Az előadás letöltése folymat van. Kérjük, várjon

Az előadás letöltése folymat van. Kérjük, várjon

Vízkémia Sav-bázis egyensúlyok. Sav bázis egyensúlyok vizes oldatban Savak - bázisok - sók fogalma nem egységes, sav-bázis elméletek Arrhenius - Ostwald:

Hasonló előadás


Az előadások a következő témára: "Vízkémia Sav-bázis egyensúlyok. Sav bázis egyensúlyok vizes oldatban Savak - bázisok - sók fogalma nem egységes, sav-bázis elméletek Arrhenius - Ostwald:"— Előadás másolata:

1 Vízkémia Sav-bázis egyensúlyok

2 Sav bázis egyensúlyok vizes oldatban Savak - bázisok - sók fogalma nem egységes, 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 Brönsted-Lowry: a sav H + -t ad át a bázisnak, a reakció konjugált sav-bázis párok között, nem kategorikus csoportok Lewis-elmélet: savak azok a vegyületek amelyek elektronpár felvételére alkalmasak, bázisok amelyek elektronpár átadásra képesek

3 Arrhenius – Ostwald elmélete vízben - sav H + -ra és anionra, a bázis kationra és OH  -ra disszociál, reakciójukban só és víz képződik HCl  H + + Cl  NaOH  Na + + OH  2 KOH + H 2 SO 4  K 2 SO H 2 O nem bázis a CH 3 NH 2, NH 3 ?? NH 3 + H 2 O NH OH  Csak vizes oldatokra alkalmazható, pl. a cseppfolyós ammónia bázikus tulajdonsága nem értelmezhető ezzel az elmélettel.

4 Arrhenius – Ostwald elmélete A savak - bázisok erőssége a disszociáció mértékétől függ HCl  H + + Cl  erős sav CH 3 COOH H + + CH 3 COO  gyenge sav NH 3 + H 2 O NH OH  gyenge bázis Savak és bázisok egymás közötti reakciója – közömbösítés HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H 2 O(l) HNO 3 (aq) + KOH(aq) → KNO 3 (aq) + H 2 O(l)

5 Oldószerelmélet disszociáció során a savak az oldószer kationját, a bázisok pedig anionját növelik  vizes oldatban a sók egyes csoportjai is savak vagy bázisok lesznek Na 3 PO 4  3 Na + + PO 4 3  PO 4 3  + H 2 O HPO 4 2  + OH   nem vizes oldószerekre is értelmezhetővé válik a sav és bázis fogalma

6 Brönsted-Lowry elmélete (1923) Savak: H + iont adnak le (protondonorok) Bázisok: H + iont vesznek fel (protonakceptorok) A reakcióban a savak és a belőlük proton leadással képződött konjugált bázisok vesznek részt. sav 1 + bázis 2 bázis 1 + sav 2 H+H+

7 Brönsted-Lowry elmélete sav 1 + bázis 2 bázis 1 + sav 2 HNO 3 + H 2 O NO H 3 O + CH 3 COOH + H 2 O CH 3 COO - + H 3 O + H 2 O + CH 3 COO - OH - + CH 3 COOH NH H 2 O NH 3 + H 3 O +

8 Brönsted-Lowry elmélete egyes részecskék a reakciópartnertől függően savak vagy bázisok H 2 SO 4 + H 2 O HSO 4  + H 3 O + HSO 4  + H 2 O SO 4 2  + H 3 O + H 2 O + H 2 O H 3 O + + OH 

9 Lewis-féle elmélet sav: elektronpár-akceptor (H + és a fémionok) bázis: elektronpár-donor (magányos elektronpárt tartalmazó semleges molekulák vagy anionok) magában foglalja és kiterjeszti a Brönsted - Lowry elméletet H 3 O + + :Cl - HCl + H 2 O BCl 3 + :NH 3 Cl 3 B:NH 3 a komplexképződést is beolvasztja a sav-bázis reakciók körébe Cu(H 2 O) :NH 3 Cu(NH 3 ) H 2 O

10 Sav-bázis egyensúlyok A víz autoprotolízise: H 2 O + H 2 O H 3 O + + OH  egyensúlyi állandója vízionszorzat K v = [H 3 O + ]·[OH  ] = 1,00· (mol/dm 3 ) 2 [H 3 O + ]=[OH - ]=1,00 · mol/dm 3

