Podstawy Chemii

Podstawy Chemii

Dr inż. Marcin Libera

Hydroliza soli

Roztwory buforowe

Iloczyn rozpuszczalności

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.

Hydroliza

Hydroliza to reakcja chemiczna zachodząca między jonami słabo z

dysocjowanej wody i jonami dobrze zdysocjowanej soli słabego kwasu lub słabej zasady.

Reakcji hydrolizy mogą ulegać następujące sole:

a) sole mocnej zasady i słabego kwasu b) sole słabej zasady i mocnego kwasu c) sole słabej zasady i słabego kwasu

W przypadku soli mocnego kwasu i mocnej zasady reakcja hydrolizy nie zachodzi, jak również w przypadku soli nierozpuszczalnych w wodzie.

Hydroliza

Hydroliza należy do procesów odwracalnych. Jej równowagę możemy

przesunąć w określonym kierunku zmieniając stężenie produktów hydrolizy.

Dodanie kwasu do roztworu soli słabych wielowodorotlenowych zasad lub dodanie zasady do słabych wielowodorowych kwasów cofa reakcję –

przesuwa w lewo, powodując cofnięcie hydrolizy.

Stała i stopień hydrolizy charakteryzuje ilościowo reakcję hydrolizy.

Stopień hydrolizy określa jaka część ogólnej liczby rozpuszczonych cząsteczek soli uległa hydrolizie.

β = ^𝑛0

𝑛

β – stopień hydrolizy

n₀ – liczba cząsteczek soli, które uległy hydrolizie

n - liczba cząsteczek soli wprowadzonych do roztworu

Hydroliza

Stała hydrolizy, wynika z prawa rozcieńczeń Ostwalda.

K_h = ^α

2𝐶 1−α

K_h– stała hydrolizy α – stopień dysocjacji C – stężenie roztworu

Jeżeli α << 1, wówczas wyrażenie 1 − α ≈ 1 i równanie można rozwiązać w sposób przybliżony:

K_h

𝐶

~ α², z czego wynika:

α = ^𝐾ℎ

𝐶

Hydroliza soli mocnej zasady i słabego kwasu

Cząsteczkowo: CH

COONa + H

O ⇌ CH

COOH + NaOH Jonowo: CH

COONa + H

O ⇌ CH

COOH + Na

+ OH

CH

COO

+ Na

+ H

O ⇌ CH

COOH + Na

+ OH

CH

COO

+ H

O ⇌ CH

COOH + OH

Produktami są słabo zdysocjowany kwas octowy i dobrze dysocjowana zasada sodowa. Jony H+ pochodzące z wody wiążą się z anionami soli w wyniku czego powstaje słabo zdysocjowany kwas octowy. Zmniejsza się stężenie jonów

wodorowych i zwiększa się stężenie jonów OH- nadając odczyn zasadowy całemu roztworowi.

Hydroliza soli mocnej zasady i słabego kwasu

Hydroliza soli słabej zasady i mocnego kwasu

Cząsteczkowo: NH

Cl + H

O ⇌ NH

OH + HCl Jonowo: NH

+ Cl

+ H

O ⇌ NH

+ H

O

+ Cl

Dla tego typu soli przykładem może być chlorek amonowy. Dysocjuje on na jony NH₄⁺ i Cl^-, które reagują z cząsteczkami wody dając w efekcie słabo zdysocjowaną cząsteczkę wodorotlenku amonu oraz dobrze zdysocjowany kwas solny. Jony OH^- zostały związane w słabo zdysocjowaną zasadę,

natomiast stężenie jonów H⁺ znacznie wzrasta kształtując odczyn całego roztworu jako kwaśny.

Hydroliza soli słabej zasady i mocnego kwasu

K = ^𝐻3𝑂

+ ∗[𝑁𝐻₃] [𝑁𝐻₄⁺]

K_h= ^[𝑁𝐻4]

𝐻₃𝑂⁺ ∗[𝑁𝐻₃]

K_{h =} ^𝐾𝑤

𝐾_𝑏

Hydroliza soli słabej zasady i słabego kwasu

Sól tego typu ulega dysocjacji na słabo zdysocjowany kwas i słabo

zdysocjowaną zasadę. Odczyn roztworu będzie zależał od wielkości stałej dysocjacji utworzonego słabego kwasu i utworzonej słabej zasady, tzn.

może być kwaśny, zasadowy lub obojętny.

Na przykład octan amonu: CH₃COONH₄

Tworzy się w tej reakcji hydrolizy słabo zdysocjowany kwas (K CH3COOH = 1,76 · 10^-5) i słabo zdysocjowana zasada (K NH4OH = 1,79 ·10^-5).

Hydroliza soli słabej zasady i słabego kwasu

Roztwór buforowy

Roztwór, którego pH prawie się nie zmienia po dodaniu niewielkich ilości mocnych kwasów lub zasad, ani po rozcieńczeniu wodą.

