Analitikai Kémia

1. Analitikai Kémia

2. ANALITIKAI KÉMIA Az anyagok minden fizikai és kémia tulajdonsága, legkülönbözőbb fizikai és kémiai változásai szolgálhatnak analitikai kémiai eljárások alapjául. Az analitikai kémia egységét a különböző részterületeken nyert információk egymást kiegészítő jellege és az azonos folyamatok különböző céllal történő alkalmazása mellett, az azonos szemléletmód határozza meg. Ennek lényege a (fizikai) kémia törvényszerűségeinek tudatos alkalmazása az analitikai feladatok megoldására. Az analitikai kémia tehát a kémia alkalmazott tudományága.

3. GYTK101-1 ANALITIKAI KÉMIA Tematika: I. Oldategyensúlyok kvantitatív leírása és analitikai kémiai alkalmazásaik 1-3. hét: Sav-bázis egyensúlyok 4-5. hét: Komplexképződési egyensúlyok 6. hét: Csapadékképződési egyensúlyok 7-8. hét: Redoxi egyensúlyok • II. Elválasztási módszerek • 9-10. hét: Elválasztási módszerek általános jellemzése, • fázisátalakulással járó módszerek • 11-12. hét: Kromatográfiás módszerek • hét: Az analízis előkészítő műveletei • 14. hét: Kémiai analízis végrehajtása. Felkészülés az írásbeli vizsgára.

4. Ajánlott irodalom: Burger Kálmán: A mennyiségi analízis alapjai: kémiai és műszeres elemzés, Semmelweis Kiadó, Bp. 1999, Alliter, Bp. 2002. Pokol György-Sztatisz Janisz (szerk.): Analitikai kémia, BME Kiadó, Budapest 1999. D.A. Skoog, D.M. West, F.J. Holler: Fundamentals of analytical chemistry, Saunder College Publ. New York, 1988., 2006 Gyurcsik Béla, Károlyné-Lakatos Andrea, Labádi Imre: Analitikai Kémiai Számítások, Juhász Gyula Kiadó, 2007 Előadás anyaga: tanszéki honlap, Irinyi másoló (korábbi változat)

5. Követelmények: • Az előadásokon, különös tekintettel a két számonkérő foglalkozásra, kötelező a részvétel. • -A március 31-i és az április 28-i héten 1 órás zárthelyi dolgozat az elméleti anyagból, nem számolási feladatokból (40%-tól elfogadott, 80%-tól jeles). Az elért eredmény befolyásolja a szigorlat érdemjegyét (gyógyszerészek), illetve fele arányban beszámít a félévi írásbeli kollokvium érdemjegyébe (kémia szakosok). • -Az aláírás feltétele, hogy a hallgató legalább egy számonkérőn vegyen részt (gyógyszerészek és kémia szakosok). Ha ezek átlaga az elégséges szintet nem éri el, a hallgató szintén vizsgára bocsátható, de csak ismételt vizsgára (kémia szakosok). • -A követelmények a félév folyamán nem változnak és az ETR-en az Annotáció címszó alatt olvashatók.

6. ANALITIKAI KÉMIA 1. Kvalitatív vagy minőségi analízis: az anyagot képező komponensek azonosítása - milyen atomok - milyen atomcsoportok - milyen molekulák - milyen fázisok 2. Kvantitatív vagy mennyiségi analízis: az anyagot képező komponensek - mennyiségének - koncentrációjának - arányának meghatározása

7. ANALITIKAI KÉMIA XVII. sz.: - Robert Boyle - sav-bázis mérések, indikátorok első nyomai XVIII. sz.: - Claude Joseph Geoffroy - ecetsav meghatározása hamuzsír segítségével. (1729) - Francis Home - hamuzsír vizsgálata. (1756)