11 A pH skála A pH értelmezése vizes oldatban: pH = -1·lg [H + ]= -1·lg [H 3 O + ] Savak - bázisok - sók vizes oldatának kémhatása pH + pOH = 14,00 A sav, bázis vagy só koncentrációjából

12 Savak és bázisok erőssége A savak és bázisok disszociációjának mértéke vizes oldatokban eltérő. H n A n H + + A  B(OH) m B + + m OH  Erős sav vagy bázis K > 1,0, a disszociáció szinte teljes Gyenge sav vagy bázis K < 1,0, a disszociáció egyensúlyi

13 Molekulaszerkezet és savi erősség Csoporton belül a H–A kötéshossz növekedésével nő a savi erősség, mert csökken a kötéserősség Sorokban a H–A polaritása növekszik az anion elektronegativitásával, így a savi erősség is nő.

14 Háztartási anyagaink pH-ja

15 Oldatok pH-jának mérése a) pH mérővel – ld. később a galvánelemeknél b) indikátorokkal, amelyeknek jellemző színe van különböző pH-jú oldatban c) pH papírral, ami indikátorral van impregnálva

16 Sav-bázis indikátorok gyenge savak vagy bázisok konjugált ionjaik színe más, mint a semleges molekula a színváltozás pH-ját az indikátor molekula disszociációs állandója szabja meg pH = pK ± 1,5 azofestékek és ftaleinek

17 Sav-bázis indikátorok Fenolftalein pH=0-8,2pH=8,2-12,0 HA ⇌ H + + A - molekulaanion színtelen vörös - H + + H +

18 A pH változása sav-bázis reakciókban

19 A sók csoportjai vízzel nem reagálnak vízzel reakcióba lépnek hidrolizáló sók Zn(NO 3 ) 2 AlCl 3 CH 3 COONa Na 3 PO 4 NaCl KNO 3 MgSO 4 KClO 4

20 A sók hidrolízise egyik ion sem reagál a vízzel NaCl + H 2 O  Na + (aq) + Cl  (aq) csak disszociáció savas hidrolízis NH 4 Cl + H 2 O  NH 4 + (aq) + Cl  (aq) disszociáció NH 4 + (aq) + H 2 O NH 4 OH + H + lúgos hidrolízis NaF + H 2 O  Na + (aq) + F  (aq) disszociáció F  (aq) + H 2 O HF + OH  Az olyan sav-bázis folyamatokat, amelyekben a víz nemcsak oldószer, hanem reakciópartnerként is részt vesz, hidrolízisnek nevezzük.

21 Sav-bázis reakciók - közömbösítés sav és bázis reakciója: H + + OH   H 2 O H 2 SO NaOH  Na 2 SO H 2 O semleges oldat HF + 2 KOH  KF + 2 H 2 O lúgos oldat HNO 3 + NH 3  NH 4 NO 3 savas oldat oxid és sav vagy bázis reakciója: MgO + 2 HCl  MgCl 2 + H 2 O CO 2 + Ca(OH) 2  CaCO 3 + H 2 O

22 Sav vagy bázis képzése erősebb a gyengébbet kiszorítja: 2 HCl + Na 2 SO 3  2 NaCl + H 2 O + SO 2 KOH + NH 4 Cl  KCl + H 2 O + NH 3 3 Ba(OH) AlCl 3  3 BaCl Al(OH) 3 Oxidok és víz reakciója: SO 2 + H 2 O  H 2 SO 3 CaO + H 2 O  Ca(OH) 2

23 Pufferek Pufferek az olyan oldatok, amelyek gyenge savat és ennek erős bázissal alkotott sóját, ill. gyenge bázist és ennek erős savval alkotott sóját tartalmazzák. Pl. CH 3 COOH és CH 3 COONa, ill. NH 4 OH és NH 4 Cl A pufferoldat pH-ja számítható: a pH csak a só és a sav koncentrációjának arányától függ

24 A pH Pufferek - tompító oldatok  hozzáadott erős sav esetén: egyensúlyok: CH 3 COONa  CH 3 COO  + Na + HCl  H + + Cl  CH 3 COOH  H + + CH 3 COO 

