- Strona pocz±tkowa
- PHP 101 praktycznych skryptow e book Helion
- Hot Latin Men 2 Fight for Love Delaney Diamond
- Uprawa rośÂ›lin warzywnych pod osśÂ‚onami
- Hanna Samson Pokój śźeśÂ„sko mć™ski na chwaśÂ‚ć™ patriarchatu
- Follett Ken Pod ulicani Nicei
- Anderman Janusz Gra na zwloke
- Harry Harrison Bill 06 On The Planet Of The Hippies From Hell (Dav
- Dzić™kuje za wspomnienia Cecelia Ahern
- Carrington, Tori Schicksalsherzen Liebe, heiss wie Feuer
- Edward Klemp Okultyzm
- zanotowane.pl
- doc.pisz.pl
- pdf.pisz.pl
- sportingbet.opx.pl
[ Pobierz całość w formacie PDF ]
[ðA-ð]ð CA
pH =ð pKD +ð log10 =ð pKD +ð log10
[ðHA]ð CHA
Wykładnik stężenia jonów wodorowych w tak przygotowanym roztworze obliczyć można przyjmując za
stężenie kwasu oraz sprzężonej z nim zasady wartości równe stężeniom początkowym składników (obniżenie
stężenia HA i A- na skutek dysocjacji elektrolitycznej można zaniedbać z powodu niewielkich wartości pKD dla
słabych kwasów i zasad). Przykładem układów o których mowa są roztwory słabego kwasu (np.: CH3COOH,
H3BO3) i jego soli (np.: CH3COONa, Na2B4O7) lub słabej zasady (np.: NH3aq) i jej soli (np.: NH4Cl). Roztwór o
takim składzie nazywamy roztworem buforowym. Cechą roztworów buforowych jest zdolność utrzymywania
stałego pH roztworu, niezależnie od dodania niewielkich ilości kwasu lub zasady bądz też umiarkowanego
rozcieńczenia roztworu. Mechanizm działania buforu jest prosty. Jeśli do roztworu dodamy substancji
zawierającej jony wodorotlenowe, to przereagują one z cząsteczkami kwasu wchodzącego w skład buforu z
wytworzeniem sprzężonej z nim zasady i wody. Stężenie jonów wodorowych pozostanie więc praktycznie stałe.
Podobnie, dodanie do roztworu buforowego kwasu spowoduje wiązanie jonów wodorowych z jonami
(cząsteczkami) obecnej w buforze zasady i wytworzenie sprzężonego z nią kwasu, co z kolei zapobiegnie dużej
zmianie pH. Na przykład, pH roztworu buforowego, zawierającego 0,5 mola octanu sodu i 0,5 mola kwasu
octowego w litrze wynosi 4,768. Dodanie do tej objętości 1 cm3 1M HCl lub NaOH spowoduje zmianę pH o
0,002 jednostki. Ta sama ilość kwasu solnego lub wodorotlenku sodu dodana do litra wody spowoduje zmianę
pH o 4 jednostki (z 7,0 odpowiednio na 3,0 i 11,0). Zdolność buforu do przeciwdziałania zmianie pH wywołanej
31
dodaniem kwasu lub zasady wyraża się poprzez pojemność buforową, zdefiniowaną jako stosunek stężenia
dodanego kwasu lub zasady do zmiany pH:
DðCHA(B)
bð =ð
DðpH
Pojemność opisanego buforu wynosi zatem 0,5.
4.1.7 Hydroliza
Efektem dysocjacji soli (np.: octanu sodu, chlorku żelaza(III)), są odpowiednie kationy metali i aniony
reszt kwasowych. Z punktu widzenia teorii kwasów i zasad Brönsteda anion octanowy, zdolny do przyÅ‚Ä…czenia
protonu, jest zasadą, natomiast hydratowany kation Fe3+ jest kwasem zdolnym do oddania protonu. Jednocześnie
w układzie znajdują się cząsteczki wody, zachowujące się bądz jak kwas, oddające proton zasadzie - anionowi
octanowemu, lub też jak zasada, przyłączająca proton pochodzący od kwasu - hydratowanego jonu żelaza(III).
