Sav-bázis egyensúlyok

Az előadások a következő témára: "Sav-bázis egyensúlyok"— Előadás másolata:

1 Sav-bázis egyensúlyok
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 + H2SO4  K2SO4 + 2 H2O nem bázis a CH3NH2, NH3?? NH3 + H2O NH4+ + 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 CH3COOH H+ + CH3COO gyenge sav NH3 + H2O NH4+ + OH  gyenge bázis Savak és bázisok egymás közötti reakciója – közömbösítés HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O(l) HNO3(aq) + KOH(aq) → KNO3(aq) + H2O(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 Na3PO4  3 Na+ + PO43 PO43 + H2O HPO42 + 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. sav1 + bázis2 <=> bázis1 + sav2 H+

7 Brönsted-Lowry elmélete
sav1 + bázis2 <=> bázis1 + sav2 HNO3 + H2O <=> NO3- + H3O+ CH3COOH + H2O <=> CH3COO- + H3O+ H2O + CH3COO- <=> OH- + CH3COOH NH4+ + H2O <=> NH3 + H3O+

8 Brönsted-Lowry elmélete
egyes részecskék a reakciópartnertől függően savak vagy bázisok H2SO4 + H2O HSO4 + H3O+ HSO4 + H2O SO42 + H3O+ H2O H2O H3O 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 H3O+ + :Cl- <=> HCl + H2O BCl3 + :NH3 <=> Cl3B:NH3 a komplexképződést is beolvasztja a sav-bázis reakciók körébe Cu(H2O) :NH3 <=> Cu(NH3) H2O

10 Sav-bázis egyensúlyok
A víz autoprotolízise: H2O + H2O H3O+ + OH egyensúlyi állandója vízionszorzat Kv = [H3O+]·[OH] = 1,00·10-14 (mol/dm3)2 [H3O+]=[OH-]=1,00 · 10-7 mol/dm3

11 pH = -1·lg [H+]= -1·lg [H3O+]
A pH skála A pH értelmezése vizes oldatban: pH = -1·lg [H+]= -1·lg [H3O+] 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. HnA 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 - H+ + H+ pH=0-8,2 pH=8,2-12,0 HA ⇌ H+ + A- molekula anion színtelen vörös

18 A pH változása sav-bázis reakciókban

19 A sók csoportjai vízzel reakcióba lépnek vízzel nem reagálnak NaCl
KNO3 MgSO4 KClO4 hidrolizáló sók Zn(NO3)2 AlCl3 CH3COONa Na3PO4

20 A sók hidrolízise NaCl + H2O  Na+(aq) + Cl(aq) csak disszociáció
Az olyan sav-bázis folyamatokat, amelyekben a víz nemcsak oldószer, hanem reakciópartnerként is részt vesz, hidrolízisnek nevezzük. egyik ion sem reagál a vízzel NaCl + H2O  Na+(aq) + Cl(aq) csak disszociáció savas hidrolízis NH4Cl + H2O  NH4+(aq) + Cl(aq) disszociáció NH4+(aq) + H2O NH4OH + H+ lúgos hidrolízis NaF + H2O  Na+(aq) + F(aq) disszociáció F(aq) + H2O HF + OH

21 Sav-bázis reakciók - közömbösítés
sav és bázis reakciója: H+ + OH  H2O H2SO4 + 2 NaOH  Na2SO4 + 2 H2O semleges oldat HF + 2 KOH  KF + 2 H2O lúgos oldat HNO3 + NH3  NH4NO3 savas oldat oxid és sav vagy bázis reakciója: MgO + 2 HCl  MgCl2 + H2O CO2 + Ca(OH)2  CaCO3 + H2O

22 Sav vagy bázis képzése erősebb a gyengébbet kiszorítja:
2 HCl + Na2SO3  2 NaCl + H2O + SO2 KOH + NH4Cl  KCl + H2O + NH3 3 Ba(OH)2 + 2 AlCl3  3 BaCl2 + 2 Al(OH)3 Oxidok és víz reakciója: SO2 + H2O  H2SO3 CaO + H2O  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. CH3COOH és CH3COONa, ill. NH4OH és NH4Cl A pufferoldat pH-ja számítható: a pH csak a só és a sav koncentrációjának arányától függ

24 A pH Pufferek - tompító oldatok egyensúlyok: CH3COONa  CH3COO + Na+
hozzáadott erős sav esetén: egyensúlyok: CH3COONa  CH3COO + Na+ HCl  H+ + Cl CH3COOH  H+ + CH3COO

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 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. jó pufferhatás : az arány 10 és 0,1 közé esik A vér pufferrendszere az ún. bikarbonát-puffer: H2CO3 és Na HCO3 pH= 7,35

27 Komplexek képződése vegyértékkötés elmélet [Cu(H2O)4]2+ [Cu(NH3)4]2+
a ligandumok magányos elektronpárjai datív kötést létesítenek a fémion üres atompályáira kapcsolódva [Cu(H2O)4]2+ [Cu(NH3)4]2+

28 Komplexek képződése Komplexképződési egyensúly: M + L ML ML + L ML2
lépcsőzetes kialakulás - az egyes ligandumok egymás utáni kapcsolódása több egyensúlyi folyamat - egyensúlyi állandóval  = K1·K2·K3 … M + L ML ML + L ML2 ML2 + L ML3

29 Komplexek képződése vizes oldatban vízmolekulák koordinatív kötése
más ligandumok kapcsolódása ligandumcsere folyamat [Al(H2O)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 Tetrapirrol-gyűrű B12 vitamin

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 CuSO4 + Fe  FeSO4 + Cu Cu2+ + 2e  Cu Fe  Fe2+ + 2e

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 = εkatód - εanód

37 anód  anód elektrolit  katód elektrolit  katód
Galvánelemek Celladiagram: anód  anód elektrolit  katód elektrolit  katód Zn  Zn2+  Cu2+  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 Megállapodás szerint: εºH+/H2 = 0
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 H2-gáz, 1,000 mol/dm3 H+ tartalmú oldat, 298 K (25°C) 2H+(aq) + 2e → H2(g) Megállapodás szerint: εºH+/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 Fe2+ + 2e  Fe ε° = - 0,44 V Zn2+ + 2e  Zn ε° = - 0,76 V Sn2+ + 2e  Sn ε° = - 0,14 V Cu2+ + 2e  Cu ε° = + 0,34 V I2 + 2e  2 I ε° = + 0,54 V Cl2 + 2e  2 Cl ε° = + 1,36 V Br2 + 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 üvegelektród  vizsgálandó oldat  sóhíd  referencia
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Zn2+  Cu2+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 1,5 V Leclanche elem: anód: Zn  Zn e katód: 2 MnO2 + H+ + 2e  2 MnO(OH)

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