25 Pufferek A pufferoldat kiegyenlítő működése azon alapszik, hogy a puffer pH-ja kisebb mennyiségű erős sav vagy bázis hozzáadására alig változik. Erős sav hatására a pufferben lévő gyenge sav a sójából felszabadul, így nem a hidrogénionok koncentrációja nő, hanem a gyenge sav és a só aránya tolódik el. Ezzel szemben az erős sav ugyanezen mennyisége tiszta vízben radikális pH-változást váltana ki. A pufferoldatok az erős bázisok hatását úgy képesek kiegyenlíteni, hogy a pufferben lévő gyenge sav az erős bázissal sót képez. Ezzel csökken ugyan a gyenge sav koncentrációja és nő a só mennyisége, de nem növekedett jelentősen a hidroxidionok koncentrációja. Megváltozik ugyan a sav és a só aránya, de alig változik a hidrogén- és hidroxidionok koncentrációja.

26 Pufferek Pufferkapacitás: pufferoldatok kiegyenlítő képességének mértéke. Ez egy erős bázisnak vagy savnak azon mólokban megadott mennyiségével egyenlő, amely 1 dm 3 pufferoldat pH-jában egy egységnyi változást okoz. A pufferkapacitás akkor nagy, ha a pufferoldat a gyenge savat és sóját (ill. a gyenge bázist és sóját) egyenlő arányban és minél nagyobb koncentrációban tartalmazza. jó pufferhatás : az arány 10 és 0,1 közé esik A vér pufferrendszere az ún. bikarbonát-puffer: H 2 CO 3 és Na HCO 3 pH= 7,35

27 Komplexek képződése vegyértékkötés elmélet  a ligandumok magányos elektronpárjai datív kötést létesítenek a fémion üres atompályáira kapcsolódva [Cu(H 2 O) 4 ] 2+ [Cu(NH 3 ) 4 ] 2+

28 Komplexek képződése Komplexképződési egyensúly:  lépcsőzetes kialakulás - az egyes ligandumok egymás utáni kapcsolódása  több egyensúlyi folyamat - egyensúlyi állandóval  = K 1 ·K 2 ·K 3 … M + L ML ML + L ML 2 ML 2 + L ML 3

29 Komplexek képződése vizes oldatban vízmolekulák koordinatív kötése más ligandumok kapcsolódása ligandumcsere folyamat [Al(H 2 O) 6 ] 3+

30 Komplexek képződése egyfogú és többfogú ligandumok - kelátgyűrűk kialakulása platina-bisz-etilén-diamin EDTA-komplex

31 Komplexek képződése Koordinálódó ligandumok minősége

32 Komplexek képződése Fontos élettani hatású vegyületek, ionok klorofill-a hem B 12 vitamin Tetrapirrol-gyűrű

33 Komplexometria mérőoldat: EDTA (etilén-diamin-tetraecetsav nátrium sója) a folyamat egyensúlyi (stabilitási) állandója közeg: adott kémhatás fémindikátorok

34 Redoxi reakciók Redoxi reakciók az elektronátmenettel járó reakciók, melynek során egyidejű elektron leadás és felvétel történik.  Oxidáció - elektron leadás - oxidációs szám nő  Redukció - elektron felvétel - oxidációs szám csökken A részecskék oxidációs állapota - oxidációs szám - az a tényleges vagy névleges töltés szám (  ), amit a részecskét alkotó egyes atomokhoz töltésük vagy kötésük, valamint elektronegativitásuk alapján hozzárendelünk.

35 Galvánelemek Az oxidációs és a redukciós folyamat térbeli elválasztása - galváncella CuSO 4 + Fe  FeSO 4 + Cu Cu e   CuFe  Fe e 

36 Galvánelemek Elektrolit: szabadon mozgó ionokat tartalmazó oldat vagy olvadék Elektród: elektrolitba merülő fémes vezető és a hozzátartozó elektrolit (galván félcella) Katód: elektród, amelyen redukció történik Anód: elektród, amelyen oxidáció játszódik le Sóhíd: a galvánelemnek a két félcellát összekötő, ionok áramlását biztosító része Elektromotoros erő (E): az a feszültség, ami akkor mérhető, amikor a cellán nem folyik át áram E = ε katód - ε anód

