Rozdzial7, Chemia, Obliczenia

[ Pobierz całość w formacie PDF ]
Rozdzial7 - bufory+hydroliza z korektą z dnia 23.04.2007
Równowagi w wodnych roztworach elektrolitów.
Elektrolitami
nazywamy substancje, które przewodzą prąd jonowo. Przewodzenie prądu związane jest
z ruchem kationów i anionów w polu elektrycznym. Dla przewodnictwa jonowego (w odróżnieniu od przewodnictwa
elektronowego) charakterystyczny jest wzrost przewodnictwa wraz ze wzrostem temperatury. Elektrolity można
podzielić na elektrolity właściwe i potencjalne.
Elektrolity właściwe
maja budowę jonową przed rozpuszczeniem w wodzie – są to
kryształy jonowe
i
ciecze
jonowe
(co przeczy powszechnie wyrażanej w podręcznikach opinii, że związki jonowe mają zawsze wysokie
temperatury topnienia). Cieczami jonowymi nazywamy związki o budowie jonowej (są to zazwyczaj sole zasad
organicznych) i temperaturze topnienia poniżej 100
°
C Ciała stałe o budowie jonowej w odpowiednio wysokiej
temperaturze (dla substancji czystych jest to temperatura topnienia) stają się typowymi cieczami jonowymi.
W momencie rozpuszczania w wodzie związki jonowe otaczane są dipolami cząsteczek wody i wyniku dyfuzji
w roztworze tworzą jednorodny roztwór.
Elektrolity potencjalne
posiadają przynajmniej jedno wiązanie dostatecznie spolaryzowane, by pod wpływem
oddziaływań z dipolami cząsteczek wody (lub innych rozpuszczalników) nastąpiło jego rozerwanie z utworzeniem
kationu i anionu – kation i anion z kolei ulega hydratacji (solwatacji). Rozpad elektrolitów potencjalnych na jony jest
zazwyczaj odwracalny i w stanie równowagi występują cząsteczki niezdysocjowane obok jonów.
Proces rozpadu związku na jony nazwano
dysocjacją elektrolityczną
. Pojęcie dysocjacji wprowadził szwedzki
chemik Svante Arrhenius w 1887 roku.
(Warto w tym miejscu dodać, że zarys teorii dysocjacji Arrhenius podał w
1884 roku w swojej pracy doktorskiej na temat „Badania przewodnictwa elektrycznego roztworów elektrolitów”.
Praca spotkała się z zarzutami o kiepsko przeprowadzonych eksperymentach i została nisko oceniona, co
uniemożliwiło Arrheniusowi otrzymanie pracy na szwedzkim uniwersytecie. Rozgoryczony takim potraktowaniem
rozesłał swoją pracę do kilku znanych chemików, między innymi do vant Hoffa i Ostwalda. Vant Hoff natychmiast
przyjechał do Uppsali, żeby poznać osobiście Arrheniusa, a Ostwald przysłał z Tartu (obecnie Ryga) zaproszenie do
pracy w swoim laboratorium. Zdopingowana tym Szwedzka Akademia Nauk przyznała Arheniusowi stypendium
wyjazdowe na dopracowanie teorii dysocjacji. W taki sposób rozpoczęła się kariera uczonego, który kilkanaście lat
później otrzymał nagrodą Nobla).