8. „A célból, hogy felfedezzük, hogy a savak milyen hatással vannak ezekre a hamukra, és, hogy megállapíthassuk, hogy a savak mekkora mennyisége roncsolhatná ezeket - amiből némileg következtethetnénk a hamuban lévő sók (hamuzsír) erősségére és mennyiségére - vettem egy drachma hamut és erre ráöntöttem egy olyan elegyet, amely 1 rész salétromsavat és hat rész vizet tartalmazott. Ezt az oldatot használom a továbbiakban is. Savelegynek fogom nevezni. Hozzáöntéskor pezsgés következett be, és ez csak 12 teáskanálnyi savelegy hozzáadása után szűnt meg. Ez a pezsgés minden kanál savelegy hozzáadásakor igen erős volt, de nem tartott hosszú ideig.”

9. ANALITIKAI KÉMIA - Antoine Laurent Lavioisier: „Minden vegyész tudja, hogy ha egy ásványvíz olyan kis mennyiségű alkáliát tartalmaz, melyet kristályosítással már nem lehet elválasztani, akkor a mennyiségét oly módon lehet kiértékelni, hogy cseppenként telítésig adunk hozzá valamilyen savat.” (1778) - Tornbern Bergman: Az ásványok nedves úti elemzése. (1780) -Jeremiás Benjamin Richter: „Mivel a kémia matematikai részének tárgyát többnyire olyan testek képezik, amelyek oszthatatlan anyagok, vagyis elemek, és mivel ez a tudomány a köztük levő nagyságarányok meghatározását tárgyalja, ezért e tudomány számára nem tudtam rövidebb és illendőbb elnevezést találni a Stöchyometria szónál, a görög -ból (sztoicheion), mely valami olyasmit jelent, hogy tovább már nem osztható, és a -ból (metron), mely nagyságarányok megkeresését jelenti.” (1793)

10. ANALITIKAI KÉMIA XIX. sz.: A század elején a kémiai minőségi elemzés legtöbb reakcióját már ismerik. - Joseph Louis Gay-Lussac - szulfidcsapadékok jelentősége. (1811) - Carl Remigius Fresenius - a minőségi kémiai analízis áttekinthető, mai napig is helytálló rendszere. (1841) - John Dalton - atomelmélet. (1808) - Föns Jakob Berzelius - atomsúly meghatározás, később Stanislaw Cannizzaro egységesítette a fogalmakat és az értékeket. (1860) Friedrich Mohr: Lehrbuch der Chemisch-analytischen Titrirmethode. (1855).

11. Mohr árjegyzéke: Szorítócsapos büretta (60 ml-es, 0,2 ml-es beosztással) 1 Tallér 10 garas Pipetták 100 ml-es 20 garas 50 ml-es 15 garas 10 ml-es 10 garas Mérőüvegek (nyakukon vonással, hitelesítve) 500 ml-es 20 garas

12. ANALITIKAI KÉMIA XIX. sz.: A század közepén megjelennek a redoxi mérések a titrimetriás meghatározások között. Mérőoldatok: - Margueritte - kálium-premanganát. (1846) - Frederich Penny - kálium-kromát. (1850) - Alphonse Du Pasquier - jódmérőoldat készítése.(1840) - Robert Wilhelm Bunsen - jodometria visszamérés elvén - kénessav mérőoldat. (1853)

13. ANALITIKAI KÉMIA XX. sz.: - Schwarz - tioszulfát mérőoldat a jodometriában. (1956) - Gerold Schwarzenbach - komplexometria. (1946) A század második felében a klasszikus módszerek mellett egyre nagyobb teret hódítanak a műszeres vizsgáló módszerek.

14. ANALITIKAI KÉMIA 1. Klasszikus analízis: Kémiai reakciók tervszerű sorozatának végrehajtása során megfigyeljük a változást (minőség), illetve mérjük az észlelt változás mértékét (mennyiség). 2. Műszeres analízis: Kémiai reakciók műszeres végpontjelzése. Kémiai rendszerek kölcsönhatását vizsgáljuk külső energiafajtákkal. A különböző módszerek által alkalmazott energiaféleségek: - elektromágneses hullámok (spektroszkópia) - elektromos energia (elektroanalitika) - hőenergia (termikus elemzések) - mágneses energia (mágneses mérések, tömegspektrometria).

