Podstawy Chemii

(1)

Podstawy Chemii

Dr inż. Marcin Libera

Kwasy, zasady, sole i związki

amfoteryczne

(2)

Zakres merytoryczny

1. Podstawowe pojęcia i prawa chemii.

2. Budowa atomu i układ okresowy pierwiastków.

3. Budowa cząsteczek (organicznych i nieorganicznych).

4. Typy wiązań chemicznych.

5. Polarność cząsteczek.

6. Siły międzycząsteczkowe.

7. Wybrane klasy związków nieorganicznych i metody ich otrzymywania.

8. Kwasy, zasady, sole, związki amfoteryczne.

9. Dysocjacja elektrolityczna. Elektrolity silne i słabe. Dysocjacja wody i pH.

10. Hydroliza soli. Roztwory buforowe.

11. Iloczyn rozpuszczalności.

12. Typy reakcji chemicznych.

13. Elementy energetyki, kinetyki i statyki chemicznej.

14. Nazewnictwo związków chemicznych.

15. Zarys chemii organicznej: wybrane klasy związków organicznych, związki o znaczeniu biologicznym, podstawowe przemiany związków organicznych, metody otrzymywania wybranych klas związków organicznych.

16. Zasady pracy ze związkami chemicznymi.

17. Podstawowe operacje w laboratorium chemicznym.

18. Zasady postępowania z odpadami chemicznymi.

(3)

Teorie kwasów i zasad

Kwasem jest związek, który dysocjuje się z wytworzeniem jonu

wodorowego (H+), a zasadą związek, który dysocjuje z wytworzeniem jonu hydroksylowego (OH-). W myśl tej teorii woda jest jednocześnie kwasem i zasadą.

HCl ⇌ H⁺ + Cl^-

NaOH ⇌ Na⁺ + OH^-

Teoria Arrheniusa

(4)

Teorie kwasów i zasad

Według tej teorii kwasem jest substancja oddająca protony, a zasadą substancja, która je przyjmuje. Taka definicja jest bardzo praktyczna w odniesieniu do roztworów wodnych i zgodnie z nią w reakcji:

HCl + H₂O ↔ H₃O⁺ + Cl^–

kwasami są HCl i H₃O⁺, a zasadami H₂O i Cl^–.

Teoria Brønsteda i Lowry’ego

(5)

Teorie kwasów i zasad

Ponieważ kwas solny jest zdysocjowany praktycznie w 100% w

rozcieńczonym roztworze wodnym to możemy stwierdzić, że jest on silniejszym kwasem niż H3O+, gdyż łatwiej oddaje proton. Tak samo anion chlorkowy jest słabszą zasadą niż woda. Należy pamiętać, że proton nigdy nie występuje jako samodzielnie, zawsze jest połączony albo z cząsteczką rozpuszczalnika albo z zasadą.

Teoria Brønsteda i Lowry’ego

(6)

Teorie kwasów i zasad

W tej teorii zasadą jest donor pary elektronowej, a kwasem jej akceptor. W reakcji:

BF₃ + F^– → BF₄^–,

jon fluorkowy jako zasada oddaje parę elektronową cząsteczce akceptora – BF₃ – kwasowi.

Takie podejście jest związane z pojęciem wiązania pojedynczego tworzonego za pomocą pary elektronowej.

Kwasy i zasady Lewisa

(7)

Teorie kwasów i zasad

W teorii orbitali cząsteczkowych można stwierdzić, że występuje

oddziaływanie pomiędzy obsadzonym orbitalem cząsteczkowym zasady, a pustym (akceptorowym) orbitalem akceptora w wyniku czego

powstaje nowy orbital cząsteczkowy. Tworzące się wiązanie ma

charakter częściowo kowalencyjny związany z przekazaniem ładunku od zasady do kwasu.

Teoria Lewisa w połączeniu z model VSEPR (odpychania par elektronowych powłoki walencyjnej) umożliwia przewidywanie

struktur połączeń kwasowo-zasadowych. W teorii tej nie uwzględnia się oddziaływań z rozpuszczalnikiem co powoduje, że znajduje ona

szczególne zastosowanie do układów gazowych lub słabo solwatowanych.

