chemia stosowana I

1. chemia stosowana I temat: pH roztworów

2. Kwas oddając proton przechodzi w zasadę, sprzężoną z tym kwasem. Zasada przyjmując proton przechodzi w kwas sprzężony z tą zasadą. A B + H+ Do zajścia reakcji potrzebne są dwie pary sprzężone kwas-zasada. A1 B1 + H+ B2 + H+ A2 A1 + B2 B1 + A2 pojęcia kwasu i zasady wg Brönsteda kwas substancja zawierająca cząsteczki zdolne do oddawania protonów (donory protonów) zasada substancja zawierająca cząsteczki zdolne do przyjmowania protonów (akceptory protonów)

3. HCl + H2OCl– + H3O+ H2O + NH3OH– + NH4+ H2SO4 + H2OHSO4– + H3O+ HSO4– + H2OSO42– + H3O+ HCl + NH3Cl– + NH4+ H2S + OH–HS– + H2O H3O+ + OH– 2 H2O przykłady kwasów i zasad

4. kwasy: HA + H2OA– + H3O+ zasady: H2O + BOH– + BH+ stała kwasowości i zasadowości

5. NH3 + H2O NH2– + H3O+ skala pKa = – logKa pKa = –7.0 pKa = –1.4 pKa = 2.0 pKa = 3.2 pKa = 7.0 pKa = 8.7 pKw = 14.0 pKa = 39.2 HCl Ka = 10000000 = 1×107 HNO3 Ka = 25 HClO2 Ka = 0,01 = 1×10–2 HF Ka = 0,00063 = 6,3×10–4 H2S Ka = 0,0000001 = 1×10–7 HBrO Ka = 0,000000002 = 2,0×10–9 H2O Kw= 1×10–14 NH3 Ka = 5,7×10–40

6. H2SO4 + H2O HSO4– + H3O+ HSO4– + H2O SO42– + H3O+ H3PO4 + H2O H2PO4– + H3O+ H2PO4– + H2O HPO42– + H3O+ HPO42– + H2O PO43– + H3O+ kwasy wieloprotonowe

7. kwasy wieloprotonowe H2SO4 / HSO4– / SO42– pKa,1 = -3 pKa,2 = 1,9 H2SO3 / HSO3– / SO32– pKa,1 = 1,8 pKa,2 = 7,0 H3PO4 / H2PO4– / HPO42– / PO43– pKa,1 = 2,1 pKa,2 = 7,2 pKa,3 = 12,7

8. kwasy wieloprotonowe kwas szczawiowy H2C2O4 / HC2O4– / C2O42– pKa,1 = 1,2 pKa,2 = 4,2 kwas ftalowy C6H4(COOH)2 / C6H4(COO)2H– / C6H4(COO)22– pKa,1 = 2,9 pKa,2 = 5,4 kwas cytrynowy H4cytr / H3cytr– / H2cytr2– / Hcytr3– pKa,1 = 3,1 pKa,2 = 4,8 pKa,3 = 6,4

9. moc kwasów a układ okresowy pKa kwasów beztlenowych: H3N (39,2) H2O (15,7) HF (3,2) H2S (7,0) HCl (-7,0) H2Se (3,7) HBr (-9,5) H2Te (2,6) HI (-10,0)

10. moc kwasów a układ okresowy pKa kwasów tlenowych: H3BO3 (9,2) [H2CO3] (6,4) HNO3 (-1,4) H4SiO4 (10,0) H3PO4 (2,12) H2SO4 (~ -3) HClO4 (~ -8) H3AsO4 (2,25) HClO (7,5) H5IO6 (3,0) HClO2 (2,0) HClO3 (~ -3) HClO4 (~ -8)

11. NH3 + H2O NH4+ + OH– pKb = 4,76 NH4+ + H2O NH3 + H3O+ pKa* = ? H2O H3O+ + OH– pKw = 14,0 kwasy i zasady sprzężone 9,24 Kb·Ka* = Kw pKb + pKa* = pKw

12. HNO2 + H2O NO2– + H3O+ pKa = 3,3 NO2– + H2O HNO2 + OH– pKb* = ? H2O H3O+ + OH– pKw = 14,0 kwasy i zasady sprzężone 10,7 Ka·Kb* = Kw pKa + pKb* = pKw

13. CH3COOH + H2O CH3COO– + H3O+ CH3O+·CA– C0·2 Ka = _______= _____ CHA 1 –  stopień dysocjacji stała dysocjacji Ka = 1,8×10–5 stężenie nominalne C0: 1M0,01M0,0001M CH3O+ = CCH3COO–: 4,2×10–34,1×10–43,4×10–5 stopień dysocjacji : 0,42%4,1%34% Stopień dysocjacji rośnie wraz z rozcieńczeniem roztworu.

14. CH3COOH + H2O CH3COO– + H3O+ CH3COONa CH3COO– + Na+ stopień dysocjacji stała dysocjacji Ka = 1,8×10–5 stopień dysocjacji  CH3O+ = C0·  0,1M CH3COOH: 1,35% 0,1M CH3COOH + 0,1M CH3COONa: 0,018% Dodatek soli zmniejsza stopień dysocjacji kwasów.

