanjena promjena pH • disocijacija slabe kiseline (baze) se smanjuje • koncentracija aniona slabe kiseline i hidronija su različite • koncentracija kationa slabe baze i hidroksida su različite

  17. Primjer: HAc + NaAc NaAc → Na+ + Ac- HAc ↔ H+ + Ac- [Ac-] = c(NaAc) + [H+] [HAc] = c(HAc) – [H+] c(NaAc) >> [H+], c(HAc) >> [H+] [H+] = K(HAc) * c(HAc) / c(NaAc)

  18. Primjer: NH4OH + NH4Cl • pristup analogan [OH-] = K(NH4OH) c(NH4OH) / c(NH4Cl)

More Related