(8)

Teorie kwasów i zasad

Ponadto teorię Lewisa można stosować do rozpatrywania związków koordynacyjnych. Przykładowo WCl₆ można traktować jako połączenie sześciu jonów Cl^–, czyli zasady Lewisa, z kwasem W⁶⁺. Podobnie

traktować można takie ligandy ja CO, które oddają cześć ładunku z

orbitali σ jako zasady, ale ze względu na fakt, że jednocześnie przyjmują one ładunek od metalu na antywiążące orbitale π^* można je traktować jako kwasy. Aby uniknąć tej nieco paradoksalnej sytuacji mówi się o kwasach π i zasadach σ.

(9)

Teorie kwasów i zasad

Rozpuszczalniki mogą ulegać dysocjacji, a ten fakt zmienia właściwości rozpuszczonych związków. Według definicji teorii rozpuszczalnikowej kwasem jest substancja, która po rozpuszczeniu wytwarza kation

charakterystyczny dla rozpuszczalnika. Przykładowo dla wody kationem charakterystycznym jest jon H₃O⁺ tym samym wszystkie substancje,

które po rozpuszczeniu w wodzie wytwarzają kation hydroniowy są kwasami. Zasadą jest substancja, która wytwarzająca anion

charakterystyczny dla rozpuszczalnika. Dla wody anionem

charakterystycznym jest OH^–. Weźmy pod uwagę dysocjację zachodzącą w ciekłym amoniaku:

2NH₃ ↔ NH₄⁺ + NH₃^–

Rozpuszczalnikowa teoria kwasów i zasad

(10)

Teorie kwasów i zasad

2NH₃ ↔ NH₄⁺ + NH₃^–

W roztworze ciekłego amoniaku wszystkie kwasy Brønsteda są mocne gdyż łatwo oddają proton tworząc NH₄⁺. Natomiast niewiele jest zasad, które mogłyby odebrać proton od z NH₃. Z drugiej strony w lodowatym kwasie octowym większość kwasów jest słaba, natomiast większość zasad jest mocnych.

Rozpuszczalnikowa teoria kwasów i zasad

(11)

Teorie kwasów i zasad

Innym przykładem wpływu rozpuszczalnika na właściwości kwasowo- zasadowe jest chlorek glinu(III). W rozpuszczalnikach bezwodnych AlCl₃ zachowuje się jak kwas Lewisa przyjmując anion chlorkowy i tworząc AlCl₄^–. Rozpuszczony w wodzie chlorek glinu(III) tworzy hydratowane jony glinowy i chlorkowy:

AlCl₃ + nH₂O → [Al(OH₂)₆]³⁺ + 3Cl^–_(aq)

Jednak jon sześciohydroksoglinianowy łatwo traci protony:

[Al(OH₂)₆]³⁺ + H₂O ↔ [Al(OH)(OH₂)₅]²⁺ + H₃O⁺

stając się silnym kwasem Brønsteda w roztworze wodnym Rozpuszczalnikowa teoria kwasów i zasad

(12)

Kwasy

To związki chemiczne wykazujące charakter kwasowy, co w zależności od definicji może oznaczać zdolność do

• zakwaszania środowiska (definicja Arrheniusa),

• dostarczania kationów wodorowych (definicja Brønsteda- Lowry’ego),

• przyjmowania pary elektronowej (definicja Lewisa)

W najprostszym ujęciu kwasy to związki chemiczne zawierające łatwo dysocjujące atomy wodoru.

W roztworach wodnych dysocjują na kation wodorowy i anion reszty kwasowej.