Jest to mieszanina słabego kwasu i soli tego kwasu z mocną zasadą albo mieszanina słabej zasady i soli tej zasady z mocnym kwasem.

Roztwór buforowy

Mechanizm działania buforu najłatwiej jest prześledzić na przykładzie układu słabego kwasu i komplementarnej wobec niego soli. W tym

przypadku głównym źródłem silnej zasady (A-) nie jest słabo dysocjujący kwas, lecz mocno zdysocjowana sól (XA):

XA ⇌ X+(aq) + A-(aq)

Niezależnie od wyjściowych składników buforu, po ich rozpuszczeniu w wodzie i częściowej dysocjacji tworzy się równowaga słabego kwasu (HA) i sprzężonej z nim mocnej zasady (A-):

HA(aq) + H2O ⇌ H3O+(aq) + A-(aq)

która jest odpowiedzialna za odporność buforu na zmiany pH.

Roztwór buforowy

W momencie dodania do roztworu buforowego silnej zasady reaguje ona z jonami hydroniowymi (H₃O⁺(aq)), które jednak są natychmiast

regenerowane przez dysocjację kwasu (HA), którą uruchamia właśnie fakt znikania jonów hydroniowych w równowadze opisanej drugim równaniem.

W chwili dodania silnego kwasu silna zasada sprzężona (A^-), która

występuje cały czas w dużym stężeniu, reaguje z tym kwasem i w rezultacie pH całego układu się nie zmienia.

Wzór Hendersona-Hasselbalcha

Ze względu na rolę, jaką pełni w czasie reakcji roztwór buforowy, ważna jest umiejętność wyznaczania jego pH (bardzo przydatna przy sporządzania roztworu). Wykorzystuje się w tym celu wzór Hendersona-Hasselbalcha, który wiąże z sobą pH, stałą dysocjacji kwasowej oraz stężenia molowe składników:

pH = pKa + log 𝑪 𝒂𝒌𝒄𝒆𝒑𝒕𝒐𝒓𝒂 𝒑𝒓𝒐𝒕𝒐𝒏𝒖 𝑪 𝒅𝒐𝒏𝒐𝒓𝒂 𝒑𝒓𝒐𝒕𝒐𝒏𝒖

Ka – stała dysocjacji donora protonu

C – stężenie donora lub akceptora protonu Oraz

pH = -log [H⁺]

Pojemność buforowa

Cały układ buforujący nie jest skuteczny w nieskończoność. Każdy bufor posiada swoją pojemność, zwaną pojemnością buforową (β), która jest warunkowana stałą równowagi głównej reakcji buforowej oraz stężeniem czynnika słabo dysocjującego.

β = ^𝒅𝒏

𝒅𝒑𝑯 ≈ ^∆𝒏

∆𝒑𝑯

∆n – ilość moli dodanego mocnego kwasu lub zasady

∆pH – zmiana pH wywołana dodaniem kwasu lub zasady

Pojemność buforowa

CH₃COOH + H₂O CH₃COO^- + H₃O⁺ Ka = C_CH3COO- * C_H3O+ = 1,75*10^-5

C_CH3COOH

C_CH3COO- = C_sól C_CH3COOH = C_kwas

Ka = C_sól * C_H3O+

C_kwas C_H3O+ = C_kwas

C_sól Ka

pH = log C_sól + pKa C_kwas

CH₃COO^- + H₃O⁺ = CH₃COOH + H₂O pH = log 1 - log 1,75*10^-5 = 4,7 OH^- + CH₃COOH = CH₃COO^- + H₂O

Zastosowania buforów

Roztwory buforowe służą do utrzymania stosunkowo stałego odczynu

roztworów. Stosuje się je do wielu procesach przemysłowych, wymagających utrzymywania w miarę stałego pH, w tym przy produkcji barwników, leków syntetycznych oraz w procesach fermentacyjnych, a także w poligrafii.

Wiele buforów jest też stosowanych do kontrolowania pH gotowych produktów spożywczych, kosmetyków i leków.

Niektóre bufory, między innymi boranowy, są stosowane jako substancje lecznicze, na przykład do przemywania poparzonej skóry lub oczu.

Wiele płynów ustrojowych człowieka jest buforem. Utrzymanie stałego pH gwarantuje aktywność niezbędnych enzymów oraz może działać ochronnie przeciw drobnoustrojom (np. kwaśne środowisko pochwy kobiety). U

zdrowego człowieka pH płynów jest dość dokładnie określone i jego odchylenia mogą informować o zaburzeniach lub chorobach.

Zastosowania buforów

Krew - pH krwi człowieka utrzymuje się na poziomie pomiędzy 7,36 i 7,43.