15. A kémiai analízis néhány típusa • Elemi összetétel meghatározása (pl. C, H, N analízis) • Komponensek koncentrációjának meghatározása (pl. vérkép) • Anyag tisztaságának meghatározása (pl. gyógyszeranalízis) • Szennyezők milyenségének és mennyiségének meghatározása (pl. nemesfémek „szennyeződéstérképe”) Szelektív reakciók – az anyagok egy adott körére alkalmazható Specifikus reakciók – kizárólag egy adott anyaggal játszódnak le

16. ANALITIKAI KÉMIA I. Oldategyensúlyok kvantitatív leírása és analitikai kémiai alkalmazásaik: Térfogatos analízis (titrimetria) A mérőoldat (ismert koncentrációjú reagensoldat) mérendő anyaghoz történő adagolása titrálás útján történik. A mérőoldatot jól ismert reakcióban reagáltatjuk a meghatározandó komponenssel. A felhasznált mérőoldat térfogatát mérjük. A titrálás ekvivalenciapontja az, amikor a reakcióegyenletnek megfelelően ekvivalens mennyiségben reagáltatjuk a mérőoldatot a mérendő komponenssel. Végpontja pedig az, amikor ezt jelezni tudjuk. A fogyott mérőoldat térfogatának és koncentrációjának ismeretében kiszámíthatjuk a mérendő anyag mennyiségét.

17. Térfogatos analízis (titrimetria, volumetria) Felhasználható kémiai reakciók, melyek: 1. a reakciópartnerek ekvivalens mennyiségének egymásra hatása során gyakorlatilag teljesen (kvantitatívan) végbe mennek (nincs szükség reagens feleslegre); 2. adott reakcióegyenlet értelmében, a sztöchiometria szabályai szerint játszódnak le (a képződött termékek összetétele pontos és nincsenek mellékreakciók); 3. gyorsak; 4. végpontjuk jelezhető/indikálható.

18. Térfogatos analízis A titrimetriában használt reakciók két fő csoportja: 1. Az ionok egyesülésén (asszociációján) alapuló reakciók: - semlegesítési, sav-bázis reakciók (neutralizációs analízis) - komplexképződési reakciók (komplexometria) - csapadékképződési reakciók (csapadékos titrálások) 2. Elektronátmenettel járó reakciók (redoxireakciók): - oxidimetria (titrálás oxidáló mérőoldattal) - reduktometria (titrálás redukáló mérőoldattal) - jodometria (a jód-jodid rendszer közepes redoxipotenciálja révén mind redukáló, mind oxidáló rendszerek mérésére alkalmas).

19. SAV-BÁZIS EGYENSÚLYOK Sav-bázis elméletek 1. Arrhenius (Ostwald) elmélet (elektrolitikus) disszociáció savak H+-ra és savmaradékra disszociálnak bázisok OH--ra és kationra disszociálnak hiányosságok: (i) csak vizes közegben érvényes (ii) H+-ion oldatban önmagában nem létezhet (iii) spontán disszociációt feltételez (iv) sók hidrolízisét (pl. Na2CO3 v. NH4Cl) nem tudja értelmezni

20. H+ sav1 + bázis2 <=> bázis1 + sav2 Sav-bázis elméletek 2. Brönsted - Lowry elmélet sav-bázis párok közötti protonmegoszlási reakciók savak H+ iont adnak le (protondonorok) bázisok H+ iont vesznek fel (protonakceptorok)

