Studiuj dzięki licznym zasobom udostępnionym na Docsity
Zdobywaj punkty, pomagając innym studentom lub wykup je w ramach planu Premium
Przygotuj się do egzaminów
Studiuj dzięki licznym zasobom udostępnionym na Docsity
Otrzymaj punkty, aby pobrać
Zdobywaj punkty, pomagając innym studentom lub wykup je w ramach planu Premium
Społeczność
Odkryj najlepsze uniwersytety w twoim kraju, według użytkowników Docsity
Bezpłatne poradniki
Pobierz bezpłatnie nasze przewodniki na temat technik studiowania, metod panowania nad stresem, wskazówki do przygotowania do prac magisterskich opracowane przez wykładowców Docsity
Im słabszy jest kwas tym silniejsza jest sprzężona z nim zasada. Bardzo silne kwasy są zjonizowane w 100% a ich sprzężone zasady nie są.
Typologia: Prezentacje
1 / 25
Ta strona nie jest widoczna w podglądzie
Nie przegap ważnych części!
wzrost stężenia H+^.
do wody powoduje wzrost stężenia jonów OH
S. Arrhenius, Nobel 1903
Teoria Bronsteda-Lowry, teoria układów
protolitycznych
Każdy kwas jest donorem protonu (jonu
wodorowego). Natomiast każda zasada jest
akceptorem protonu (jonu wodorowego ). Kwas
oddaje proton lub protony tylko w obecności
akceptora protonu (zasady). Zasada przyjmuje
protony tylko w obecności donora protonu
(kwasu). Istnieje związek pomiędzy kwasem a
sprzężoną z nim zasadą (sprzężone pary kwas –
zasada).
Johannes Brønsted (^) Martin Lowry
Nagroda Nobla 1923
Zgodnie z teorią Bronsteda-Lowry kwasem lub zasadą mogą być nie
tylko cząsteczki obojętne, lecz również kationy czy aniony.
Kwas Zasada
kationowy (^) Obojętny
(cząsteczko-
wy)
Anionowy kationowa Obojętna
(cząsteczk
o-wa)
anionowa
4
HCl, H 2
4
4
5
NH 3
4
SO 4
2 -
Kwasy Lewisa – luka elektronowa
, Cu
której tworzy się tzw. addukt (kwasowo-zasadowy kompleks
Lewisa) z wiązaniem koordynacyjnym (transfer pary elektronowej od
zasady do kwasu).
TEORIA URSANOWICZA
Teoria rozpuszczalnikowa (Franklina)
anionów odpowiadających rozpuszczalnikowi to zasada.
Teorię tę stosuje się dla rozpuszczalników ulegających autodysocjacji.
Teoria Luxa-Flooda (dla tlenkowych układów
bezwodnych)
Rodzaje elektrolitów
wodzie lub w niektórych innych rozpuszczalnikach. Roztwory powstałe
w ten sposób przewodzą prąd elektryczny.
roztworów o stężeniu 0.1 M jest dużo mniejszy od 1.0 ( < 0.3).
roztworu słabych elektrolitów https://pl.wikipedia.org/wiki/Przewodnictwo_graniczne_elektr olit%C3%B3w
Mocne elektrolity Słabe elektrolity
1.Kwasy nieorganiczne: HNO 3 , HClO 4
H 2 SO 4 , HCl, HI, HBr, HClO 3 , HBrO 3
H 2 CO 3 ; H 3 BO 3 ; H 3 PO 4 ; H 2 S; H 2 SO 3 ; HSO 4
i metali ziem alkalicznych
organicznych
kadmu i cynku
Zn i Cd
Amfolity, substancje amfiprotyczne, elektrolity
amfoteryczne
Są to związki chemiczne, których cząsteczki zawierają zarówno grupy kwasowe, jak i zasadowe.
„AlaninAnionUndKation” autorstwa Roland.chem - own made. Licencja Domena publiczna na podstawie Wikimedia Commons - https://commons.wikimedia.org/wiki/File:AlaninAnionUndKation.svg#/media/File:AlaninAnionUndKation.svg
Rozpuszczalniki amfiprotyczne ulegają autojonizacji (autoprotolizie)
tworząc parę form jonowych.
3
3
4
+ H 2 PO 4 - Alanina, aminokwas jako przykład amfolitu
H 2 N
O
OH
O
OH
N
H H
H
H 2 N
O
O
Forma kationowa forma obojętna forma anionowa
pH < 2,34 pH = 6,02 pH > 9,
pKa = 2,
pKb = 9, pI = 6,
Populacje różnych form przykładowego amfolitu, glicyny, w zależności od pH
roztworu. Zielona linia wskazuje punkt izojonowy.
GlyH 2 : kation H 3 N
CH 2 COOH
GlyH: zwitterjon, jon obojnaczy, amfijon, H 3
2
Gly: anion H 2 NCH 2 COO −
związanych z grupami aminowymi jest równa liczbie protonów uwolnionych
przez grupy karboksylowe.
aminokwasowego.