CH3COONa CH3COO- + Na+
CH3COO- + HOH CH3COOH + HO-
zasada 1 kwas 1 kwas 2 zasada 2
FeCl3 + 6H2O Fe(H2O)63+ + 3Cl-
Fe(H2O)63+ + H2O Fe(OH)(H2O)52+ + H3O+
kwas 1 zasada 1 kwas 2 zasada 2
PowstajÄ…ce w pierwszym przypadku jony wodorotlenowe powodujÄ… alkalizacjÄ™ roztworu, jony wodorowe
tworzące się w przypadku soli roztworu soli żelaza(III) decydują o jego kwaśnym odczynie. Wykazywanie przez
roztwory obojętnych związków odczynu kwaśnego lub zasadowego, obserwowane we wszystkich roztworach
soli słabego kwasu i mocnej zasady lub słabej zasady i mocnego kwasu, nazywamy hydrolizą. Równania ogólne
dla powyższych procesów mają postać:
CH3COO- + Na+ + H2O CH3COOH + HO- + Na+
Fe(H2O)63+ + 3Cl- + H2O Fe(OH)(H2O)52+ + H3O+ + 3Cl-
Dla procesów tych możemy oczywiście zapisać stałą równowagi Kh, np.:
-ð
[ðCH3COOH]ð[ðOH ]ð
Kh =ð
[ðCH3COO-ð]ð
(stężenia jonów sodu nie uwzględniamy, gdyż jest ono niezmienne po obu stronach równania). Analogicznie do
procesu dysocjacji, zdefiniować możemy stopień hydrolizy jako stosunek liczby cząsteczek zhydrolizowanych
(lub stężenia formy zhydrolizowanej), do początkowej liczby molekuł (lub stężenia początkowego).
Ch
bð =ð
C0
Podobnie jak podczas formułowania prawa rozcieńczeń Ostwalda, do równania na stałą hydrolizy podstawić
możemy wartości Ch uzyskane po przekształceniu zależności opisującej wartość stopnia hydrolizy:
-ð 2
[ðCH3COOH]ð[ðOH ]ð=ð C0bð *C0bð C0bð
Kh =ð =ð »ð C0bð
[ðCH3COO-ð]ð C0(1-ð bð ) 1-ð bð
a stÄ…d:
Kh
bð =ð
C0
32
Octan sodu należy do soli słabego kwasu i mocnej zasady. Rozważmy ogólny proces hydrolizy soli tego typu:
M+ + A- + H2OM+ + HA + OH-
Wykładnik stężenia jonów wodorowych w tym układzie obliczyć można przekształcając równanie na stałą
hydrolizy.
Kw
-ð
+ð
[ðHA]ð[ðOH ]ð=ð [ðHA]ð [ðHA]ð* Kw Kw
[ðH ]ð
Kh =ð =ð =ð
+ð
[ðA-ð]ð [ðA-ð]ð [ðA-ð]ð[ðH ]ð KD
-ð
[ðHA]ð=ð[ðOH ]ð
2
Kw
2
-ð
+ð
[ðHA]ð[ðOH ]ð=ð Kw
[ðH ]ð
Kh =ð =ð
[ðA-ð]ð [ðA-ð]ð KD
[ðA-ð]ð=ð C0
KD * Kw
+ð
[ðH ]ð=ð
C0
1 1 1
pH =ð KD +ð Kw +ð log10 C0
2 2 2
Roztwór soli słabego kwasu i mocnej zasady ma zatem odczyn zasadowy.
