Reakciók vizes közegben, vizes oldatokban

1. Reakciók vizes közegben, vizes oldatokban • Oldott anyag koncentrációja : ci = ni / Voldat • Mértékegysége: [mol oldott anyag / dm3 oldat] • A feloldható mennyiségnek általában maximuma van: „Oldhatóság” = Si = ci,max. • Az oldódás folyamata: • Általában a vízmolekulák aktív részvételével = hidratálódás (hidrátburok kialakulása) • Ionos, sószerű, ill. erősen poláros vegyületek előnyösebben oldódnak: • Elektrosztatikus kölcsönhatásba léphetnek a poláros vízmolekulákkal, • ami akár elektrolitikus (hidratált ionokra történő) disszociációra is vezethet, és • elektrolit (ionos elektromosvezetővé vált oldat, ionjaira disszociált vegyületek oldata) képződhet, amely hidratált ionok segítségével vezeti az elektromosságot.

2. Az elektrolit oldatok típusai: • Erős elektrolitok: még tömény oldataikban is teljes mértékben disszociálnak (sók, erős savak és bázisok). • Gyenge elektrolitok: még igen híg oldataikban is csak részlegesen disszociálnak (gyengesavak és gyenge bázisok):

3. A víz öndisszociációs folyamata • mivel [H2O(f)]=c(H2O)≈m(g H2O)/M(g/mol H2O)/1 dm3= 1000g/(18g/mol H2O)/1 dm3≈ 55,55 mol/dm3= állandó, így • Vízionszorzat: Kv = [H3O+] [OH-] = áll. = 10-14(mol/dm3 )2 .Tehát T=25°C-on tiszta vízben [H3O+]=[OH-] = 10-7mol/dm3!

4. Savak, bázisok (lúgok) • Az ún. indikátor anyagok színét megváltoztatják: • Arrhénius-féle sav-bázis fogalmak: • sav, olyan anyag, amely elektrolitos disszociációja révén növeli a vizes oldat H3O+ (hidroxónium, ill. hidrogén, H+) ion koncentrációját. • bázis, olyan anyag, amely elektrolitos disszociációja révén növeli a vizes oldat OH- (hidroxid) ion koncentrációját. • Ha [H3O+] > [OH-], azaz ha [H3O+]>10-7 mol/dm-3, akkor savas az oldat, • míg ha [OH-] > [H3O+], azaz ha [OH-]>10-7 mol/dm-3 (azaz [H3O+]<10-7 mol/dm-3), akkor lúgos.

5. Erős savak, bázisok (lúgok) • Erős savak (HCl, HNO3, H2SO4, HClO4, HI, HBr) és az erős bázisok (NaOH, KOH, Ba(OH)2) teljes mértékben ionjaikra disszociálnak: • Ez azt jelenti, hogy ahány molnyi erős savat vagy bázist feloldunk vízben, ugyanannyi mol H3O+, ill. OH- ion jelenik meg az oldatban, miáltal a tiszta víz 10-7 mol/dm-3,-es ionkoncentrációit jelentősen meghaladó savasságú, ill. lúgosságú oldatok készíthetők!

6. Brønstedt-féle sav-bázis fogalom, gyenge elektrolitok Brønstedt szerint (összetartozó, korrespondeáló sav-bázis párok vannak): • sav, az olyan anyag, amely elektrolitos disszociációja révén H+-iont képes leadni, [ezáltal növelni a vizes oldat H3O+ (hidroxónium, ill. hidrogén, H+) ion koncentrációját.] • bázis, olyan anyag, amely elektrolitos disszociációja révén H+-iont képes felvenni, [ezáltal csökkenteni a vizes oldat H3O+ (hidroxónium, ill. hidrogén, H+) ion koncentrációját.] • Pl: ecetsav (gyengesav!) és az acetátionja (erős bázis!) valamint a H2O/H3O+ (bázis/sav-pár) reakciós egyenlete

7. Gyenge savak disszociációs állandója, Ks A disszociációs egyenlet általánosítása gyenge savakra: • Új állandó, a savdisszociációs állandó Ks bevezethető mivel [H2O]=55,55 mol/dm-3 = állandó:

8. Gyenge bázisok disszociációs állandója, Kb A disszociációs egyenlet általánosítása gyenge bázisokra: • Új állandó, a bázisdisszociációs állandóKBbevezethető mivel [H2O]=55,55 mol/dm-3 = állandó:

9. A savasság, ill. lúgosság mértéke, pH • A víz Brønstedt savként és bázisként is viselkedhet:  OH--iont ill. H3O+-iont képezve: amfoter jellegű. • Mekkora az oldat hidroxónium H3O+- (H+-)-ion, ill. hidroxid OH--ion koncentrációja? • Nem független értékek: [H3O+] [OH-] = Kv= 10-14(mol/dm3 )2 . • pH = - lg [H3O+] , a hidroxóniumion moláris koncentrációjának negatív (tizes alapú!) logaritmusa. (Def: logab, az a kitevő, melyre a-t emelve b-kapunk.) • pOH = - lg [OH-] , a hidroxidion moláris koncentrációjának negatív (tizes alapú!) logaritmusa.

