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.

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):

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!

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. lúgban savban Fenolftalein oldat vörös színtelen Lakmusz-papír kék

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!

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

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:

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

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.

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 savas semleges erősen 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.

Gyenge savak, bázisok pH-jának számítása Mekkora az 0,1 mol/dm3-es ecetsav oldat pH-ja? Gyenge elektrolit csak részleges disszociál. mol/dm3 CH3COOH(aq) H2O(f) CH3COO-(aq) H3O+(aq) Kezdetben: c0,i c0 = 0,1 fix Sztöchiometrikus változások: Dci -xH mol/dm3 elh. xH mol/dm3 Egyensúlyban c0 -xH xH

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:

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.

Erős savat erős bázissal titrálva

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.

Gyengesav titrálása erős bázissal, hidrolízis, puffer

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:

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

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)

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)