Jeśli pH wzrośnie powyżej tej wartości, mamy do czynienia z alkalozą (czyli zasadowicą). Gdy natomiast spadnie poniżej 7.36, określa się to mianem kwasicy. Oba stany są niebezpieczne dla życia człowieka.

Bufory są również ważne w niektórych komercyjnych produktach

gospodarstwa domowego. Szampon do włosów, na przykład, zawiera bufory kwasu cytrynowego i wodorotlenku sodu, dla zrównoważenia naturalnej zasadowości mydła, które w przeciwnym wypadku mogłoby spalić skórę głowy.

Zasadnicze znaczenie dla produkcji alkoholu jest proces zwany

"fermentacją", w którym zachodzi konwersja cukrów do alkoholu w obecności tlenu. Nieuregulowanie tego procesu może

doprowadzić do zepsucia materiału. Przy produkcji piwa, wina i wódki używane są bufory, które regulują poziom pH.

Zastosowania buforów

Hemoglobina – najważniejszy układ buforowy krwi czynnik zakwaszający – CO₂

Hemoglobina może związać bardzo znaczną ilość jonów wodorowych powstających z H₂CO₃, wymieniając jon wodorowy na jon potasowy według równania

komórka przestrzeń

pozakomórkowa krew powietrze

pęcherzykowe wydalanie

Szybkość produkowania CO₂ w tkankach – około 200 ml/min

CO₂ + H₂O H₂CO₃ H⁺ + HCO₃^-

H⁺ + HCO₃^- + KHb KHCO₃ + HHb gdzie - Hb to hemoglobina

Reakcja ta, ma miejsce, gdy ciśnienie parcjalne CO₂ jest duże, tzn. i stężenie H₂CO₃ jest duże. Odwrotna reakcja zachodzi, gdy ciśnienie parcjalne

CO₂ maleje, a więc w płucach.

Zastosowania buforów

W reakcji powstaje mleczan sodu.

Kation wodorowy pochodzący od kwasu mlekowego łączy się z anionem wodorowęglanowym i powstaje kwas węglowy, który praktycznie jako słaby kwas nie dysocjuje (rozpada się na H₂O i CO₂).

Bufor węglanowy

H₂CO₃ H⁺ + HCO₃^-

H₂CO₃ / NaHCO₃ – 1/20 – pH = 7,4

Powstający w organizmie w następstwie wysiłku fizycznego kwas mlekowy jest silniejszym kwasem (posiada większy stopień dysocjacji) aniżeli kwas węglowy.

CH₃CH(OH)COOH + HCO₃^- + Na⁺      CH₃CH(OH)COONa + H₂CO₃ (H₂O + CO₂)

NaHCO₃ HCO₃^- + Na⁺

Zastosowania buforów

Bufor węglanowy

pH środowiska się nie zmienia albo ulega nieznacznym zmianom.

Podniesienie pH krwi (zakwaszenie) podrażnia ośrodek oddechowy co w następstwie

powoduje wzmożone oddychanie. Równocześnie następuje usuwanie powstałego nadmiaru kwasu węglowego z krwi. Bezwzględne wartości kwasu węglowego i wodorowęglanu we krwi zmniejszają się, lecz nie stwierdza się zmiany stosunku tych związków do siebie (1 : 20) i

dlatego też pH krwi nie może się zmienić

pH = pK_HA - lg(C_kw / C_soli)

W przypadku działania substancji zasadowych reakcja zachodzi miedzy jonem

wodorotlenowym zasady a jonem wodorowym kwasu, wskutek czego powstaje cząsteczka wody. W tej reakcji zwiększa się bezwzględna zawartość wodorowęglanu, lecz do równowagi między H₂CO₃ / NaHCO₃ dochodzi po pewnym czasie. Powstawanie z dodawanych jonów wodorotlenowych cząsteczek wody powoduje, że jony zasadowe nie zmieniają pH ośrodka zgodnie z reakcją;

Na⁺ + OH^- + H⁺ + HCO₃^- ---> NaHCO₃ + H₂O albo

CO₂ + OH^- ---> HCO₃^-

CH₃CH(OH)COOH + HCO₃^- + Na⁺      CH₃CH(OH)COONa + H₂CO₃ (H₂O + CO₂)

Zastosowania buforów

Gdy zostanie naruszone pH przez powstawanie np. kwasu mlekowego, wówczas następuje zobojętnienie jonów H⁺ według równania;

CH₃CH(OH)COOH + 2Na⁺ + HPO₄^2- <=> CH₃CH(OH)COONa + NaH₂PO₄

W przedstawionej reakcji kwas mlekowy zobojętnia się za pomocą jednowodorofosforanu do soli sodowej kwasu mlekowego (mleczan sodu), z równoczesnym powstawaniem

dwuwodorofosforanu sodowego.