37 Galvánelemek Celladiagram: anód  anód elektrolit  katód elektrolit  katód Zn  Zn 2+  Cu 2+  Cu

38 Az elektródok típusai Elsőfajú elektródok - működése során az elektrolit koncentráció állandóan változik  fémelektród: a fém saját ionját tartalmazó elektrolitjába merül - reverzibilis (oxidáció és redukció egyaránt végbemehet)  gázelektród: az áramló gáz molekulái és az oldatban lévő ionjai indifferens fém felületén redukálódnak vagy oxidálódnak  redoxielektród: indifferens fém olyan elektrolitba merül, amelyben az ion kétféle oxidációs számban van jelen

39 Az elektródok típusai Másodfajú elektródok: a működés során az elektrolit koncentráció nem változik  fém-csapadék elektród: olyan fémelektród, amely kis oldhatósági szorzatú sójával van bevonva és annak anionját adott koncentrációban tartalmazó elektrolitba merül

40 Az elektródpotenciál Az elektród felülete és a vele érintkező elektrolit határrétege között kialakuló potenciál - nem mérhető Viszonyítási alap - a standard hidrogén-elektród: platinázott platina elektród, áramló 0,1 MPa H 2 -gáz, 1,000 mol/dm 3 H + tartalmú oldat, 298 K (25°C) 2H + (aq) + 2e  → H 2 (g) Megállapodás szerint: εº H+/H2 = 0

41 Az elektródpotenciál Elektródpotenciál (ε): a standard hidrogén-elektródból és a vizsgálandó elektródból összeállított galvánelemben 25 °C-on, árammentes állapotban mért feszültségkülönbség Standard elektródpotenciál (ε°): standard állapotban 25 °C-on, egységnyi koncentrációjú oldat elektródpotenciálja

42 Az elektródpotenciál A redoxi reakciók irányát a standard elektród- potenciálok értékének viszonya mutatja meg: önként csak az a redoxi folyamat tud végbemenni, amelyben a negatívabb standardpotenciálú részecske oxidálódik Fe e   Fe ε° = - 0,44 V Zn e   Zn ε° = - 0,76 V Sn e   Snε° = - 0,14 V Cu e   Cuε° = + 0,34 V I 2 + 2e   2 I  ε° = + 0,54 V Cl 2 + 2e   2 Cl  ε° = + 1,36 V Br 2 + 2e   2 Br  ε° = + 1,07 V

43 Az elektródpotenciál A Nernst-egyenlet: az elektród potenciáljának értéke adott körülmények között  fémelektród  redoxielektród

44 Az elektródpotenciál Koncentrációs elemek: olyan galvánelem, amelyben a két félcella azonos minőségű, de elektrolitjának koncentrációja eltérő - pH mérő berendezések Az elem elektromotoros ereje a vizsgált oldat pH-jától függ:

45 A pH mérése Üvegelektród: mérő- vagy indikátorelektród, az üveg felszínén kialakuló potenciál egyenesen arányos a pH-val Összehasonlító vagy referencia elektród, potenciálja független a pH-tól

46 A pH mérése Kombinált üvegelektród: egy mérőtestbe építve tartalmazza a mérő- és a referencia elektródot, speciális galvánelem üvegelektród  vizsgálandó oldat  sóhíd  referencia

47 Kémiai energia - elektromos energia Kémiai reakcióval termelünk elektromos áramot - galvánelem Daniell-elem Zn  Zn 2+  Cu 2+  Cu

48 Mindennapok galvánelemei Primer elemek - csak egyszer süthetők ki (ellentétes irányú áram hatására az eredeti kémiai állapot nem állítható vissza)  telep - több galvánelem sorba kapcsolva Leclanche elem: anód: Zn  Zn e  katód: 2 MnO 2 + H + + 2e   2 MnO(OH) 1,5 V

49 Ioncsere folyamatok Felületen történő megkötődés – adszorpció, ioncsere  egyensúlyi folyamat Ioncserélő műgyanták – előállítás  kationcserélő  anioncserélő funkciós csoportok

50 Ioncsere folyamatok Ioncserélő műgyanták – előállítás: kationcserélő Sztirol+divinil-benzol szulfonálás

51 Ioncsere folyamatok Ioncserélő műgyanták – előállítás: anioncserélő


Letölteni ppt "Vízkémia Sav-bázis egyensúlyok. Sav bázis egyensúlyok vizes oldatban Savak - bázisok - sók fogalma nem egységes, sav-bázis elméletek Arrhenius - Ostwald:"

Hasonló előadás


Google Hirdetések