Dysocjacją
(w przypadku elektrolitów mocnych) jest uwolnienie jonów z sieci
krystalicznej)
pod wpływem rozpuszczalnika
(w naszym przypadku – wody). W otrzymanym roztworze elektrolit
właściwy występuje praktycznie w postaci jonowej, czyli jest
całkowicie zdysocjowany
, a taki roztwór nazywa się
elektrolitem mocnym
. W przypadku elektrolitów potencjalnych dysocjacja wiąże się zrozrywaniem
spolaryzowanych wiązań chemicznych w cząsteczkach. Jeżeli elektrolit w roztworze jest zdysocjowany
w niewielkim stopniu (granica jest umowna, np. 5%), to nazywamy go
elektrolitem słabym
. Stopień dysocjacji
elektrolitu potencjalnego zależy od stężenia, dlatego też zazwyczaj wszystkie elektrolity potencjalne nazywa się
elektrolitami słabymi. Warto w tym miejscu dodać, że woda jest szczególnym rozpuszczalnikiem ułatwiającym
rozpad na jony – elektrolit całkowicie zdysocjowany w wodzie wcale nie musi być całkowicie zdysocjowany
w innym rozpuszczalniku, np. w benzenie roztwór HCl jest zdysocjowany tylko w kilku procentach. Istniejące
dawniej hipotezy, że za dysocjację odpowiada wysoka stała dielektryczna wody nie przetrwały prób
doświadczalnych – wiele związków całkowicie dysocjujących w wodzie praktycznie nie ulega dysocjacji w ciekłym
HCN (o znacznie większej stałej dielektrycznej niż woda). Proces dysocjacji (stosując formalizm zapisu wg
Arrheniusa) przedstawia się równaniami chemicznymi w sposób następujący:
Dysocjacja elektrolitu właściwego (sól): (B
n
m+
A
m
n–
)
⎯→
⎯
H
2
O
nB
m+
(aq)
+ mA
n–
(aq)
(mocny kwas): HA
⎯
⎯→
O
H
+
(aq)
+ A
–
(aq)
(mocna zasada): BOH
⎯
O
⎯→
OH
–
(aq)
+ B
+
(aq)
Dysocjacja elektrolitu potencjalnego (słaby kwas): HA H
+
+ A
–
(słaba zasada): BOH B
+
+ OH
–
gdzie B (z ładunkami dodatnimi) symbolizuje kation metalu lub zasady organicznej, a A (z ładunkami ujemnymi)
symbolizuje anion reszty kwasowej.
Cały czas będziemy rozważać wyłącznie roztwory wodne; można więc skrócić zapis procesu dysocjacji przez
pominiecie informacji o środowisku wodnym (H
2
O nad strzałką lub strzałkami oraz symbolu (aq) w indeksie
dolnym), a sole zapisywać zwykłym wzorem stechiometrycznym. Reakcje dysocjacji kwasów będziemy zapisywać
w notacji Brönsteda, należy więc używać cząsteczek wody w równaniu stechiometrycznym procesu dysocjacji. Zapis
dysocjacji kwasów w notacji Arrheniusa będzie również akceptowany, jeśli w treści zadań nie będzie wyraźnego
H
2
H
2
wskazania, co do konkretnego sposobu notacji. Prowadzący zajęcia będą apelowali, by jako domyślny sposób notacji
stosować zapis wg Brönsteda. Zamiast strzałek można używać znaku równości, pamiętając jednak o tym, że będzie
on miał różne znaczenie dla dysocjacji elektrolitów mocnych i potencjalnych. Przy takim uproszczeniu, reakcje
dysocjacji zarówno mocnego jak i słabego kwasu można zapisać jednym równaniem:
HA + H
2
O = H
3
O
+
+ A
–
W momencie sformułowania,
prawo działania mas Guldberga-Waage’go
dotyczyło stężeń reagentów
w roztworze (lub ciśnień cząstkowych dla mieszanin gazowych). W dwudziestych latach 20 wieku jednak okazało
się, że dla wielu roztworów, szczególnie zawierających silne elektrolity, wykazuje ono znaczne odchylenia.
Praktycznie prawo to jest tym lepiej spełnione im bardziej rozcieńczone są roztwory, oraz im słabiej oddziałują
cząsteczki bądź jony substancji rozpuszczonej między sobą lub z rozpuszczalnikiem (w naszym przypadku - wodą).
