WYKL 2 biol 2012_13 studen

2012-10-12

teorie kwasów i zasad

- teoria Svante Arrheniusa - teoria Brönsteda – Lowry’ego

KWASY i ZASADY

- teoria Lewisa

teoria Arrheniusa kwasy są to związki, które w roztworach wodnych

teoria Arrheniusa

odszczepiają kationy wodorowe H+ Kwasy Arrheniusa zawierają wodór w roztworach wodnych

HR

H+ + R-

HR + H2O

H3O+ + R-

odszczepiają kationy wodorowe H+

1

2012-10-12

teoria Arrheniusa zasady są to związki, które w roztworach wodnych wytwarzają jony wodorotlenkowe OHMeOH

Me+ + OH-

mocne kwasy, mocne zasady – w wodzie całkowicie zdysocjowane słaby kwas, słaba zasada – w wodzie częściowo zdysocjowane

teoria Brönsteda – Lowry’ego

HCl + H2O → H3O+ + Cl−

teoria Brönsteda – Lowry’ego kwasem może byd jon: HCO3- + H2O → CO32- + H3O+

2

2012-10-12

teoria Brönsteda – Lowry’ego

teoria Brönsteda – Lowry’ego

NH3 + H2O

NH4+ + OH−

rozpuszczanie tlenku wapnia w wodzie: jon tlenkowy przyciąga proton z sąsiadującej cząsteczki wody

zasada jony wodorotlenkowe woda

teoria Brönsteda – Lowry’ego

teoria Brönsteda – Lowry’ego

NaOH + H2O

Na+

+

OH−

OH− + H2O → H2O + OH−

mocny kwas – reaguje całkowicie z wodą z utworzeniem jonów oksoniowych słaby kwas – nie reaguje całkowicie z wodą z utworzeniem jonów oksoniowych

protonowanie - nie ma wypadkowej zmiany

3

2012-10-12

teoria Brönsteda – Lowry’ego

teoria Brönsteda – Lowry’ego

mocna zasada – reaguje całkowicie z wodą z utworzeniem jonów hydroksylowych słaba zasada – nie reaguje całkowicie z wodą z utworzeniem jonów hydroksylowych

teoria Brönsteda – Lowry’ego

NH2- + H2O → NH3 + OH−

teoria Lewisa kwas – akceptor pary elektronowej

NH3 + H2O → NH4+ + OH− →

słaba zasada

mocna zasada

zasada – donor pary elektronowej

NH2- + H2O → NH3 + OH−

4

2012-10-12

teoria Lewisa

teoria Lewisa kwas – akceptor pary elektronowej

kwas – akceptor pary elektronowej

zasada – donor pary elektronowej

zasada – donor pary elektronowej

HCl + H2O → H3O+ + Cl−

teoria Lewisa jon hydroksylowy jest zasadą Lewisa

teoria Brönsteda – Lowry’ego

CH3COOH + H2O

sprzężone kwasy i zasady

CH3COO - + H3O+

CH3NH2 + H2O → CH3NH3+ + OH-

5

2012-10-12

teoria Brönsteda – Lowry’ego

CO32- + H2O → HCO3- + OHWskaż kwas i zasadę Brönsteda w następujących reakcjach:

HNO3 + H2O

-

O+

HNO3 + HPO42-

NO3- + H2PO4-

NO3 + H3

kwas sprzężony z zasadą powstaje, gdy zasada przyłącza proton kwas 1 + zasada 2  zasada 1 + kwas 2

teoria Brönsteda – Lowry’ego

NH3 + H2O HNO3 + H2O

NH4+ + OH− NO3- + H3O+

H2O + H2O

OH- + H3O+

WODA - przyłącza proton od cząsteczki kwasu i tworzy jon oksoniowy - oddaje proton zasadzie i tworzy jon hydroksylowy

Woda jest amfiprotyczna

reakcja autoprotolizy

6

2012-10-12

przykłady rozpuszczalników amfiprotycznych

reakcja autoprotolizy wody

H2O + H2O

OH- + H3O+

K . [H2O]2 = [H3O+][OH-] = Kw

Odczyn roztworów

[H3O+] = [OH-] = 10-7

Kw = [H3O+][OH-] = 10-14

Roztwory obojętne: [H3O +] = [OH-] =10-7 Roztwory kwaśne: [H3O +] > 10-7 Roztwory zasadowe: [H3O +] < 10-7

7

2012-10-12

Odczyn roztworów - pH

Odczyn roztworów - pH

pH = - log [H3O+]

pH = - log [H3O+]

Roztwory obojętne: [H3O+] = [OH-] =10-7 pH = 7 Roztwory kwaśne: [H3O +] > 10-7 pH < 7 Roztwory zasadowe: [H3O +] < 10-7 pH > 7

Odczyn roztworów (pH,

pOH)

Kw = [H3O+][OH-] = 10-14

pOH = - log[OH-] Roztwory obojętne: [H3O +] = [OH-] =10-7 pH = pOH= 7 Roztwory kwaśne: [OH-] < 10-7 pH < 7 pOH > 7 Roztwory zasadowe: [OH-] > 10-7 pH > 7 pOH < 7

pOH + pH = 14

8

2012-10-12

Odczyn roztworów

pH mocnych kwasów i zasad MOCNE KWASY (HA) pH = - log [H3O+] = -log (stężenie początkowe kwasu) MOCNE ZASADY (BOH) pOH = - log[OH-] = -log (stężenie początkowe zasady)

Odczyn roztworów –słabe kwasy

HA + H2O

H3O+ + A-

stała kwasowości

9

2012-10-12

Odczyn roztworów –słabe kwasy

Odczyn roztworów –słabe zasady

NH3 + H2O CH3COOH + H2O

H3O+

+ CH3COO

OH- + NH4 +

-

1,8 . 10-5 w temperaturze 25°C 1,8 . 10-5 w temperaturze 25°C

10