Podobne wyprowadzenie przeprowadzić możemy dla soli słabej zasady i mocnego kwasu (np.: NH4Cl). Schemat
hydrolizy ma postać:
BH+ + A- + H2OB + A- + H3O+
Analogicznie do powyższego wyprowadzenia, zapisać możemy:
Kw
+ð
-ð
[ðB]ð[ðH ]ð=ð [ðB]ð Kw
[ðOH ]ð
Kh =ð =ð
+ð +ð
[ðBH ]ð [ðBH ]ð KD
+ð
[ðB]ð=ð[ðH ]ð
+ð
[ðBH ]ð=ð C0
2
+ð +ð
[ðB]ð[ðH ]ð=ð [ðH ]ð
Kh =ð
+ð +ð
[ðBH ]ð [ðBH ]ð
2 Kw *C0
+ð
[ðH ]ð =ð Kh *C0 =ð
KD
Kw *C0
+ð
[ðH ]ð=ð
KD
1 1 1
pH =ð pKw -ð pKD -ð log10 C0
2 2 2
Odczyn tak uzyskanego roztworu jest kwaśny.
Trzecim możliwym do rozważenia przypadkiem jest hydroliza soli słabego kwasu i słabej zasady.
B + AH
BH+ + A-
33
Wartość pH takiego roztworu obliczyć możemy z równań dysocjacji kwasu HA i zasady B:
+ð
[ðA-ð]ð[ðH ]ð
KD =ð
kw
[ðHA]ð
+ð -ð
[ðBH ]ð[ðOH ]ð
KD =ð
zas
[ðB]ð
+ð
[ðA-ð]ð=ð [ðBH ]ð
[ðB]ð=ð [ðHA]ð
+ð -ð -ð
KD
[ðBH ]ð[ðOH ]ð[ðHA]ð [ðOH ]ð=ð Kw
zas
=ð =ð
+ð +ð 2
+ð
KD [ðA-ð]ð[ðH ]ð[ðB]ð [ðH ]ð[ðH ]ð
kw
Kw * KD
+ð
kw
[ðH ]ð=ð
KD
zas
1 1 1
pH =ð pKw +ð pKD -ð pKD
kw zas
2 2 2
4.1.8 Teorie kwasów i zasad
4.1.8.1 Teoria Arrheniusa
Na podstawie teorii dysocjacji elektrolitycznej skonstruowana została teoria kwasów i zasad
Arrheniusa. Według tej teorii kwasy to substancje, które w roztworach wodnych odszczepiają jon wodorowy,
H+ + A-
HA
zasadami sÄ… zaÅ› substancje odszczepiajÄ…ce jon wodorotlenowy.
B+ + OH-
BOH
Teoria Arrheniusa dobrze tłumaczy zachowanie kwasów i zasad w roztworach wodnych, zawodzi jednak w
przypadku roztworów obojętnych soli ulegających hydrolizie, których roztwory na skutek tego procesu
wykazują odczyn kwaśny lub zasadowy i są zdolne do reagowania jak typowe kwasy lub zasady. Nie tłumaczy
również zachowania substancji w wielu roztworach niewodnych, np.: mocznika, który rozpuszczony w wodzie
nie wykazuje cech kwasu ani zasady (w rozumieniu Arrheniusa), w ciekłym amoniaku zachowuje się jak kwas,
natomiast w kwasie octowym jak zasada. Podobnie kwas azotowy zmienia radykalnie swoje właściwości po
rozpuszczeniu we fluorowodorze, w którym zachowuje się jak zasada.
4.1.8.2 Teoria Lowry ego-Brönsteda
RozwiniÄ™ciem niedoskonaÅ‚ej teorii Arrheniusa staÅ‚a siÄ™ teoria Lowry ego-Brönsteda, zakÅ‚adajÄ…ca, że
dysocjacja nie polega na prostym rozpadzie na jony, lecz jest bardziej złożonym procesem związanym z reakcją
substancji rozpuszczonej z rozpuszczalnikiem. Jon wodorowy, powstający podczas dysocjacji kwasów w
roztworze wodnym jest w rzeczywistości hydratowany przez jedną lub cztery cząsteczki wody. Hydratacji
[ Pobierz całość w formacie PDF ]