Rozcieńczenie zwiększa średnie odległości pomiędzy jonami w roztworze, a tym samym osłabia ich oddziaływania
elektrostatyczne. W związku z zauważonymi odchyleniami wprowadzono pojęcie roztworów
doskonałych
i
rzeczywistych
. W roztworze doskonałym wszystkie jego właściwości fizyczne zależą liniowo od składu
i właściwości fizycznych składników tego roztworu. Prawa równowag chemicznych są ściśle spełniane tylko przez
roztwory doskonałe. Z dobrym przybliżeniem możemy je również stosować do roztworów bardzo rozcieńczonych.
Wszelkie oddziaływania w roztworze zależą od wzajemnych proporcji molowych jego składników, dlatego też
używanie stężeń molarnych zamiast molalnych jest uprawnione tylko dla niewielkich stężeń. Im niższe są stężenia
molarne w roztworze tym lepsze jest ich przybliżenie do stężenia molalnego. Wzajemne przeliczanie stężeń
molarnych i molalnych wymaga znajomości gęstości roztworu. Używając w naszych obliczeniach stężeń molarnych,
wprowadzamy do tych obliczeń błąd, w skrajnych przypadkach dochodzący do 5 % przy stężeniach rzędu 1M.
W przypadku roztworów rzeczywistych, w prawie działania mas zamiast stężeń używa się
aktywności
reagentów (czyli
efektywnych stężeń
). Równowagę w takim układzie można zapisać następującą zależnością
stechiometryczną:
mA + nB pC + qD
a ilościową zależność pomiędzy aktywnościami
a
i
reagentów powyższej reakcji równowagowej przedstawić
wzorem:
K
=
a
p
C
⋅
a
q
D
a
m
A
⋅
a
n
B
gdzie
K
jest termodynamiczną stałą równowagi w danej temperaturze i przy danym ciśnieniu (czyli stałą równowagi
dla roztworu doskonałego), a współczynniki stechiometryczne reakcji we wzorach na stałą równowagi są potęgami
aktywności reagentów (w liczniku wyrażenia występują produkty reakcji, a w mianowniku – substraty).
Aktywności poszczególnych składników można związać ze stężeniami następującą zależnością:
a ⋅=
gdzie
f
i
oznacza współczynnik aktywności (często również spotyka się oznaczenie współczynnika aktywności grecką
literą
γ
), a
c
i
– oczekiwane lub teoretyczne równowagowe stężenie danego reagenta (
w praktyce obliczeniowej
będziemy używali wyłącznie równowagowego stężenia molarnego, często symbolizowanego przez ujęcie
danego reagenta w nawiasy kwadratowe, przez analogię równowagowe aktywności często symbolizuje się
nawiasami klamrowymi
). Stosując taką symbolikę możemy więc wyrażenie dla reagenta A zapisać w postaci:
[A]
i
f
i
c
i
{A}
A
⋅=
czyli równowagowa aktywność reagenta A jest równa iloczynowi współczynnika aktywności i równowagowego
stężenia tego reagenta. Aktywność posiada jednostkę taką samą jak stężenie (w naszym przypadku jest to stężenie
molarne), a współczynnik aktywności jest liczbą (czyli nie posiada wymiaru).
Wyrażenie na termodynamiczną stałą równowagi można zapisać w postaci wzoru:
f
{C
}
p
⋅
{D
}
q
f
p
C
⋅
f
q
D
[C
]
p
⋅
[D
]
q
K
=
=
⋅
{
A
}
m
⋅
{B}
n
f
m
A
⋅
f
n
B
[
A
]
m
⋅
[B]
n
Przenosząc współczynniki aktywności na stronę stałej termodynamicznej otrzymamy:
f
m
A
⋅
f
n
B
[C
]
p
⋅
[D
]
q
K
'
=
K
=
f
p
C
⋅
f
q
D
[
A
]
m
⋅
[B]
n
gdzie K’ jest warunkowa stałą równowagi wyrażoną w stężeniach równowagowych dla danej siły jonowej
I
w danej
temperaturze.