(13)

Kwasy

Podział:

• Tlenowe nieorganiczne, np. kwas azotowy (azotowy(V)), HNO_3, kwas azotawy (azotowy(III)), HNO_2,kwas siarkowy (siarkowy(VI)), H₂SO_4, kwas siarkawy (siarkowy(IV)), H₂SO_3,kwas fosforowy (fosforowy(V)), H₃PO_4,kwas fosfonowy (fosforawy, fosforowy(III)), H₃PO_3,kwas

węglowy, H₂CO_3,kwas podchlorawy, (chlorowy(I)) HClO, kwas

chlorawy (chlorowy(III)), HClO_2,kwas chlorowy (chlorowy(V)), HClO_3, kwas nadchlorowy (chlorowy(VII)), HClO_4,kwas borowy, H₃BO_3,

• Beztlenowe nieorganiczne, np. kwas fluorowodorowy, HF (aq), kwas chlorowodorowy (solny), HCl (aq), kwas bromowodorowy, HBr (aq), kwas jodowodorowy, HI (aq), kwas siarkowodorowy, H₂S (aq), kwas cyjanowodorowy, HCN (aq),

(14)

Kwasy

Podział cd.:

• Organiczne, np.

• kwasy karboksylowe: kwas mrówkowy, HCOOH, kwas octowy,

CH₃COOH, kwas szczawiowy, (COOH)₂, kwas benzoesowy, PhCOOH, kwas mlekowy, CH₃CH(OH)COOH, kwas cytrynowy,

HOOC−CH₂−C(OH)(COOH)−CH₂−COOH,

• kwasy organiczne niezawierające grupy karboksylowej: fenole, np.

kwas pikrynowy, C₆H₂(NO₂)₃OH, kwasy hydroksamowe, RC(=O)NHOH,

• kwasy organiczne zawierające resztę kwasu nieorganicznego: kwas p- toluenosulfonowy, CH₃−C₆H₄−SO₃H, kwas deoksyrybonukleinowy (DNA) i kwasy rybonukleinowe (RNA) – poli(diestry kwasu

fosforowego)

(15)

Kwasy

Jedno/ wieloprotonowe

Ulegają dysocjacji elektronowej, np.:

H₂SO₄ + H₂O ⇌ HSO⁻⁴+ H₃O⁺ pKa₁ −3,0 HSO⁻⁴+ H₂O ⇌ SO₂⁻⁴+ H₃O⁺ pKa₂ 1,9 Lub

H₃PO₄ + H₂O ⇌ H₂PO⁻⁴+ H₃O⁺ pKa₁ 2,1 H₂PO⁻⁴+ H₂O ⇌ HPO₂⁻⁴+ H₃O⁺ pKa₂ 7,2 HPO⁻⁴+ H₂O ⇌ PO₃⁻⁴+ H₃O⁺ pKa₃ 12,7

(16)

Kwasy

Niektóre kwasy zawierają protony nieulegające dysocjacji, np. kwas fosfonowy (fosforawy), jest praktycznie kwasem dwuprotonowym:

H₃PO₃ + H₂O ⇌ H₂PO⁻³+ H₃O⁺ pKa₁ 1,3 H₂PO⁻³+ H₂O ⇌ HPO₂⁻³+ H₃O⁺ pKa₂ 6,7

Wynika to z faktu, że trzeci atom wodoru połączony jest bezpośrednio z atomem fosforu, a nie z atomem tlenu:

(17)

Kwasy

Dysocjacja kwasów wieloprotonowych przebiega stopniowo, np. dla kwasu fosforowego zawartość poszczególnych jonów zmienia się w zależności od pH roztworu następująco:

(18)

Kwasy

Stała dysocjacji: stała równowagi reakcji dysocjacji, czyli rozpadu związków chemicznych na poszczególne jony, zwykle pod wpływem rozpuszczalnika lub silnego pola elektrycznego.

Dla kwasu HA, ulegającemu reakcji dysocjacji w wodzie HA + H₂O ⇌ H₃O⁺ + A⁻, stała równowagi K ma postać:

(19)

Kwasy

Stopień dysocjacji: stosunek liczby moli cząsteczek danego związku chemicznego, które uległy rozpadowi na jony (C) do łącznej liczby moli cząsteczek tego związku, znajdującego się w roztworze, fazie gazowej lub stopie, w którym zaszło zjawisko dysocjacji elektrolitycznej (C₀)

Zależy on od:

- struktury związku, dla którego ten stopień jest ustalany - rodzaju rozpuszczalnika

- obecności w roztworze innych związków zdolnych do dysocjacji - stężenia roztworu (na ogół wzrasta w miarę rozcieńczania

roztworu)

- temperatury (na ogół nieco wzrasta wraz ze wzrostem temperatury)

(20)

Kwasy

Prawo rozcieńczeń Ostwalda: Dla słabych elektrolitów binarnych znając stężenie i stopień dysocjacji można obliczyć przybliżoną wartość stałej dysocjacji korzystając z prawa rozcieńczeń Ostwalda.