Bufor fosforanowy

NaH₂PO₄ i Na₂HPO₄

Na₂HPO₄ 2Na⁺ + HPO₄^2- Na₂HPO₄ Na⁺ + H₂PO₄^2-

NaH₂PO₄ / Na₂HPO₄ = 1/4

Zastosowania buforów

Zakłócona równowaga między wodorofosforanami zostaje przywrócona dzięki właściwościom filtracyjnym nerek, które usuwają z krwi pozostały nadmiar NaH₂PO₄.

Nerki usuwając z ustroju aniony innych kwasów, stają się czynnikiem regulującym równowagę kwasowo-zasadową. Poza tym nerki produkują amoniak, który

neutralizuje kwasy, nie zużywając zapasu wodorowęglanów, zwanych też rezerwą alkaliczną krwi. Amoniak łączy się w jon amonowy NH₄⁺ i przechodzi do moczu.

H⁺ + NH₃ ---> NH₄⁺ Bufor fosforanowy

NaH₂PO₄ i Na₂HPO₄

Nagromadzenie się kwasu węglowego podczas intensywnych i krótkotrwałych ćwiczeń może spowodować spadek rezerwy wodorowęglanowej, do <50%.

Wysiłek długotrwały wywołuje na ogół mniejsze zmiany w składzie krwi aniżeli wysiłek krótkotrwały.

Zastosowania buforów

Stałość pH płynów ustroju jest najważniejszym parametrem w układach biologicznych gdyż wszystkie reakcje biochemiczne w organizmach żywych odbywają się w ściśle określonych warunkach, a szczególnie przy określonym pH.

Od pH zależy między innymi:

- rozwój drobnoustrojów - czynność enzymów

- przepuszczalność błon komórkowych - działalność hormonów

Bufor białkowy

Białko-H + OH^----> Białko^- + H₂O

Produktem kwasowym przemiany materii jest kwas węglowy, który powstaje w odwracalnej reakcji CO₂ i H₂O w obecności anhydrazy.

CO₂ jest usuwany z organizmu dzięki ruchom oddechowym płuc. Inne produkty kwasowe, jak kwas pirogronowy, kwas mlekowy, kwas acetooctowy, po chwilowym zakłóceniu równowagi układu buforowego ulegają dalszym przemianom i jedynie w wyjątkowych przypadkach wydzielane przez nerki.

Wszystkie kwasy wpływają na węglanowy układ buforujący. Ogólna zawartość wodorowęglanów krwi nosi nazwę rezerwy alkalicznej.

Zastosowania buforów

Anhydrazy węglanowe

Do anhydraz węglanowych należą enzymy rodzin α, β, γ, δ i ε

Centrum aktywne enzymu stanowi kofaktor, którym jest atom cynku (wyjątkowo – kadmu), umieszczony w kieszeni utworzonej przez część białkową enzymu.

Atom cynku skoordynowany jest przez trzy imidazolowe atomy azotu reszt histydynowych (His94, His96 i His119) oraz cząsteczkę wody.

Proponowany mechanizm procesu katalitycznego zakłada jonizację wody z

utworzeniem układu Zn-OH−, który nukleofilowo oddziałuje z atomem węgla z CO2, tworząc jon HCO₃^-

Działanie anhydrazy węglanowej jest jedną z najszybciej przebiegających znanych reakcji enzymatycznych – w ciągu jednej sekundy cząsteczka tego enzymu może uwodnić 106 cząsteczek dwutlenku węgla. Reakcja z udziałem enzymu zachodzi prawie 107 razy szybciej niż ta sama reakcja bez enzymu.

Iloczyn rozpuszczalności

Iloczyn odpowiednich potęg stężeń jonów (stężeniowy) lub aktywności jonów (termodynamiczny) znajdujących się w nasyconym roztworze elektrolitu. Ma charakter stałej równowagi dynamicznej i zależy od temperatury. W

zależności od tego, czy reakcja rozpuszczania soli jest egzoenergetyczna, czy endoenergetyczna, rozpuszczalność albo maleje, albo rośnie ze wzrostem temperatury, zgodnie z regułą przekory Le Chateliera-Brauna.

- Wykorzystywany w reakcjach wytrącania

- Stosowany najczęściej do roztworów nasyconych (z osadem) - Sól rozpuszcza się w wodzie do osiągniecia iloczynu

rozpuszczalności

𝐾

= 𝑐

∙ 𝑐

Iloczyn rozpuszczalności

- Usuwanie danego jonu z roztworu poprzez wytrącenie AgCl

K

= c

∙ c

= 1,6∙ 10

c

= c

= 1,26∙ 10

mol∙ l

AgNO₃ + HCl Ag⁺ + Cl^- + HNO₃

Iloczyn rozpuszczalności

Zanieczyszczenia wody

Iloczyn rozpuszczalności

Woda morska