Siłę jonową definiujemy następującym wzorem zaproponowanym w 1921 roku przez Lewisa i Randalla:
I
=
1
2
⋅
Σ
z
2
i
⋅
c
i
i
gdzie
z
i
oznacza liczbę ładunków elementarnych i-tego jonu o stężeniu molarnym
c
i
znajdującego się w roztworze.
Zakładając, że stężenie molarne mocnego elektrolitu wynosi c moli/dm
3
można nawet w pamięci wyliczyć siły
jonowe dl
a poszczególnych typów elektrolitów, co przedstawiono w poniższej tabelce:
Typ elektrolitu* Przykładowe związki Siła jonowa wyrażona przez stężenie elektrolitu
1-1 KCl 1c
1-2 lub 2-1 CaCl
2
lub Na
2
SO
4
3c
2-2 MgSO
4
4c
1-3 lub 3-1 Na
3
PO
4
lub Fe(NO
3
)
3
6c
1-2-3 KAl(SO
4
)
2
9c
2-3 Cr
2
(SO
4
)
3
15c
*(w przypadku obliczania siły jonowej, liczby w typie elektrolitu informują nas o liczbie ładunków w jonach bez
podawania informacji, która z liczb dotyczy kationów czy anionów)
Jeśli w roztworze istnieją również elektrolity słabe, wstępne wartości siły jonowej oblicza się tylko dla
elektrolitów mocnych uwzględniając stechiometrie ewentualnych reakcji. W przypadku konieczności bardzo
dokładnych obliczeń, siłę jonową z uwzględnieniem elektrolitów słabych koryguje się później metodami
iteracyjnymi.
Współczynniki aktywności można wyznaczać dla związków chemicznych z właściwości koligatywnych
roztworów (ciśnienie osmotyczne, obniżenie temperatury krzepnięcia lub podwyższenie temperatury wrzenia
roztworu, obniżenie prężności pary nasyconej rozpuszczalnika nad roztworem), albo poprzez pomiary sił
elektromotorycznych odpowiednio skonstruowanych ogniw. Są to wówczas tak zwane średnie współczynniki
aktywności będące średnią geometryczną współczynników aktywności wszystkich jonów danego związku. Takie
uśrednienie współczynników aktywności powoduje, że za odstępstwa roztworu od idealności odpowiedzialne są
w równym stopniu wszystkie rodzaje jonów tego związku. Niestety jest to tylko grube przybliżenie w miarę dobrze
spełniane dla bardzo rozcieńczonych roztworów elektrolitów złożonych z jonów o takiej samej liczbie ładunków.
Alternatywną metodą jest obliczanie współczynników aktywności indywidualnych jonów na podstawie
odpowiednich wzorów; do tych obliczeń potrzebna jest znajomość siły jonowej roztworu. Historycznie, pierwszym
wzorem do wyznaczania współczynników aktywności było graniczne prawo Debye’a.
I
lg
f
Az
+
z
−
Przykład 1
Obliczyć siłę jonową roztworu otrzymanego prze zmieszanie 50,0 cm
3
0,200 M Na
3
PO
4
z 70,0 cm
3
0,343 M HCl.
Przed policzeniem siły jonowej trzeba policzyć stechiometrię reakcji wypierania słabego kwasu przez kwas mocny
oraz przeliczyć stężenia. Jest to typ reakcji z odczynnikiem limitującym, najwygodniej jest tę reakcję rozpisać na
etapy wymiany pojedynczych jonów Na
+
przez H
+
w Na
3
PO
4
.