α – stopień dysocjacji C – stężenie elektrolitu

Dla bardzo słabych elektrolitów (α « 1) wzór można uprościć do postać:

(21)

Kwasy

Termin określający zdolność kwasu do dysocjacji na jon wodorowy H⁺ i anion. Miarą tej mocy jest zazwyczaj ujemny logarytm dziesiętny ze stałej dysocjacji kwasu (Ka) w danych warunkach, oznaczany skrótem pKa:

pKa = –log[Ka]

gdzie Ka to stała dysocjacji kwasu.

Im pKa jest mniejsze, tym moc kwasu jest większa.

Moc kwasów

(22)

Kwasy

Dla kwasu solnego w wodzie:

HCl + H₂O ⇌ H₃O⁺ + Cl⁻

Moc kwasów w tych samych warunkach zewnętrznych zależy od ich struktury chemicznej. W przypadku prostych tlenowych kwasów nieorganicznych moc kwasu wzrasta wraz ze wzrostem

elektroujemności centralnego atomu w reszcie kwasowej,

natomiast dla kwasów beztlenowych zależność ta jest odwrotna.

Moc kwasów karboksylowych wzrasta wraz z elektroujemnością grupy przyłączonej do reszty karboksylowej.

Moc kwasów

(23)

Kwasy

Jednakże, miary pKa kwasu nie można stosować jako miary mocy bardzo stężonych i (przede wszystkim) bezwodnych kwasów, gdyż w

takich warunkach ta wielkość przestaje oddawać realną moc kwasu (np.

gdy jest więcej kwasu niż wody) lub traci sens (gdy nie ma w ogóle

wody). W odniesieniu do mocnych kwasów, miary pKa można stosować jedynie do rozcieńczonych roztworów, natomiast do roztw. stężonych stosuje się najczęściej funkcję kwasowości Hammetta. Pozwala ona stwierdzić, że stężony kwas siarkowy jest mocniejszy od kwasów solnego i azotowego, mimo że pKa w roztworze rozcieńczonym przedstawia sytuację odwrotną.

Moc kwasów

(24)

Kwasy

Moc kwasu określa m.in zdolność do wypierania reszty kwasowej z soli w roztworach, a dokładnie decyduje o tym, w którą stronę jest

przesunięta równowaga reakcji kwasu z daną solą. Kwas o większej mocy w reakcji z daną solą wypiera spontanicznie resztę kwasową

pochodzącą ze słabszego kwasu, w wyniku czego powstaje słabszy kwas i sól mocnego kwasu. Reakcje w drugą stronę – tj. słabszego kwasu z solą mocniejszego kwasu też mogą zachodzić, ale ich równowaga jest silnie przesunięta w stronę substratów.

Moc kwasów

(25)

Kwasy

Inaczej niż w przypadku pH, wartości funkcji Hammetta wyznaczane są nie poprzez pomiar siły elektromotorycznej (tak działa większość pH- metrów), lecz przy użyciu wskaźnika barwnego. Jeżeli dysocjuje on zgodnie z równaniem:

AH + H₂O ⇌ A^– + H₃O⁺

Funkcja kwasowości Hammetta

(26)

Kwasy

To funkcja kwasowości Hammetta opisana jest wyrażeniem analogicznym do równania Hendersona-Hasselbacha:

gdzie:

H₀ – funkcja kwasowości Hammetta

pK_AH – ujemny logarytm ze stałej dysocjacji wskaźnika

a_AH oraz a_A–– aktywność odpowiednio formy niezdysocjowanej i zdysocjowanej wskaźnika

Iloraz a_A–/a_AH wyznacza się metodą spektrofotometryczną.

