1 / 27

Vízkémia

Vízkémia. Sav-bázis egyensúlyok. Sav-bázis egyensúlyok vizes oldatban. Savak - bázisok - sók fogalma, sav-bázis elméletek Arrhenius - Ostwald : vízben - sav H + -ra és anionra, a bázis kationra és OH  -ra disszociál, reakciójukban só és víz képződik

lundy
Download Presentation

Vízkémia

An Image/Link below is provided (as is) to download presentation Download Policy: Content on the Website is provided to you AS IS for your information and personal use and may not be sold / licensed / shared on other websites without getting consent from its author. Content is provided to you AS IS for your information and personal use only. Download presentation by click this link. While downloading, if for some reason you are not able to download a presentation, the publisher may have deleted the file from their server. During download, if you can't get a presentation, the file might be deleted by the publisher.

E N D

Presentation Transcript

  1. Vízkémia Sav-bázis egyensúlyok

  2. Sav-bázis egyensúlyok vizes oldatban • Savak - bázisok - sók fogalma, sav-bázis elméletek • Arrhenius - Ostwald: vízben - sav H+-ra és anionra, a bázis kationra és OH-ra disszociál, reakciójukban só és víz képződik • Oldószerelmélet: disszociáció során a savak az oldószer kationját, a bázisok pedig anionját növelik • Brønsted-Lowry: a sav H+-t ad át a bázisnak, konjugált sav-bázis párok, nem kategorikus csoportok • Lewis-Pearson: a savak elektronpár-akceptorok, a bázisok elektronpár-donorok, sokkal tágabb fogalom

  3. Közös elektronpár létrehozása • Arrhenius - Ostwald elmélete HCl  H+ + Cl NaOH  Na+ + OH • A savi erősség a disszociáció mértékétől függ Svante August Arrhenius Wilhelm Ostwald

  4. Közös elektronpár létrehozása • Arrhenius - Ostwald elmélete • a sav és bázis reakciója a víz képződése H+ + OH  H2O • az indikátorok működése • a pH fogalma - Sørrensen

  5. Közös elektronpár létrehozása • Brønsted-Lowry elmélete CH3COOH + H2O  H3O+ + CH3COO sav1 bázis2 sav2 bázis1 Johannes Nicolaus Brønsted Thomas Martin Lowry

  6. Közös elektronpár létrehozása • Brønsted-Lowry elmélete • konjugált sav-bázis párok • egyes részecskék a reakciópartnertől függően savak vagy bázisok H2SO4 + H2O  HSO4 + H3O+ HSO4 + H2O  SO42 + H3O+

  7. Közös elektronpár létrehozása • Lewis-Pearson elmélete • Elektronpár-akceptor és elektronpár-donor részecskék Gilbert Newton Lewis Ralph G. Pearson

  8. Közös elektronpár létrehozása • Lewis-Pearson elmélete • komplexek képződésére is értelmezhető • a H+ és a fémionok savak, ligandumok bázisok • soft és hard kategóriák

  9. A vízionszorzat H2O + H2O  H3O+ + OH • Az egyensúlyi állandó • K = [H3O+]·[OH] = 1,00·10-14

  10. A pH skála • A pH értelmezése vizes oldatban: pH = -1·lg [H+] • Savak - bázisok - sók vizes oldatának kémhatása pH + pOH = 14,00 • A sav, bázis vagy só koncentrációjából - hogyan?

  11. A pH • Elektrolitos disszociáció • erős és gyenge elektrolitok HA  H+ + A BOH  B+ + OH BA  B+ + A van-e reakció a vízzel?

  12. A pH • A sók csoportjai vízzel reakcióba lépnek vízzel nem reagálnak hidrolizáló sók Zn(NO3)2 AlCl3 CH3COONa Na3PO4 NaCl KNO3 MgSO4 KClO4

  13. A pH • Sók hidrolízise NaCl + H2O  Na+(aq) + Cl(aq) csak disszociáció egyik ion sem reagál a vízzel NH4Cl + H2O  NH4+(aq) + Cl(aq) disszociáció NH4+(aq) + H2O  NH4OH + H+savas hidrolízis NaF + H2O  Na+(aq) + F(aq) disszociáció F(aq) + H2O  HF + OHlúgoshidrolízis

  14. A pH • Pufferek - tompító oldatok • gyenge sav + sója (CH3COOH + CH3COONa) • gyenge bázis + sója (NH4OH + NH4Cl) • egyensúlyok: CH3COOH  H+ + CH3COO CH3COONa  CH3COO + Na+ a pH csak a só és a sav koncentrációjának arányától függ

  15. A pH • Pufferek - tompító oldatok • hozzáadott erős sav esetén: • egyensúlyok: CH3COONa  CH3COO + Na+ HCl  H+ + Cl CH3COOH  H+ + CH3COO

  16. Sav-bázis reakciók • Közömbösítés • sav és bázis reakciója: H+ + OH  H2O H2SO4 + 2 NaOH  Na2SO4 + 2 H2O semleges oldat H2CO3 + 2 KOH  K2CO3 + 2 H2O lúgos oldat HNO3 + NH4OH  NH4NO3 + H2O savas oldat • oxid és sav vagy bázis reakciója: MgO + 2 HCl  MgCl2 + H2O CO2 + Ca(OH)2  CaCO3 + H2O

  17. Sav-bázis reakciók • Sav vagy bázis képzése: • erősebb a gyengébbet kiszorítja: 2 HCl + Na2SO3 2 NaCl + H2O + SO2 KOH + NH4Cl  KCl + H2O + NH3 3 Ba(OH)2 + 2 AlCl3 3 BaCl2 + 2 Al(OH)3 • Oxidok és víz reakciója: SO2 + H2O  H2SO3 CaO + H2O  Ca(OH)2

  18. A pH változása sav-bázis reakciókban

  19. Koordinációs kémiai folyamatok • Lewis-Pearson elmélete • komplexek képződésére is értelmezhető sav-bázis fogalmak • a H+ és a fémionok savak, akceptorok • ligandumok (anionok vagy magányos elektronpárt tartal-mazó semleges molekulák) bázisok, donorok [Cu(H2O)4]2+ és SO42- [Cu(NH3)4]2+ és SO42-

  20. Komplexek képződése • vegyértékkötés elmélet • a ligandumok magányos elektronpárjai datív kötést létesítenek a fémion üres atompályáira kapcsolódva

  21. Komplexek képződése • vizes oldatban vízmolekulák koordinatív kötése [Al(H2O)6]3+

  22. Komplexek képződése • Komplexképződési egyensúly: • lépcsőzetes kialakulás - az egyes ligandumok egymás utáni kapcsolódása • több egyensúlyi folyamat - egyensúlyi állandóval M + L  ML ML + L  ML2 ML2 + L  ML3  = K1·K2·K3 …

  23. Komplexek képződése • Különböző térbeli és sorrendi elrendeződés jöhet létre - geometriai izomerek és szerkezeti izomerek

  24. Komplexek képződése • Koordinálódó ligandumok minősége

  25. Komplexek képződése • Egyfogú és többfogú ligandumok - kelátgyűrűk kialakulása platina-bisz-etilén-diamin EDTA-komplex

  26. Komplexek képződése • Fontos élettani hatású vegyületek, ionok ciano-kobalamin hem klorofill

  27. Komplexometria • EDTA • indikátorok

More Related