Na
3
PO
4
+ HCl = Na
2
HPO
4
+ NaCl
10 mmoli + 24mmole = 10 mmoli+10 mmoli
pozostało 14 mmoli nieprzereagowanego HCl
Na
2
HPO
4
+ HCl = NaH
2
PO
4
+ NaCl
10 mmoli + 14 mmoli = 10 mmoli+10 mmoli
±
−=
gdzie A jest stałą zależną od rodzaju rozpuszczalnika i temperatury (dla wody w temperaturze 298 K wynosi
0,5092), z oznacza ładunek jonów, a I we wzorze oznacza wartość liczbową siły jonowej (formalnie siłę jonową
dzielimy przez jednostkową siłę jonową). Wzór ma znaczenie teoretyczne, ale dużo mniejsze praktyczne ponieważ
można go stosować dla bardzo małych wartości siły jonowej (rzędu 0,001). Praktycznie, współczynniki aktywności
jonów liczy się na podstawie dużo bardziej złożonych wzorów opartych na różnych modyfikacjach tak zwanego
rozszerzonego równania Debye’a-Hückela. Dokładne obliczenia równowag przeprowadza się metodami
iteracyjnymi. W tym opracowaniu będziemy korzystać ze współczynników obliczonych metoda SIT (teoria
specyficznych oddziaływań) zalecanym przez IUPAC (odpowiedni program aq_solutions jest dostępny na stronie
domowej IUPAC
.
Przy obliczeniach dotyczących kwasów, zasad, roztworów buforowych i hydrolizy soli (tam gdzie
pominiecie wpływu siły jonowej spowoduje znaczny błąd obliczeń – ponad 10 % dla stężeń i ponad 0,1 jednostki
pH) studenci będą korzystać z tabelarycznych danych obliczonych co 0,05 I tym programem wartości
współczynników aktywności jonu H
3
O
+
, warunkowych stałych iloczynu jonowego wody oraz kwasowości dla
różnych kwasów Brönsteda.
pozostały 4 mmole nieprzereagowanego HCl
NaH
2
PO
4
+ HCl = H
3
PO
4
+ NaCl
10 mmoli+4 mmole = 4 mmole + 4 mmole
pozostała nadwyżka 6 mmoli nieprzereagowanego NaH
2
PO
4
W objętości 120 cm
3
mamy więc 24,0 mmoli NaCl (elektrolit typu 1-1), 6,00 mmoli NaH
2
PO
4
(ta sól również
wchodzi do obliczeń siły jonowej jako elektrolit typu 1-1) oraz 4,00 mmoli H
3
PO
4
(udział tego słabego kwasu
możemy pominąć we wstępnych obliczeniach siły jonowej). Możemy teraz policzyć stężenia, a następnie siły
jonowe dla każdego elektrolitu osobno i na końcu je zsumować, albo uwzględnić fakt, że oba elektrolity są typu1-1,
zsumować ich ilości mmoli, i policzyć ich łączne stężenie (przez podzielenie liczby milimoli przez objętość w cm
3
lub liczby moli przez objętość w dm
3
), które będzie równe sile jonowej dla tego typu elektrolitu.
Stężenie elektrolitu typu 1-1 wynosi (24,0+6,00)/120 = 0,250 M, a więc
siła jonowa w tym roztworze
w przybliżeniu również wynosi 0,250 M.
W naszej praktyce obliczeniowej będziemy stosowali prawa roztworów doskonałych do roztworów
rzeczywistych o stężeniu elektrolitu w tym roztworze nie przekraczającym 0,001 M. W efekcie końcowe wyniki
obliczeń nie powinny wykazywać błędów większych niż 5 – 7 % dla stężeń oraz 0,05 – 0,07 jednostki pH (dla
elektrolitów złożonych z jonów jednoładunkowych).
Teorie kwasów i zasad.
Do czasu sformułowania przez Arrheniusa jego teorii kwasów i zasad istniały co najmniej trzy próby
wprowadzenia teorii kwasów. W 1776 roku Lavoisier stwierdził, że za kwasowość związków odpowiedzialny jest
tlen, któremu rok później nadal nazwę oxygène (z greckiego – tworzący kwasy). W 1810 roku Davy uznał, że
związki zawierające wodór mają właściwości kwasów. W 1838 roku Liebig zdefiniował kwasy, jako związki,
w których wodór może być zastąpiony przez metale. Teoria ta służyła chemikom ponad 50 lat, aż do roku 1884,
w którym Arrhenius sformułował zarys teorii kwasów i zasad oparty na zmianie stężenia jonów H
+
lub OH
–
w roztworze (wszystkie kwasy wg Liebiga są również kwasami wg Arrheniusa).