(27)

Kwasy

Jeżeli wskaźnik ma silnie ujemną wartość pK_BH+, możliwe jest wyznaczenie H₀ dla kwasów o znacznym stężeniu, co w praktyce oznacza rozszerzenie skali pH do ujemnych wartości.

H₀ może przybierać wartości ujemne, np. dla 100% H₂SO₄ (ok. 18,4 M) H₀ = −12.

Inne funkcje kwasowości: Arnetta, Coxa, Katrizky'ego, Yatesa i Stevensa.

(28)

Kwasy

Do mocnych kwasów zalicza się m.in. HCl, HBr, HI, H₂SO₄, HClO₄, HNO₃ oraz inne kwasy o wysokich wartościach stałej dysocjacji.

Kwasy o mocy większej od kwasu siarkowego noszą nazwę superkwasów.

(29)

Superkwasy

Najczęściej przyjmuje się, że superkwas jest to układ kwasowy, który posiada w danych warunkach większą kwasowość niż 100% kwasu siarkowego lub w przypadku kwasów Lewisa – od stopionego chlorku glinu (AlCl₃).

Termin dotyczy zazwyczaj układów niewodnych, a do porównywania mocy superkwasów stosuje się funkcję kwasowości Hammetta H₀. Termin „superkwas” został zaproponowany przez Jamesa Bryanta

Conanta w 1927 r. Z superkwasami związana jest jedna z Nagród Nobla z chemii, przyznana George’owi A. Olahowi w 1994 r. Stosował on tzw.

kwas magiczny (mieszaninę pentafluorku antymonu (SbF₅) i kwasu fluorosiarkowego) do generowania trwałych

karbokationów, czym dowiódł ich istnienia.

(30)

Superkwasy

Jednym z najmocniejszych znanych współcześnie kwasów jest tzw. kwas fluoroantymonowy, który jest mieszaniną kwasu fluorowodorowego (HF) i pentafluorku antymonu.

W układzie tym kwas fluorowodorowy dysocjuje z wydzieleniem jonów H⁺ i F⁻. Jon fluorkowy szybko koordynuje do pentafluorku antymonu tworząc bardzo trwały anion (SbF⁻⁶), który jest bardzo słabym

nukleofilem i zasadą. Na skutek tego w mieszaninie pojawia się bardzo wysokie stężenie „wolnego” kationu H⁺, a zatem wykazuje ona bardzo wysoką kwasowość. Kwas fluoroantymonowy jest ok. 1016 razy

mocniejszy od kwasu siarkowego.

(31)

Superkwasy

• kwas fluorosiarkowy

• kwas fluorosiarkowy i pentafluorek antymonu – w stosunku molowym 1:9 (tzw. kwas magiczny)

• kwas trifluorometanosulfonowy

• kwas fluoroantymonowy

• kwas karboranowy

• kwas nadchlorowy

• kwas pirosiarkowy – oleum

• fluorowodór – w postaci ciekłej

• bromek glinu – w formie stopionej (kwas Lewisa) Inne przykłady:

(32)

Skala pH

Ilościowa skala kwasowości i zasadowości roztworów wodnych związków chemicznych. Skala ta jest oparta na aktywności jonów hydroniowych [H₃O⁺] w roztworach wodnych.

Tradycyjnie pH definiuje się jako:

pH = –log₁₀[H₃O⁺]

(33)

Skala pH

Pojęcie pH wprowadził duński biochemik Søren Sørensen w 1909 r.

Oryginalnie pH zostało zdefiniowane jako ujemny logarytm stężenia jonów wodorowych (H⁺). Współczesne badania wykazały jednak, że wolne jony wodorowe (wolny proton) nigdy nie występują w

roztworach wodnych, gdyż ulegają natychmiast solwatowaniu według równania:

H⁺ + H₂O → H₃O⁺

W wielu podręcznikach jednak, dla uproszczenia, pomija się ten fakt i nadal podaje się starą definicję skali pH.