21. 2. Brönsted - Lowry elmélet sav1 + bázis2 <=> bázis1 + sav2 HNO3 + H2O<=> NO3- + H3O+ CH3COOH + H2O<=> CH3COO- + H3O+ HClO4 + HNO3<=> ClO4- + H2NO3+ H2O + CH3COO-<=> OH-+ CH3COOH H2O + (Na+) +OH-<=> OH- + (Na+) +H2O NH4++H2O<=> NH3 + H3O+

22. 2. Brönsted - Lowry elmélet sav1 + bázis2 <=> bázis1 + sav2 HNO3 + H2O <=> NO3- + H3O+ CH3COOH + H2O <=> CH3COO- + H3O+ HClO4 + HNO3<=> ClO4- + H2NO3+ H2O + CH3COO-<=> OH- + CH3COOH H2O + (Na+) + OH-<=> OH- + (Na+) + H2O NH4+ + H2O<=> NH3 + H3O+ HNO3 + H2O<=> NO3- + H3O+ CH3COOH + H2O<=> CH3COO- + H3O+ HClO4 + HNO3<=> ClO4- + H2NO3+ H2O + CH3COO-<=> OH-+ CH3COOH H2O + (Na+) +OH-<=> OH- + (Na+) +H2O NH4++H2O<=> NH3 + H3O+

23. 2. Brönsted - Lowry elmélet jellemzői • a protonért folytatott versengés (kompetíció) • korlátja, hogy a savas funkciót a proton jelenlétéhez köti • nemvizes közegekre is alkalmazható • a sav erőssége erősen függ az oldószertől • értelmezi a disszociációt • értelmezi a hidrolízist • erős sav: konjugált bázispárja gyenge bázis • a savas vagy bázisos karakter függ attól, hogy milyen reakcióba visszük az anyagot, pl.

24. 2. Brönsted - Lowry elmélet Amfolitok H2O + HCO3-<=> H2CO3 + OH- HCO3- + H2O<=> CO32- + H3O+ H2O + Hox-<=> H2Ox + OH- Hox- + H2O<=> Ox2- + H3O+ sav1 + bázis2 <=> bázis1 + sav2

25. 2. Brönsted - Lowry elmélet Öndisszociáció (autoprotolízis) H2O + H2O<=> H3O+ + OH- (K = 10-14 M2) H2SO4 + H2SO4<=> H3SO4++HSO4- (K = 10-4 M2) NH3 + NH3<=> NH4+ + NH2- (K = 10-22 M2) Savasság, bázikusság jellemzése az “ónium” ionok koncentrációjával

26. Sav-bázis elméletek 3. Lewis-féle elmélet savak elektronpár befogadására képesek (akceptorok, pl. fémionok) bázisok elektronpár átadására képesek ( donorok, nemkötő e--párral rendelkező vegyületek) - magában foglalja és kiterjeszti a Brönsted - Lowry elméletet H3O+ + :Cl- <=> HCl + H2O BCl3 + :NH3 <=> Cl3B:NH3 - a komplexképződést is beolvasztja a sav-bázis reakciók körébe Cu(H2O)62+ + 4 :NH3 <=> Cu(NH3)42+ + 6 H2O - hátránya: nem tehető kvantitatívvá

27. Sav-bázis elméletek 4. Uszanovics elmélet savak elektron vagy anion felvételére ill. proton vagy kation leadására képes vegyületek bázisok elektron vagy anion leadására ill. proton vagy kation felvételére képes vegyületek - a redoxireakciókat is beolvasztja a sav-bázis reakciók körébe - nem túl jól sikerült...