Teoria kwasów i zasad Arrheniusa.
W teorii Arrheniusa
kwasami są substancje podwyższające w roztworze wodnym stężenie jonów H
+
,
a zasadami substancje podwyższające w roztworze stężenie jonów OH
-
. Dla słabych elektrolitów Arrhenius
wspólnie z Ostwaldem wprowadził pojęcie
stopnia dysocjacji α
, który definiujemy jako stosunek liczby cząsteczek
zdysocjowanych N
d
do początkowej liczby cząsteczek słabego elektrolitu w roztworze N
o
, bądź jako stosunek stężeń
molarnych części zdysocjowanej c
d
do początkowego stężenia słabego elektrolitu c
o
w roztworze. Stopień dysocjacji
α jest liczbą bezwymiarową i często bywa wyrażany w procentach.
α =N
d
/N
o
lub α =c
d
/c
o
Odpowiednim równaniem można powiązać stopień dysocjacji ze stałą dysocjacji. Nosi ono nazwę prawa
rozcieńczeń Ostwalda.
{H
O
+
}
⋅
{
−
}
[H
O
+
]
⋅
[
A
−
]
c
⋅
α
2
K
=
3
=
f
⋅
f
3
=
f
⋅
f
0
{HA}
H
O
+
A
−
[HA]
H
O
+
A
−
1
−
α
3
3
Na podstawie stechiometrii równania dysocjacji kwasu: HA H
+
+ A
–
przy zaniedbaniu autodysocjacji wody
można przyjąć, że stężenia (a właściwie aktywności) jonów H
3
O
+
i A
–
są sobie równe, a wobec tego dla małych
stopni dysocjacji rozcieńczonych roztworów słabych elektrolitów można zaniedbać wartość α w mianowniku
wyrażenia i wówczas
(od tego momentu upraszczamy symbolikę i zamiast
c
0
będziemy używać
c
bez indeksu
dolnego):
a
=
{
O
+
}
=
K
H
3
O
+
3
c
Wykonując dotychczas obliczenia stężenia jonów H
3
O
+
z użyciem stałej termodynamicznej liczyliśmy całkiem
prawidłowo aktywność jonów H
3
O
+
oraz pH roztworu (pH = –log({H
3
O
+
}/{1}), natomiast trochę gorzej stężenie
jonów H
3
O
+
.W przypadku użycia stałej warunkowej K’:
[
H
O
+
]
=
K
'
3
c
stężenie jonów H
3
O
+
lub A
–
można policzyć z nieco lepszą dokładnością. Przy stosunku K/c (lub K’/c) wynoszącym
0,002 błąd obliczeń aktywności bądź stężenia jonów hydroniowych dla tego przybliżenia jest rzędu 5 %.Takiemu
błędu aktywności H
3
O
+
odpowiada błąd pH rzędu 0,032 jednostki wynikający tylko z tego uproszczenia.
Dokładniejszą wartość stężenia jonów hydroniowych można uzyskać znajdując dodatni pierwiastek równania
kwadratowego otrzymanego przez rozwinięcie prawa rozcieńczeń Ostwalda:
0=
c
α
2
Κ+
−α
Κ
α
=
−
K
+
K
'
2
+
4
K
'
c
2
−
K
+
K
'
2
+
4
K
'
c
c
⋅
α
=
[
H
O
+
]
=
3
2
Teoria Brönsteda i Lowry’ego.
Zainspirowani teorią Arrheniusa, Brönsted oraz niezależnie Lowry sformułowali w 1923 roku protonową teorię
kwasów i zasad, stosowaną obecnie powszechnie do roztworów wodnych. Najważniejsza rolę w tej teorii odgrywa
proton (kation wodoru).