(34)

Skala pH

Ze względu na to, że pH roztworów mierzy się zazwyczaj metodami galwanometrycznymi norma ISO i Unia Chemii Czystej i Stosowanej definiują współcześnie tę wielkość następująco:

Wartość pH roztworu X, w którym jest zanurzone standardowe ogniwo galwaniczne zdefiniowane przez IUPAC, i dla którego zmierzono wartość pierwszej siły elektromotorycznej EX, wynosi:

F – Stała Faradaya

R – uniwersalna stała gazowa T – temperatura w skali Kelvina.

ES i pH(S) – odpowiednio siła elektromotoryczna ogniwa standardowego

zanurzonego w roztworze wzorcowym (np.: w wodzie destylowanej) i pH tego roztworu w danej temperaturze podane w tabeli IUPAC

Definicja IUPAC

(35)

Skala pH

Ze względu na to, że skala pH została zdefiniowana pierwotnie dla rozcieńczonych roztworów kwasów, zasad i soli jej zastosowanie poza zakresem od 0 do 14 jest rzadko spotykane i prowadzi do zaskakujących, sprzecznych z intuicją rezultatów. Wynika to z faktu, że w zakresie

wyższych stężeń, odczyn roztworów nie jest już zupełnie logarytmiczną funkcją stężenia jonów hydroniowych, lecz raczej ich aktywności

molowych. Na przykład roztwór kwasu siarkowego o stężeniu 7,622

mol/dm³ ma pH mierzone metodami galwanometrycznymi równe –3,13, co formalnie powinno odpowiadać hipotetycznemu stężeniu ok. 1348,96 mol/dm³. Takie niskie pH stężonych roztworów kwasu siarkowego wynika z faktu, że teoretycznie obliczony współczynnik aktywności jonów

hydroniowych w takim roztworze przyjmuje bardzo wysoką wartość, rzędu 165.

(36)

fenoloftaleina 8,3–10,0 etanolowy 0,5%

tymoloftaleina 9,3–10,5 etanolowy 0,2%

żółcień alizarynowa 10,0–12,0 etanolowy 0,1%

tropeolina O 11,0-13,0 etanolowy 0,1%

(44)

Zasady

Definicja Arrhenius

Elektrolity, które ulegają częściowej lub całkowitej dysocjacji na kationy wodorowe i aniony reszty kwasowej. Związek chemiczny, który po

wprowadzeniu do roztworu wodnego, na skutek dysocjacji z wydzieleniem anionów wodorotlenowych, zwiększa stężenie jonów OH- i zmniejsza stężenie jonów oksoniowych H3O+ (zwiększa pH roztworu).

NH₃ + H₂O ↔ NH₄⁺ + OH^- H₂O + Me(OH)_m ↔ Me⁺_m + mOH^-

H₂O + NaOH ↔ Na⁺ + OH^-

(45)

Zasady

Definicja Brønsted-Lowry

Związek chemiczny, który w warunkach danej reakcji jest akceptorem (czyli inaczej przyjmującym) kationu wodorowego (H+) czyli protonu.

HA + B → A^-+ HB⁺

HA - kwas, B - zasada

H₃PO₄ + H₂O ↔ H₃O⁺ + H₂PO^-₄ H₂PO^-₄+ H₂O ↔ H₃O⁺ + HPO^-2₄

(46)

Zasady

Kwas – donor protonów

Zasada – akceptor protonów

H2

O + NH

3

 NH

4+

+ OH

^-

NH₃ zasada – akceptuje proton

H₂O kwas – oddaje proton rola rozpuszczalnika

^-

CH₃COOH kwas

H₂O zasada (!!!) substancja (rozpuszczalnik) amfoteryczna NH₃ + H^-  H₂ + NH₂^-

autoprotoliza H₂O + H₂O  H₃O⁺ + OH^- NH₃ + NH₃  NH₄⁺ + NH₂^-

reakcje

protolityczne

(47)