10. A savasság, ill. lúgosság mértéke, pH-skála • [H3O+] [OH-] = Kv = 10-14(mol/dm3 )2 . / lg • lg [H3O+] + lg [OH-] = lg Kv = lg 10-14= -14 / - • - lg [H3O+] + (- lg [OH-]) = - lg Kv = 14 • pH + pOH = pKv = 14 erősen savassemlegeserősen lúgos Pl. 1 mol/dm3 HCl oldat pH-ja = -lg 1=0! 0,1 mol/dm3 HCl oldat pH-ja = -lg 0,1=1. 1 mol/dm3 NaOH oldat pOH-ja = -lg 1=0, s pH-ja = 14-pOH=14-0=14! 0,01 mol/dm3 NaOH oldat pOH-ja = -lg 0,01=2, s pH-ja =12.

11. Gyenge savak, bázisok pH-jának számítása • Mekkora az 0,1 mol/dm3-es ecetsav oldat pH-ja? Gyenge elektrolit csak részleges disszociál.

12. Gyenge savak, bázisok disszociációs fokának számítása • Ha feltételezhetően 5 %-nál kisebb mértékű a gyenge elektrolit disszociációja, azaz ha c0 >> x, akkor • Ha a disszociációs fokra a > 5 % adódik, akkor a pontos számítás másodfokú egyenlet megoldását kivánja:

13. Közömbösítés, sóképzés, titrálás • Erős savat erős bázissal közömbösítve (ill. fordítva): • Ha ns = nb, azaz cs = cb sóképzés, pH=7 • Ha ns < nb, azaz cs < cb sóképzés + lúgfelesleg, pH>7! • Ha ns > nb, azaz cs > cb sóképzés + savfelesleg, pH<7! • 100%-os titráltságnál (ns = nb) gyors, meredek változás tapasztalható a titrált oldat pH-jában.

14. Erős savat erős bázissal titrálva

15. Gyengesav titrálása erős bázissal, hidrolízis, puffer • Gyenge savat erős bázissal közömbösítve: • Ha nb= ns, azaz cs = cb só, sóanion hidrolízise, pH=? • Ha nb< ns, azaz cb < cs részleges sóképzés + gyengesav felesleg = puffer, pH=? • Ha nb> ns, azaz cb > cs sóképzés + erősbázis felesleg, pH>7! • 100%-os titráltságnál (ns = nb) itt is gyors, ill. meredek változás tapasztalható a titrált oldat pH-jában.

16. Gyengesav titrálása erős bázissal, hidrolízis, puffer

17. Gyengesav erős bázissal képzett sójának hidrolízise • Teljes mértékű sódisszociáció, melyet a gyenge sav anionjának (mint korrespondeáló bázisnak) egyensúlyra vezető hidrolízise követ: • A hidrolízis állandó számítása után az egyensúlyi viszonyok, pl. pH is számítható:

18. Gyengesav és a gyenge sav egy erős bázissal képzett sójának közös oldata = puffer • A gyenge sav disszociációs egyensúlya kissé módosul erős sav, ill. bázis beadagolásával = tompítás : • Erős sav hozzáadásakor • Erős bázis hozzáadásakor

19. Csapadékoldódási egyensúlyok – oldhatósági szorzat • Kis oldhatóságú csapadékok bizonyos oldatok összeöntésékor: • Oldhatósági egyensúlya pl.: • LAgCl = 1·10-10 (mol dm3)2 – oldhatósági szorzat, erős rokonság az egyensúlyi disszociációs állandóval, (minőségi ionelemzés, ionvadászat, titrálás)

20. Komplexképződési egyensúlyok – stabilitási állandók • Fém központi atom + koordinációs (datív) kötéssel kapcsolódó ún. ligandum molekulák= összetett komplex ionok, molekulák: • Komplexképződési egyensúlyra pl.: • ahol, b – komplexképződési, avagy komplexstabilitási állandó, erős rokonságban (reciprokos összefüggésben) a disszociációs állandóval (mennyiségi fémanalízis, komplexometriás titrálás)