Wg tej teorii kwasem jest cząstka (cząsteczka lub jon) będąca donorem protonu, a
zasadą - cząstka (cząsteczka lub jon) będąca akceptorem protonu
(nie wnikając w sprawę siły sprawczej tego
przekazywania – nie interesuje nas w tym momencie, czy to kwas chce się protonu pozbyć, czy zasada tak silnie go
przyciąga, że rozrywa wiązanie chemiczne z tym protonem). Zarówno kwasy jak i zasady nazywa się
protolitami
,
a proces przekazywania protonu z kwasu do zasady –
protolizą
. Cząstki, które mogą oddawać proton lub go
przyjmować nazywają się
substancjami amfiprotycznymi
(amfolitami). Najsilniejszym kwasem w roztworze
wodnym jest jon H
3
O
+
, a najsilniejszą zasadą – jon OH
–
.
Woda, w teorii Brönsteda, zajmuje miejsce szczególne – może w roztworze pełnić rolę zarówno najsłabszego
kwasu jak i najsłabszej zasady. Wszystkie kwasy Arrheniusa są jednocześnie kwasami Brönsteda, dodatkowo
kwasami są jony dodatnie po przyłączeniu protonu, np. jon amonowy NH
4
+
, jony amoniowe R
3
NH
+
(R=H–, alkil–,
aryl–, w dowolnych kombinacjach, z wyjątkiem trzech reszt R=H–) oraz jon hydroniowy H
3
O
+
. Zamiast wszystkich
zasad Arrheniusa zasadą jest jon tylko jon OH
–
w nich występujący, poza tym zasadami są wszystkie reszty
kwasowe powstałe w wyniku odszczepienia protonu od kwasu Brönsteda. Reakcje protolizy obejmują swoim
zakresem wszystkie procesy nazywane wcześniej dysocjacją, zobojętnianiem oraz hydrolizą, chociaż będziemy dalej
tego podziału używać.
W każdej reakcji protolizy (przekazywania protonu) występują
dwie pary sprzężonych ze sobą
kwasów i zasad
. Kwas po przekazaniu protonu staje się sprzężoną z nim zasadą, zasada po przyjęciu protonu staje
się
kwasem sprzężonym z tą zasadą. Reakcje protolizy są zawsze reakcjami równowagowymi, chociaż stan
równowagi może być przesunięty, nawet bardzo, w jedną lub drugą stronę. W związku z tym we wszystkich
reakcjach protolizy zamiast symbolu równowagi można używać znaku równości =. Poniżej na przykładzie (a)
reakcji protolizy z poniższej tabeli podano słowną interpretacje zachodzących procesów.
HCl = „H
+
” + Cl
–
(kwas 1 przekazuje „proton” i tworzy sprzężoną z nim zasadę 1)
„H
+
” + H
2
O = H
3
O
+
(„proton” przyłącza się do zasady 2 i tworzy sprzężony z nią kwas 2)
Pełna reakcja przedstawia się następująco:
HCl + H
2
O = Cl
–
+ H
3
O
+
(kwas 1 + zasada 2 = zasada 1 + kwas 2)
(kwas 1 przekazuje proton do zasady 2 w wyniku czego powstaje zasada 1 sprzężona z kwasem 1 i kwas 2 sprzężony
z zasadą 2)
Przykładowe reakcje protolizy podano poniżej.
kwas 1
zasada 2
zasada 1
kwas 2
(a)
HCl
+
H
2
O
Cl
–
+
H
3
O
+
(b)
H
2
SO
4
+
H
2
O
HSO
4
–
+
H
3
O
+
(c)
HSO
4
–
+
H
2
O
SO
4
2–-
+
H
3
O
+
'
'
[ Pobierz całość w formacie PDF ]

Rozdzial7, Chemia, Obliczenia

Tematy