28. A víz öndisszociációja H2O + H2O<=> H3O+ + OH- [H2O] = 55,5 M >> [H3O+] vagy [OH-], állandó H3O+-t mostantól H+-nak jelöljük Kv = [H+].[OH-] = 10-14 M2 tiszta vízben: [H+] = [OH-]

29. A pH fogalma Kv = [H+].[OH-] = 10-14 M2 tiszta vízben: [H+] = [OH-] = 10-7 M semleges kémhatású vizes oldatban: pH = pOH = 7 pH = -lg10[H+] “p”X = “-log10”X A disszociáció egyensúly jellegéből adódóan: pKv =pH + pOH = 14 minden vizes oldatban! savas kémhatású vizes oldatban [H+] > [OH-]; pH < 7 lúgos kémhatású vizes oldatban [H+] < [OH-]; pH > 7

30. SAV-BÁZIS EGYENSÚLYOK Brönsted - Lowry elmélet Savak és bázisok erősségének jellemzésére -az oldószerrel való protonmegoszlás egyensúlyi állandóját használjuk sav1 + bázis2 <=> bázis1 + sav2 HA + H2O <=> A- + H3O+ Ks savi disszociáció állandó, HA-nak H3O+-hoz viszonyított savi erősségét fejezi ki H2O + A- <=> OH- + HA Kb bázisos disszociáció állandó, A--nak OH--hoz viszonyított báziserősségét fejezi ki

31. SAV-BÁZIS EGYENSÚLYOK Ks.Kb =  = [H3O+][OH-] = Kv Konjugált sav-bázis párra: Táblázatokban mindig a semleges forma erősségére vonatkozó adatok vannak feltüntetve.

32. KÉMIAI EGYENSÚLY KVANTITATÍV JELLEMZÉSE • Anyagmérleg: az adott anyag különböző előforduló anyagféleségek egyensúlyi koncentrációinak összege. • Töltésmérleg: az elektronra vonatkozó anyagmérleg; a pozitív és negatív töltésű ionok egyensúlyi koncentrációinak összege megegyezik. • Az egyensúlyi koncentrációk közötti összefüggések (tömeghatás törvényének alkalmazása); egyensúlyi állandók

33. SAV-BÁZIS EGYENSÚLYOK KVANTITATÍV JELLEMZÉSE Erős savak (HA) és erős bázisok (BOH) pH-ja HCl <=> H+ + Cl-NaOH <=> Na+ + OH- HA <=> H+ + A-BOH <=> B+ + OH- A disszociáció gyakorlatilag teljes. anyagmérleg: cs = [A-]cb = [B+] elektroneutralitás: [H+] = [A-] + [OH-][OH-] = [B+] + [H+] tömeghatás törv: Kv = [H+][OH-]Kv = [H+][OH-] [H+]2 - cs [H+] - Kv= 0 [OH-]2 - cB [OH-] - Kv= 0

34. SAV-BÁZIS EGYENSÚLYOK KVANTITATÍV JELLEMZÉSE Erős savak (HA) és erős bázisok (BOH) pH-ja HCl <=> H+ + Cl-NaOH <=> Na+ + OH- HA <=> H+ + A-BOH <=> B+ + OH- A disszociáció gyakorlatilag teljes. ha c 10-5 mol/dm3 akkor: [H+] >> [OH-][OH-] >> [H+] anyagmérleg: cs = [A-]cb = [B+] elektroneutralitás: [H+] = [A-] [OH-] = [B+] [H+]= cs[OH-] = cb pH = pcs pOH = pcb

35. SAV-BÁZIS EGYENSÚLYOK KVANTITATÍV JELLEMZÉSE Erős savak (HA) és erős bázisok (BOH) pH-ja Pontszerzési lehetőség: azonos koncentrációjú erős sav és erős bázis pH-ja közötti összefüggés Excel ábrán bemutatva - önálló munka!

