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, sav-bázis elméletek Arrhenius - Ostwald: vízben -

Hasonló előadás


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

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 Wilhelm Ostwald Svante August Arrhenius

4 Közös elektronpár létrehozása Arrhenius - Ostwald elmélete a sav és bázis reakciója a víz képződése H + + OH   H 2 O az indikátorok működése a pH fogalma - Sørrensen

5 Közös elektronpár létrehozása Brønsted-Lowry elmélete CH 3 COOH + H 2 O  H 3 O + + CH 3 COO  sav1 bázis2 sav2bázis1 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 H 2 SO 4 + H 2 O  HSO 4  + H 3 O + HSO 4  + H 2 O  SO 4 2  + H 3 O +

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 H 2 O + H 2 O  H 3 O + + OH  Az egyensúlyi állandó K = [H 3 O + ]·[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 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

13 A pH Sók hidrolízise NaCl + H 2 O  Na + (aq) + Cl  (aq) csak disszociáció egyik ion sem reagál a vízzel NH 4 Cl + H 2 O  NH 4 + (aq) + Cl  (aq) disszociáció NH 4 + (aq) + H 2 O  NH 4 OH + H + savas hidrolízis NaF + H 2 O  Na + (aq) + F  (aq) disszociáció F  (aq) + H 2 O  HF + OH  lúgos hidrolízis

14 A pH Pufferek - tompító oldatok  gyenge sav + sója (CH 3 COOH + CH 3 COONa)  gyenge bázis + sója (NH 4 OH + NH 4 Cl) egyensúlyok: CH 3 COOH  H + + CH 3 COO  CH 3 COONa  CH 3 COO  + Na + a pH csak a só és a sav koncentrációjának arányától függ

15 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 

16 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 H 2 CO KOH  K 2 CO H 2 O lúgos oldat HNO 3 + NH 4 OH  NH 4 NO 3 + H 2 O 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

17 Sav-bázis reakciók 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

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(H 2 O) 4 ] 2+ és SO 4 2- [Cu(NH 3 ) 4 ] 2+ és SO 4 2-

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(H 2 O) 6 ] 3+

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

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


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

Hasonló előadás


Google Hirdetések