15. pH roztworów kwasów kwasy mocne - całkowicie zdysocjowane: 1M HCl CH3O+ = 1 mol/dm3 pH = 0 0,1M HClO4 CH3O+ = 0,1 mol/dm3 pH = 1 0,001M HI CH3O+ = 0,001 mol/dm3 pH = 3 0,03M HBr CH3O+ = 0,03 mol/dm3 pH = 1,52 kwasy słabe - częściowo zdysocjowane: 1M CH3COOH pKa = 4,75 CH3O+ = 0,0042 mol/dm3 pH 2,38 0,01M CH3COOH CH3O+ = 0,00041 mol/dm3 pH 3,39 0,01M HClO2 pKa = 1,96 CH3O+ = 0,0063 mol/dm3 pH 2,20 0,01M HClO pKa = 7,5 CH3O+ = 1,8×10–5 mol/dm3 pH 4,75 0,01M HIO pKa = 11,0 CH3O+ = 3,4×10–7 mol/dm3 pH 6,47 C0 = CIO– + CHIO CH3O+ = CIO– + COH–

16. kwasy wieloprotonowe H2SO4 / HSO4– / SO42– pKa,1 = -3 pKa,2 = 1,9 CSO42– + CHSO4– = C0 2CSO42– + CHSO4– = CH3O+ C0 CH3O+ pH 1M 1,012 mol/dm3 -0,005 (0) 0,1M 0,110 mol/dm3 0,96 (1) 0,01M 0,0145 mol/dm3 1,84 (2) 0,001M 0,00191 mol/dm3 2,72 (3) 0,0001M 0,00020 mol/dm3 3,70 (4) 0,00001M 0,000020 mol/dm3 4,70 (5)

17. pH roztworów zasad zasady mocne - całkowicie zdysocjowane: 1M NaOH COH– = 1 mol/dm3 pOH = 0 pH = 14 0,1M KOH COH– = 0,1 mol/dm3 pOH = 1 pH = 13 0,001M KOH COH– = 0,001 mol/dm3 pOH = 3 pH = 11 0,03M NaOH COH– = 0,03 mol/dm3 pOH = 1,52 pH = 12,48 zasady słabe - częściowo zdysocjowane: pOH pH 1M NH3 pKb = 4,75 COH– = 0,0042 M 2,38 11,62 0,01M NH3 COH– = 0,00041 M 3,39 10,61 0,01M N2H4 pKb = 6,0 COH– = 9,95×10–5 M 4,00 10,00 0,01M NH2OH pKb = 7,9 COH– = 1,12×10–5 M 4,95 9,25 0,01M PhNH2 pKb = 9,4 COH– = 2,00×10–7 M 5,70 8,30

18. NH4Cl/s/ NH4+ + Cl– K2CO3/s/ 2 K+ + CO32– + H2O NH3 + H3O+ + H2O HCO3– + OH– kwaśny zasadowy CH3COONH4/s/ CH3COO– + NH4+ + H2O CH3COOH + OH– + H2O NH3 + H3O+ ? hydroliza

19. NH3 + HCl Cl– + NH4+ H2O + HCl Cl– + H3O+ NH3 + H3O+ H2O + NH4+ pH roztworów soli mocny kwas - słaba zasada VNH3 0,1M VHCl 0,1M pH 50 100 1,48 100 100 5,13 100 80 8,65 100 60 9,07 100 40 9,45 100 30 9,62 100 0 11,13

20. CH3COOH + NaOH CH3COO– + Na+ + H2O NaOH OH– + Na+ CH3COOH + OH– H2O + CH3COO– pH roztworów soli słaby kwas - mocna zasada VCH3COOH 0,1M VNaOH 0,1M pH 50 100 12,52 100 100 8,87 100 80 5,35 100 60 4,93 100 40 4,55 100 30 4,38 100 0 2,87

21. HCOOH + NH3 HCOO– + NH4+ CH3COOH + NH3 CH3COO– + NH4+ H2S + NH3 HS– + NH4+ pH roztworów soli słaby kwas - słaba zasada mrówczan amonu: pKa = 3,8 pKb = 4,75 pKa* = 9,25 pH = 6,5 octan amonu: pKa = 4,75 pKb = 4,75 pKa* = 9,25 pH = 7,0 wodorosiarczek amonu: pKa = 7,0 pKb = 4,75 pKa* = 9,25 pH = 8,1 Dla roztworów niezbyt rozcieńczonych pH nie zależy od stężenia!

22. NH4Cl/s/ NH4+ + Cl– K2CO3/s/ 2 K+ + CO32– + H2O NH3 + H3O+ + H2O HCO3– + OH– kwaśny zasadowy CH3COONH4/s/ CH3COO– + NH4+ + H2O CH3COOH + OH– + H2O NH3 + H3O+ ? hydroliza

23. układy buforowe Słabe kwasy (zasady) tworzą z solami tzw. mieszaniny buforowe, których pH jest mało wrażliwe na dodatek silnej zasady (kwasu).

24. układy buforowe

25. układy buforowe

26. IndH Ind– + H+ IndH+ Ind + H+ oranż metylowy czerwień metylowa tymoloftaleina wskaźniki kwasowo-zasadowe

27. IndH Ind– + H+ IndH+ Ind + H+ wskaźniki kwasowo-zasadowe

28. IndH Ind– + H+ IndH+ Ind + H+ wskaźniki kwasowo-zasadowe

29. miareczkowanie kwasów mocny kwas solny słaby kwas octowy Poprawne wykonanie analizy wymaga dobrania odpowiedniego wskaźnika.