Zasady

H H + Cu²+ 4NH₃ Cu(NH₃)₄²⁺

H–N: + H⁺ H–N–H

H H SiF₄ + 2F^-  SiF₆^2-

CO₂ + O^2-  CO₃^2-

:Cl: :Cl: – zasada – substancja nukleofilowa

:Cl – Al + :Cl:  :Cl–Al–Cl: kwas – substancja elektrofilowa

:Cl: :Cl:

kwas zasada

zasady wg. Brønsteda  zasady wg. Lewisa

kwasy: BF₃, AlCl₃, kationy K

W A S

:F: :F: ^– :F–B–F: + :F:^–  :F–B–F:

:F:

elektrofil. nukleofil.

zasada kwas



 



 



Lewis

Zasada – substancja posiadająca niewiążącą parę elektronów, która może tworzyć wiązanie kowalencyjne z atomami, jonami, cząsteczkami

Kwas – substancja (atom, jon, cząsteczka), która może tworzyć wiązanie z parą elektronową zasady

(48)

Zasady

Podział

Mocne zasady - dysocjują całkowicie z utworzeniem anionów OH^- w roztworze

LiOH - lithium hydroxide NaOH - sodium hydroxide KOH - potassium hydroxide RbOH - rubidium hydroxide CsOH - cesium hydroxide Ca(OH)₂ - calcium hydroxide Sr(OH)₂- strontium hydroxide Ba(OH)₂ - barium hydroxide

Słabe zasady – dysocjują w małym stopniu NH₃

NH₂R, NHR₂ aminy

(49)

Moc kwasów i zasad

wg. Arrheniusa – tendencja kwasu (zasady) do oddysocjowania w wodzie kationu wodorowego (anionu wodorotlenowego)

wg. Brønsteda – tendencja kwasu (zasady) do odszczepienia (przyłączenia) protonu HCl + H2O  H₃O⁺ + Cl^-

kwas1 zasada2 kwas2 zasada1

^MOC: kwas1 > kwas2 zasada1 < zasada2

HClO₄

+ H

₂

O  H

₃

O

⁺

+ ClO

₄^-

w wodzie

woda, rozpuszczalnik – silniejsza zasada niż ClO₄^- ; całkowita dysocjacja HClO₄ wpływ

rozpuszczalnika: CH3COOH + NH3 NH4+

+ CH3COO^- CH₃COOH + H₂O H₃O⁺ + CH₃COO^-

łatwiej oddaje proton

silniej przyłącza proton

(50)

Moc kwasów i zasad

Struktura cząsteczki, a moc kwasu Kwasy beztlenowe

elektroujemność pierwiastków wielkość atomu

II okres: NH₃ < H₂O < HF moc kwasu rośnie od lewej

III okres: PH₃ < H₂S < HCl do prawej jak elektroujemność grupa 16: H₂O < H₂S < H₂Se < H₂Te moc rośnie z rozmiarem grupa 17: HF < HCl < HBr < HI atomu

znaczenie wielkości atomu:

pierwiastek elektro- ujemność

cząsteczka promień atomu

właściwości C 2,5 CH4 77 pm nie dysocjuje S 2,5 H2S 103 pm słaby kwas I 2,5 HI 133 pm mocny kwas

(51)

Moc kwasów i zasad

HOI < HOBr < HOCl

O O H

OCl < HOClO < HO–ClO < HO–ClO

O

kwas b. słaby kwas słaby kwas mocny kwas b. mocny

H H O H O Cl

HOCCH HOCCH HOCCCl

H H H Cl

kwas b. słaby kwas słaby kwas mocny

(52)

Amfoteryczność

Substancje amfoteryczne: CuO, Cr₂O₃, Al(OH)₃, Zn(OH)₂, H₂O

Zn

²⁺ + 2OH^-

śr. kwaśne

H  O  Zn  O  H

ZnO₂^2- + 2H₂O [Zn(OH)₄]^2- śr.zasad.

Na  O  H H  O  Cl

mała

elektroujem ność

duża

₄ m.zasad. zasad. amfoter sł.kwas kwas moc.kwas b.moc.kwas

wzrost elektroujemności stopień utlenienia

2+

 Cr  O  H właściwości zasadowe

₆₊ pośredni st.utl. – wł. amfoter.

