Chemia 03.pdf
(
209 KB
)
Pobierz
Chemia 3
Z
POPRZEDNIEGO WYKŁADU
·
teoria Brönsteda-Lowry’ego definiuje kwas jako donor protonu, a zasadę jako akceptor protonu w
reakcjach proteolitycznych
·
stała dysocjacji (K) i iloczyn rozpuszczalności (Ir) są wielkościami równowagowymi i jako takie
dla danych reagentów zaleŜą wyłącznie od temperatury
·
inne czynniki (poza temperaturą) jedynie zaburzają równowagę, a nowy stan równowagi osiągany
jest zgodnie z regułą przekory, w taki sposób, Ŝe moŜna go opisać takimi samymi wartościami K i Ir,
jak przed zaburzeniem stanu równowagi
W
YKŁAD
III
R
OZTWORY BUFOROWE
Skala pH
pH
=
-
log[H
3
+
O
]
W czystej wodzie
[H
O
+
]
=
10
-
7
¾®
pH
=
-
log10
-
7
=
7
.
3
7 roztwór obojętny
pH > 7 roztwór zasadowy
pH < 7 roztwór kwasowy
=
K
=
[H
O
+
][OH
-
]
=
10
-
14
W
3
-
log
[H
O
+
]
-
log
[OH
-
]
=
-
log10
-
14
3
pH
+
pOH
=
14
Skala pH jest skal
ą
logarytmiczn
ą
·
zmiana wartości pH o 1 odpowiada 10-krotnej zmianie stęŜenia jonów hydroniowych
·
zmiana wartości pH o 0,3 odpowiada 2-krotnej zmianie stęŜenia
[H
3
+
]
·
skala pH w zakresie od 0 do 14 dla roztworów wodnych odnosi się do roztworów rozcieńczonych
Posta
ć
logarytmiczna stałej dysocjacji
-
logK
=
pK
pK
a
=
-
logK
a
K
2
CO
3
+ H
2
O
HCO
3
–
+ H
3
O
+
6,36
¬
¾¾
¾®
pK
a
=
-
logK
a
=
-
log(4,4
×
10
-
7
)
=
HCO
3
–
+ H
2
O
CO
3
2–
+ H
3
O
+
10,25
¬
¾¾
¾®
pK
a
=
-
logK
a
=
-
log(5,6
×
10
-
11
)
=
– 17 –
¾
pH
O
pK
a
kwasu węglowego
pK
a
wodorowęglanu
Obliczanie pH roztworów mocnych kwasów i zasad
·
mocne kwasy
Przykład
HCl
=
0,1
M
[H
3
O
+
]
=
0,1
=
10
-
1
pH
=
-
log[H
O
+
]
=
-
logC
=
-
log10
-
1
=
1
3
kwasu
·
mocne wodorotlenki
Przykład
NaOH
=
0,01
M
[OH
-
]
=
0,01
=
10
-
2
pH
=
14
-
(
-
log[OH
-
])
=
14
+
logC
zasady
=
14
-
2
=
12
Miareczkowanie mocnego kwasu
·
H
3
O
+
+ OH
–
2H
2
O
¬
¾¾
¾®
·
np. HCl miareczkujemy NaOH
14
13
12
11
10
9
8
7
6
5
4
3
2
1
0
punkt równowaŜnikowy
zmiana koloru
fenoloftaleiny
pH
9,4
zmiana koloru
oranŜu metylowego
pH
=
4
0,5
1
1,5
zasady
n
kwasu
Obliczanie pH roztworów słabych kwasów i zasad
–
dysocjacja słabego kwasu
HA + H
2
O
A
–
+ H
3
O
+
¾¾
¾®
[A
-
][H
O
+
]
[H
O
+
]
2
K
=
3
¾
¾®
K
=
3
a
a
[HA]
C
kwasu
zakładając, Ŝe:
·
[A
–
]
=
[H
3
O
+
] – czysty roztwór słabego kwasu
·
[HA]
=
C
kwasu
– [H
3
O
+
]
»
C
kwasu
– miareczkowany kwas dysocjuje w niewielkim stopniu
– 18 –
=
n
¬
[H
3
O
+
]
=
K
a
C
kwasu
pH
=
-
log
K
a
C
kwasu
pH
=
-
1
logK
C
=
1
(
-
logK
-
logC
) (
1
pK
-
logC
)
2
a
kwasu
2
a
kwasu
2
a
kwasu
Miareczkowanie słabego kwasu
CH
3
COOH + OH
–
CH
3
COO
–
+ H
2
O
¾¾
¾®
14
13
12
11
10
9
8
7
6
5
4
3
2
1
0
punkt równowaŜnikowy
pH > 8
zmiana koloru
fenoloftaleiny
pH
=
9,4
pH
=
pK
a
zmiana koloru
oranŜu metylowego
pH
=
4
0,5
1
1,5
zasady
n
kwasu
Hydroliza słabego kwasu prowadzi do alkalizacji środowiska:
CH
3
COO
–
+ H
2
O
CH
3
COOH + OH
–
¬
¾¾
¾®
[CH
COO
-
][H
O
+
]
K
=
3
3
a
CH
COOH
3
K
=
[H
3
O
+
]
¾®
pH
=
pK
a
Przykład
Który roztwór ma większe pH:
·
0,01M HCl
·
0,01M CH
3
COOH
pH
=
-
logC
HCl
=
-
log0,01
=
-
log10
-
2
=
2
pH
=
1
(pK
-
logC
)
=
1
(4,7
-
log10
-
2
)
=
1
(4,7
+
2)
=
3,35
CH
COOH
CH
COOH
2
3
3
2
2
Roztwory buforowe
·
jest to mieszanina słabego kwasu i sprzęŜonej z nim zasady w postaci soli tego kwasu