𝑁𝐻 3 +𝐶𝐻𝐶𝑂𝑂−^ 𝐻 3 𝑂+ 𝑁𝐻 3
+𝐶𝐻𝐶𝑂𝑂𝐻
K 1 - stała równowagi dla formy kationowej alaniny
𝑁𝐻 2 𝐶𝐻𝐶𝑂𝑂−^ 𝐻 3 𝑂+ 𝑁𝐻 3
𝐶𝐻𝐶𝑂𝑂−
K 2 - stała równowagi dla formy anionowej alaniny K 1 = K 2
a to stała jonizacji kwasowej lub stała dysocjacji.
pK a
a a p K =−log K
pH
pH substancji naturalnie występujących
Płyn ustrojowy pH Substancje
spożywcze
pH
Soki trawienne 1.0 - 3.0 limonka 1.8 – 2.
Zawartość dwunastnicy 4.8 - 8.2 rabarbar 3.1 – 3.
Mocz 4.8 - 8.4 Pomidory 4.0 – 4.
Ślina 6.5 – 7.5 Szpinak 5.1 – 5.
Mleko 6.6 – 7.6 Łosoś 6.5 – 7.
Żółć 6.8 - 7.0 Woda wodoc. 6.5 – 8.
Plazma krwi 7.35 – 7.45 Białko jaja (świeże) 7.6 – 8.
Quiz
http://www.nauticus.org/chemistry/chemacidbase.html
Odpowiedź
x = [H 3 O
] = 5.9 x 10
pH = - log[H 3 O
] = - log(5.9 x 10
[HOCl] = 0.10 - 5.9 x 10-^5 = 0.10 M
wodzie- ulegają dysocjacji. Dla zasady B:
[]
[ ][ ]
2
B
HB OH K
B HO HB OH
b
→ + −
=
Wartości K b i p K b dla większości zasad można znaleźć w specjalnych tabelach.
Podobnie jak w przypadku kwasów
b b p K =−log K
kwasu i zasady dla połączonych par kwas- zasada
Wpływ pH na stałą równowagi
zawierający wspólny jon, zgodnie z prawem działania mas musi
nastąpić przesuniecie stanu równowagi.
dysocjację słabego elektrolitu (np. słabego kwasu).
Dysocjacja słabego kwasu przebiega zgodnie z
równaniem:
HA ↔H+ + A− (^) Zwiększamy stężenie jonów wodorowych poprzez dodatek mocnego kwasu
𝐾𝐴 =
𝐴 −
Zwiększamy stężenie jonów
wodorowych poprzez dodatek mocnego kwasu
Wartość stałej dysocjacji zależy od:
➢ rodzaju elektrolitu
➢ temperatury
➢ mocy elektrolitu.
Elektrolity, których wartości K < 10 4 (pK > 4) to elektrolity słabe;
elektrolity średniej mocy K w granicach 10
Stopień jonizacji (stopień protolizy)
następująco:
Sposoby wyznaczania stopnia dysocjacji
Stopień dysocjacji można wyznaczyć poprzez pomiar dowolnych wielkości zależnych od stężenia jonów np. właściwości koligatywnych
(obniżenia prężności pary, obniżenie temperatury krzepnięcia,
podwyższenie temperatury wrzenia, zwiększenia ciśnienia
osmotycznego).
Nieelektrolity zmieniają te wielkości proporcjonalnie ze zmianą stężenia
molarnego roztworów. Elektrolity wykazują odstępstwa (współczynnik
izotoniczny van’t Hoffa, i).
𝑖− 1
𝑛− 1
(n-ilość jonów obecnych w roztworze).
4
4
4
4 42 7
−
−
− − −
Aktywność, współczynnik aktywności
a= f c
Współczynniki aktywności mają wartości od 0 do 1.
Dla roztworów bardzo rozcieńczonych f dążą do 1, wówczas
można powiedzieć, że a = c.
Współczynnik aktywności zależy od:
✓ rodzaju jonu
✓ ładunku jonu
✓ stężeń i ładunków innych jonów obecnych w roztworze.
Wartość współczynnika aktywności roztworu zależy od siły
jonowej roztworu
Siła jonowa
Obliczyć siłę jonową roztworu zawierającego w 100 ml 21 mg BaCl 2 (masa molowa 208,
g/mol) i 85 mg NaNO 3 (masa molowa 85 g/mol). Stężenie molowe każdej z soli w roztworze wynosi odpowiednio: BaCl 2 = 0,001 M/L zaś NaNO 3
BaCl 2 → Ba 2+
[Ba2+] = 1 x 0,001 = 0,001 [Na+] = 0,
[Cl
Siła jonowa tak przygotowanego roztworu wynosi:
𝐼 = 0 , 5 σ 𝑐𝑖 𝑧𝑖 2
2
2
Roztwory buforowe
Rozwiązanie: Oblicz stężenie jonów [OH
buforowego
pOH 4.70ipH 9.
5 5
5
3
4
− − −
− −
Kb
Stosując ilości moli
pOH 4.70ipH 9.
5 5
5
3
4
− − −
− −
b
−
−
− → + −
a a
a
Henderson-Hasselbalcha i jest często wykorzystywane w biologii.
pH takiego buforu jest określone poprzez p Ka kwasu
a
poczatkowe
poczatkowe a
−
b
b
pH buforu fosforanowego
Przykład: Roztwór 0.20 M kwasu octowego (HAc) i 0.10 M octanu sodu (NaAc)
zostały zmieszane. Jakie jest pH tak powstałego roztworu? Stała dysocjacji kwasu
octowego wynosi 1,8 x 10
pH = - log[H 3 O
] = - log[3.6 x 10