 Cr  O  H właściwości kwasowe

O O

O

jon obojnaczy

NH₃⁺CH₂COO^

III okres - zmiana charakteru związków

(54)

Elektrolity

Dysocjacja jonowa (elektrolityczna)

Rozpad elektrolitów na jony dodatnie (kationy) i jony ujemne (aniony) pod wpływem wody lub innych rozpuszczalników polarnych.

Elektrolity

Substancje, które po rozpuszczeniu w wodzie lub w innych rozpuszczalnikach polarnych oraz w stanie stopionym przewodzą prąd elektryczny. Elektrolitami są związki o budowie jonowej lub polarnej: sole, wodorotlenki, kwasy tlenowe, wodorki kwasowe oraz niektóre związki organiczne (np. niektóre kwasy

karboksylowe i ich sole, aminokwasy, ).

Nieelektrolity

Substancje nie ulegające dysocjacji jonowej, do nieelektrolitów należy większość związków organicznych, tlenki i wodorki nie reagujące z

wodą Suma ładunków dodatnich na kationach w danym roztworze elektrolitu jest równa sumie ładunków ujemnych na anionach.

(55)

Elektrolity

Elektrolity

mocne – efektywnie przewodzą prąd (NaCl, HNO₃), zawiera jony gotowe do przenoszenia ładunku

słabe – słabo przewodzą (ocet, woda z kranu), mało jonów i jest w stanie przenieść mniej ładunków.

nie-elektrolity – nie przewodzą (czysta woda, roztwór cukru), nie zawiera jonów i nie przewodzi prądu.

(56)

Elektrolity

Nieelektrolity: cukier, aceton Elektrolity: NaCl

KOH mocne HNO₃

CH₃COOH

NH3 słabe HNO₂

Dysocjacja elektrolityczna (Arrhenius)

zakres dysocjacji: mocne elektrolity – całkowita (mocne kwasy i zasady, sole) słabe elektrolity – częściowo

stopień dysocjacji (), stosunek stężenia cząsteczek zdysocjowanych do całkowitego stężenia cząsteczek w roztworze

rozpad na jony

działanie rozpuszczalnika rodzaj wiązania

Równowagi jonowe

(57)

Stała dysocjacji

Stała dysocjacji –

stała równowagi reakcji dysocjacji słabego elektrolitu CH₃COOH + H₂O  CH₃COO^– + H₃O⁺

K

` =

H₂O  H⁺ + OH^–

K = K[H₂O] = = K_w

iloczyn jonowy wody : K_w = 1·10^-14 {25⁰C}

[CH₃COO^-][H₃O⁺] [CH₃COOH][H₂O]

[H⁺][OH^-] [H₂O]

CH2O: 1000g/18g = 55,5 mol/dm³

[H⁺][OH^-]

praktycznie:

CH₃COOH  CH₃COO^- + H⁺

[CH₃COO^-][H⁺] [CH₃COOH]

K =

[CH₃COO^-][H₃O⁺] [CH3COOH]

K

`

[H₂O] = = K

(58)

Iloczyn jonowy wody

K_w = [H⁺][OH^-] = 1·10^-14 (wartość stała)

wykładnik jonów wodorowych:

pH = –log[H⁺] roztwór obojętny pH = 7 roztwór kwaśny pH < 7 roztwór zasadowy pH > 7

pOH = –log[OH^-] pH + pOH = 14

0,1 mol/dm³ HCl pH = – log [0,1] = 1

0,1 mol/dm³ NaOH pOH = – log [0,1] = 1, pH = 14 – pOH = 13

wzrost [H⁺]

H⁺ OH^-

roztwór obojętny:

[H⁺] = [OH^-] = 1·10^-7

roztwór kwaśny [H⁺] > [OH^-] roztwór zasadowy [H⁺] < [OH^-]

obniżenie [OH^-]

(59)

⁺

+ Cl

^-

reakcje protolityczne

hydrolizie nie ulegają – sole mocnych kwasów i zasad:

Na⁺ + Cl^- + H2O  Na⁺ + OH^- + H⁺ + Cl^-

hydroliza

H2O