36. SAV-BÁZIS EGYENSÚLYOK KVANTITATÍV JELLEMZÉSE Gyenge savak és bázisok pH-ja (BRÖNSTED EGYENLET) cs koncentrációjú (HA) és cb koncentrációjú konjugált bázis (BA) pár HA + B+ + A- + OH- <=> A- + B+ + H2O anyagmérleg: cs + cb = [A-] + [HA]; cb = [B+] töltésmérleg: [H+] + [B+] = [A-] + [OH-] tömeghatás törvénye: ; Kv = [H+][OH-] BRÖNSTED EGYENLET [H+]3 + (cb + Ks)[H+]2 - (Ks .cs + Kv)[H+] - Ks.Kv = 0

37. SAV-BÁZIS EGYENSÚLYOK KVANTITATÍV JELLEMZÉSE BRÖNSTED EGYENLET Alkalmas gyenge savak vagy gyenge bázisok (beleértve a hidrolizáló sókat is) illetve pufferoldatok pH-jának számítására. Gyenge savak pH-ja (cb = 0) HA <=> H+ + A- [H+]3 + Ks[H+]2 - (Ks .cs + Kv)[H+] - Ks.Kv = 0

38. SAV-BÁZIS EGYENSÚLYOK KVANTITATÍV JELLEMZÉSE Gyenge savak pH-ja (cb = 0) HA <=> H+ + A- Lehetséges elhanyagolások: - A gyenge sav azért sav, azaz oldata egyértelműen savas kémhatású. Ks > 10-7 és [H+] >> [OH-] [H+]2 + Ks[H+] - Ks .cs = 0 - A gyenge sav valóban gyenge, azaz a disszociáció mértéke < 5%. cs >> [H+] [H+]2 = Ks .cs pH = 1/2 pKs + 1/2 pcs

39. SAV-BÁZIS EGYENSÚLYOK KVANTITATÍV JELLEMZÉSE Gyenge savak pH-ja

40. SAV-BÁZIS EGYENSÚLYOK KVANTITATÍV JELLEMZÉSE Gyenge savak pH-ja Gyenge sav [H+]3 + Ks[H+]2 - (Ks .cs + Kv)[H+] - Ks.Kv = 0 Gyenge sav = erős sav pH = pcs

41. SAV-BÁZIS EGYENSÚLYOK KVANTITATÍV JELLEMZÉSE Gyenge savak pH-ja HA <=> H+ + A- Lehetséges elhanyagolások: - A gyenge sav azért sav, azaz oldata egyértelműen savas kémhatású. Ks > 10-7 és [H+] >> [OH-] töltésmérleg: [H+] = [A-] + [OH-] helyett: [H+]  [A-] anyagmérleg: cs = [A-] + [HA] - A gyenge sav valóban gyenge, azaz a disszociáció mértéke < 5%. cs >> [H+] anyagmérleg: cs [HA]

42. SAV-BÁZIS EGYENSÚLYOK KVANTITATÍV JELLEMZÉSE Gyenge bázisok pH-ja (cs = 0) -Teljes analógia a gyenge savaknál elmondottakkal. -Teljes “szimmetria” a számításra alkalmas összefüggésekben, azzal, hogy: Ks helyett Kb cs helyett cb és [H+] helyett [OH-] (és fordítva) szerepel. [OH-]3 + Kb[OH-]2 - (Kb .cb + Kv)[OH-] - Kb.Kv = 0 [OH-]2 + Kb[OH-] - Kb .cb = 0 [OH-]2 = Kb .cb pOH = 1/2 pKb + 1/2 pcb Kv = [H+][OH-] ill. pKv = pH+pOH segítségével a pH számítható

43. SAV-BÁZIS EGYENSÚLYOK KVANTITATÍV JELLEMZÉSE „Hidrolizáló” sók oldatának pH-ja 1. Gyenge sav erős bázissal képzett sójának pH-ja (gyenge bázis pH-ja) (Na+) + A- + H2O <=> (Na+) + HA + OH- (Na+) + CH3COO- + H2O <=> (Na+) + CH3COOH + OH- 2. Gyenge bázis erős savval képzett sójának pH-ja (gyenge sav pH-ja) HA+ <=>A + H+ NH4+ <=>NH3 + H+ Mivel a legtöbb esteben a K értékek a semleges molekulára vannak megadva (CH3COOH, ill. NH3), a számítás során figyelembe kell venni, hogy: Kv = KsKb. Pontszerzési lehetőség: Számítsa ki a 0.025 mol/dm3 koncentrációjú NH4Cl oldat pH-ját a megfelelő egyenletet felhasználva (Kb = 1,7510-5) - önálló munka!

