A kémiai egyensúlyokhoz… (2007.11.15)

Feladatok: az előző órán tanultakhoz… Hogyan készít 500 gramm 6 m/m %-os NaCl oldatot? M.: 30 g só, 470 gramm, cm3 víz Hogyan készít 400 cm3 3 m/v %-os cukoroldatot? M.: 12 g cukor oldva 400 cm3-re 40 gramm NaOH-ból mennyi a) 2 m/v %-os; b) 2m/m %-os oldatot lehet készíteni? M.: a) 2 dm3-t; b) 2 kg-ot Hány m/m %-os a 15,95 m/v %-os 1,063 g/cm3 sűrűségű répacukoroldat? M.: 15 m/m %-os

Mennyi kénsavat tartalmaz 500 cm3 0,5 mol/dm3-es kénsavoldat Mennyi kénsavat tartalmaz 500 cm3 0,5 mol/dm3-es kénsavoldat? (H=1, S= 32, O=16) M.: 24,5 grammot Hány mólos (mol/dm3-es koncentrációjú) a 4,9 m/v % kénsavoldat? M.: 0,5 mol/dm3 Hány m/v %-os a 2 mol/dm3-es koncentrációjú kénsavoldat? (M=98 g) M.: 19,6 m/v % A réz (II)-szulfát (rézgálic) 5 mól kristályvizet tartalmaz: CuSO4*5H2O mólnyi mennyisége: 160 g és 90 g víz, együttesen 250 g. Kérdés: 1 dm3 1 m/v %-os oldat elkészítéséhez mennyi kristályvizes rézszulfátot kell bemérni? M.: ha kristályvíz nélküli lenne 10g-ot, de így 250/160*10=15,625g-ot

Pufferoldatok Erős savak (bázisok) gyenge savakra (bázisokra) kifejtett hatásának gyakorlati jelentősége a pufferoldatokban van. Pufferek az olyan oldatok, amelyek gyenge savat és ennek erős bázissal alkotott sóját, ill. gyenge bázist és ennek erős savval alkotott sóját tartalmazzák. Pl.: CH3COOH és CH3COONa, ill. NH4OH és NH4Cl. Az ilyen oldatok pH-ja jelentős mértékben „stabil”, kisebb mennyiségű erős sav vagy lúg hozzáadásának hatására nem változik lényegesen. Pufferként viselkednek, pl. a többértékű gyenge savak savanyú sói is (Na2HPO4 vagy NaH2PO4)

A pufferoldatok működése a tömeghatás törvénye alapján értelmezhető, és a disszociációs állandóban (Kd) szereplő koncentráció értékek megfelelő arányba történő állítása, az elhanyagolások és átrendezések után a pufferoldat pH-ját a következő összefüggések segítségével számíthatjuk ki:

Tehát a gyenge savat és sóját tartalmazó pufferoldat hidrogénion koncentrációja (pH-ja) a gyenge sav és só koncentrációjának arányától és a gyenge sav disszociáció állandójától függ. Ks=KCH3COOH= 1,86*10-5 Kb=KNH4OH= 1,8*10-5

Látható, hogy a puffer hidrogénion koncentrációja, pH-ja jól definiálható érték, amely az oldat hígításával nem változik. A gyenge sav és sójának koncentrációaránya hígításkor nem változik észrevehető mértékben. Ha a gyenge sav relatív koncentrációját növeljük, a puffer H+-ion koncentrációja kismértékben nő, viszont a só relatív koncentrációjának növelésére a hidrogénion koncentráció kismértékben csökken. A puffer alkotórészeinek arányát változtatva tehát különböző, előre kiszámítható pH-jú pufferoldatok készíthetők.

A pufferoldat kiegyenlítő működése azon alapszik, hogy a puffer pH-ja kisebb mennyiségű erős sav vagy bázis hozzáadására alig változik. Ez annak a következménye, hogy erős sav hatására a pufferben lévő gyenge sav a sójából felszabadul, s 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.

A pufferoldatok kiegyenlítő képességének a mértéke a pufferkapacitás A pufferoldatok kiegyenlítő képességének a mértéke a pufferkapacitás. Ez egy erős bázisnak vagy savnak azon mólokban megadott mennyiségével egyenlő, amely 1 dm3 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. Általában jó pufferhatás akkor lép fel, ha az arány 10 és 0,1 közé esik. A vér pufferrendszere az ún. bikarbonát-puffer: H2CO3 és Na HCO3 pH= 7,35

Indikátorok Az indikátorok olyan vegyületek, amelyek valamely komponensnek a reakcióelegyében való megjelenését vagy eltűnését jelzik. A sav-bázis indikátor rendszerint olyan gyenge sav vagy gyenge bázis, amelynek disszociációja színváltozással jár. Ez annak a következménye, hogy a kation vagy az anion más színű, mint a disszociálatlan indikátor molekula színe.

A sav-bázis indikátorok színváltozása – Ostwald elmélete szerint – egyszerűen az elektrolitos disszociáció következménye, és működésük az elektrolitok disszociáció elméletével magyarázható. Azonban számos indikátor színváltozását a molekulán belüli atomátrendeződés is kísér. Savas kémhatású oldatokban a gyenge sav jellegű indikátorok disszociációja visszaszorul, s az oldat a nem disszociált indikátor molekula színét mutatja. Lúgos oldatban a gyenge sav sóvá alakul át, amely nagymértékben disszociál, és ekkor az indikátor színe az anion színének felel meg.