lub mieszanina słabej zasady i sprzęŜonego z nią kwasu w postaci soli tej zasady
·
posiada zdolność do utrzymania stałego pH po wprowadzeniu niewielkich ilości mocnego kwasu lub
zasady
– 19 –
=
¬
n
¾
Przykłady roztworów buforowych
bufor
nazwa buforu
H
2
CO
3
/ HCO
3
–
bufor węglanowy
CH
3
COOH / CH
3
COO
–
bufor octanowy
H
2
PO
4
–
/ HPO
4
2–
bufor wodorofosforanowy
NH
3
/ NH
4
+
bufor amonowy
HCO
3
–
+ H
3
O
+
H
2
CO
3
+ H
2
O – reakcja składnika zasadowego
¬
¾¾
¾®
H
2
CO
3
+ OH
–
HCO
3
–
+ H
2
O – reakcja składnika kwasowego
¾¾
¾®
¬
pH roztworów buforowych
·
buforem jest roztwór wodny, będący mieszaniną kwasu octowego i jego soli octanu sodu, który
dysocjując daje sprzęŜoną z kwasem octowym zasadę, czyli jon octanowy
[CH
COO
-
][H
O
+
]
K
=
3
3
a
[CH
COOH]
KC
3
¾
¾®
[H
O
+
]
=
kwasu
3
[CH
COOH]
»
C
C
3
kwasu
zasady
[CH
3
COO
-
]
»
C
zasady
(soli)
pH
=
-
log[H
O
+
]
=
-
logK
C
kwasu
=
-
logK
-
log
C
kwasu
¾
¾®
pH
=
pK
-
log
C
kwasu
3
C
C
C
zasady
zasady
zasady
Równanie Hendersona-Hasselbacha
pH
=
pK
-
log
C
kwasu
=
pK
+
log
C
zasady
C
C
zasady
kwasu
·
wartość pH nie zaleŜy od stęŜeń składników, ale od stosunku tych stęŜeń
·
zakres działania buforu jest uwarunkowany rodzajem składników tworzących ten bufor i zaleŜy
od wartości pH (słabego kwasu lub zasady)
·
jeŜeli stosunek stęŜeń
C
kwasu
zmieni się z 1:1 do 10:1 lub 1:10, to zmiana pH wyniesie 1
C
zasady
·
rozcieńczenie wodą nie powinno zmieniać wartości pH buforu, gdyŜ zaleŜy ona od stosunku stęŜeń
obu składników, które rozcieńczają się identycznie
Pojemno
ść
buforowa
pH
=
pK
-
log
C
kwasu
=
pK
+
log
C
zasady
C
C
zasady
kwasu
·
dodanie do roztworu buforowego niewielkich ilości mocnego kwasu lub mocnej zasady zmienia
stęŜenia składników, ale stosunek stęŜeń zmienia się nieznacznie i dlatego pH buforu zmienia się
nieznacznie
[H
3
O
+
]
&
¾
¾®
C
kwasu
&
¾
¾®
C
soli
(
¾
¾®
pH
»
const.
C
kwasu
·
pojemność buforowa – zdolność do utrzymywania stałego pH przez wiązanie jonów H
3
O
+
i OH
–
;
ZaleŜy od:
–
stęŜenia obu składników (stęŜenia buforu)
–
stosunku stęŜeń składników buforu
–
β
=
dC
d(pH)
(liczba moli jednoprotonowego mocnego kwasu lub jonów wodorotlenkowych, jaką naleŜy wprowadzić
do 1dm
3
roztworu buforowego, aby zmienić jego pH o jednostkę)
– 20 –
14
13
12
11
10
9
8
7
6
5
4
3
2
1
0
pH
=
pK
+
log
C
soli
C
kwasu
punkt równowaŜnikowy
zmiana koloru
fenoloftaleiny
pH
=
9,4
pK
a
zmiana koloru
oranŜu metylowego
pH
=
4
H
3
O
+
OH
–
0,5
1
1,5
zasady
n
kwasu
¬
¾ ¾
H
3
¾
O
+
¾
¾ ®
-
H
2
O + CH
3
COOH
¬
¾¾
H
3
O
+
+ CH
3
COO
–
CH
3
COOH + OH
–
¾®
CH
3
COO
–
+ H
2
O
Miareczkowanie kwasu w
ę
glowego
11
10
9
8
7
6
5
4
pK
2
10,3
8
6,3
pK
1
PR
1
0,5
1
1,5
n
zasady
(OH
-
)
H
2
CO
3
HCO
3
–
n
kwasu
(H
2
CO
3
)
·
pK
1
–
[H
2
CO
3
]
[HCO
3
–
]
=
–
pH
=
pK
+
log
C
soli
¾
¾®
pH
=
pK
1
1
C
kwasu
·
pK
2
–
[HCO
3
–
]
[CO
3
2–
]
=
–
pH
=
pK
+
log
C
soli
¾
¾®
pH
=
pK
2
2
C
kwasu
– 21 –
n
+
+
OH
¾
¾
Plik z chomika:
mariz.tbg
Inne pliki z tego folderu:
chemia medyczna w 100 zagadnieniach.pdf
(23858 KB)
Uzupełnienie3.pdf
(62 KB)
Uzupełnienie2.pdf
(255 KB)
Uzupełnienie1.pdf
(262 KB)
Chemia 11.pdf
(43 KB)
Inne foldery tego chomika:
zadania
Zgłoś jeśli
naruszono regulamin