44. SAV-BÁZIS EGYENSÚLYOK KVANTITATÍV JELLEMZÉSE Pufferoldatok (tompító, v. kiegyenlítő oldatok) pH-ja Olyan vizes oldatok, amelyek - gyenge savból és a gyenge sav erős bázissal alkotott sójából állnak (pl. NaAc + Hac, Ac- = acetátion; HAc/Ac-) - gyenge bázisból és a gyenge bázis erős savval alkotott sójából állnak (pl. NH3×H2O + NH4Cl; NH3/NH4+) Azaz konjugált gyenge sav-bázis párok összemérhető analitikai koncentrációjú oldatai. Henderson-képlet: pH = pKs + p(cs/cb) pOH = pKb + p(cb/cs)

45. Pufferoldatok (tompító, v. kiegyenlítő oldatok) pH-ja BRÖNSTED EGYENLET Lehetséges elhanyagolások: 1. savas kémhatású pufferoldatban Ks > 10-7 és [H+] >> [OH-] 2. lúgos kémhatású pufferoldatban Ks < 10-7 és [OH-] >> [H+] 3. gyakorlati pufferoldatban cs és cb >> [H+] ill. [OH-]

46. Pufferoldatok (tompító, v. kiegyenlítő oldatok) pH-ja Miért puffer? pH-ja viszonylag érzéketlen az erős sav vagy erős bázis hatására. HA/A- + erős sav (H+): A- + H+ <=>HA HA/A- + erős bázis (OH-): HA + OH- <=>A- + H2O Mitől függ a pufferoldat pH-ja? pH = pKs + p(cs/cb) - A gyenge sav ill. bázis pK-jától. - A cs / cb aránytól, és amíg c >> [H+] ill. [OH-], addig közel független a koncentrációtól. E képletben a fentiek miatt cs/cb helyett az ns/nb kifejezést is használhatjuk.

47. Pufferoldatok (tompító, v. kiegyenlítő oldatok) pH-ja -Gyakorlati puffertartomány: pK  1 pH egység (Az erős sav is “pufferel” pH 0 - 1, ill. az erős bázis pH 13-14 között.) - A pufferek sem tudnak “végtelen” mennyiségű savat vagy lúgot elviselni jelentős pH változás nélkül.

48. Pufferoldatok (tompító, v. kiegyenlítő oldatok) pH-ja 1. Erős sav hatása: 2. Erős bázis hatása: Pufferkapacitás - megadja, hogy a pufferoldat 1 dm3-éhez mennyi erős savat vagy erős bázist kell adni ahhoz, hogy pH-ja egységnyit változzon.

49. SAV-BÁZIS EGYENSÚLYOK KVANTITATÍV JELLEMZÉSE K K K K K d1 d2 d3 d (n-1) dn H A H A H A …...… HA A n n -1 n -2 K K K K K n (n-1) (n-2) 2 1 K d1 H A H A + H k + (k-1)+ + n n -1 K n Lépcsőzetes disszociáció (ill. asszociáció): disszociáció asszociáció - protonálódás Bármely i = 1, … , n-re: , azaz log Kn-i = pKdi

50. SAV-BÁZIS EGYENSÚLYOK KVANTITATÍV JELLEMZÉSE Többértékű savak és bázisok pH-ja 1. Lépcsőzetes disszociáció: Pontszerzési lehetőség: Bizonyítsa be, hogy bármely i = 1, … , n-re: pKsi + pKb(n-i+1) = 14 - önálló munka!