Vegyük példának a fenolftalein indikátort Vegyük példának a fenolftalein indikátort. A fenolftalein olyan gyenge savnak tekinthető, amelynek nem disszociált molekulái (HA) színtelenek, a disszociáció során keletkezett anionja (A-) pedig vörös színűek: HA ⇌ H+ + A- molekula anion színtelen vörös

Félig disszociált állapotban a fenolftalein indikátort tartalmazó oldat színe a disszociálatlan molekulák és az anionok keveréke, így egy keverékszínt észlelhetünk (rózsaszínű). Nagyobb hidrogénion koncentráció mellett a fenolftalein disszociációja visszaszorul, és az oldatban a nem disszociált, színtelen fenolftalein molekulák lesznek túlsúlyban, ezért az oldat színtelen. Ha a H+-ion koncentrációt csökkentjük (lúgosítjuk), a fenolftalein molekula disszociációja fokozódik, és az oldatban a vörös színű fenolftalein-anionok kerülnek többségbe.

Az indikátorok színváltozása, átcsapási tartománya disszociáció állandójuk (Kd) értékétől függ. Ha a hidrogénion koncentráció ennél 10-szer nagyobb, a disszociálatlan indikátormolekulák színe a domináns. Amikor pedig a H+-ion koncentrációja a Kd értéknél 10-szer kisebb lesz, az indikátor-anion színe válik uralkodóvá. A két szín közötti pH-intervallum az átcsapási zóna. A színváltozás tehát kb. két pH-egységre terjed ki. Az indikátorok ezen átcsapási intervallumát elsősorban az indikátor disszociációs állandója szabja meg. A különböző indikátorok különböző erősségű savaknak, ill. bázisoknak tekinthetők. Néhány indikátor kísérleti úton meghatározott átcsapási tartományát a következő táblázat tartalmazza:

Sav-bázis indikátorok átcsapási intervalluma Indikátor színe Átcsapási intervallum pH egységekben Savas Lúgos Timolkék vörös sárga 1,2 – 2,8 Dimetilsárga 2,9 – 4,0 Metilnarancs 3,1 – 4,4 Brómfenolkék ibolya 3,0 – 4,6 Brómkezolzöld kék 3,8 – 5,4

Metilvörös vörös sárga 4,4 – 6,2 Brómfenolvörös 5,4 – 7,0 Brómtimolkék kék 6,0 – 7,6 Lakmusz 6,0 – 8,0 Fenolvörös 6,4 – 8,0 Timolkék 8,0 – 9,6 Fenolftalein színtelen 8,0 – 9,8

Sók hidrolízise A sók ionkristályos vegyületek, többségük jól oldódik vízben. A sók oldódása során előfordul, hogy a só valamely ionja nemcsak hidratálódik, hanem kémiai reakcióba is lép a vízzel. Az olyan sav-bázis folyamatokat, amelyekben a víz nemcsak oldószer, hanem reakciópartnerként is részt vesz, hidrolízisnek nevezzük.

Az ionvegyületek oldatának lúgos kémhatását a hidrolízis okozza. Az erős savakból és gyenge bázisokból származtatható sók savasan hidrolizálnak (pl. NH4Cl), az erős bázisokból és gyenge savakból származtatható sók lúgosan hidrolizálnak (pl. Na2CO3). Az erős bázisokból és erős savakból származtatható sók nem hidrolizálnak (pl. NaCl, KNO3, Na2SO4). Csak disszociáció! A hidrolízis lényegében sav-bázis reakció.

NaCl(sz)=Na+(aq)+Cl-(aq) A hidrlolízis jelenségével gyakran találkozunk mindennapi életünkben. Például a mosóporok és mosogatószerek anyagai vízben oldva lúgosan hidrolizálnak. A nátrium-klorid (NaCl) vizes oldatában jelenlévő nátriumionok (Na+) és kloridionok (Cl-) nem tudnak protont megkötni vagy leadni, nem lépnek kölcsönhatásba a vízzel. Így nem változik meg sem az oxóniumionok, sem a hidroxidionok száma, tehát az oldat semleges kémhatású. NaCl(sz)=Na+(aq)+Cl-(aq)

NH4Cl(sz)=NH4+(aq)+Cl-(aq) Az ammónium-kloridból (NH4Cl) keletkező ammóniumionok reakcióba lépnek a vízzel, a kloridionok viszont nem. NH4Cl(sz)=NH4+(aq)+Cl-(aq) Az ammóniumion (NH4+) elég erős sav ahhoz, hogy „reagáljon” a vízzel, leadja a protonját a víznek, a keletkező oxóniumion miatt az oldat savas kémhatású. (Brönsted) NH4++H2O⇌NH3+H3O+

Na2CO3(sz)=2Na+(aq)+3CO32-(aq) A nátrium-karbonátból (Na2CO3) keletkező nátriumionok nem lépnek reakcióba a vízzel, a karbonátionok viszont igen. Na2CO3(sz)=2Na+(aq)+3CO32-(aq) A karbonátion (CO32-) elég erős bázis ahhoz, hogy protont vegyen fel a víztől. A keletkező hidroxidionok miatt az oldat lúgos kémhatású lesz. (Brönsted) CO32-+H2O⇌HCO3-+OH-