W06s-pojecie kwasu i zasady, chemia, szkolka

Pojęcie kwasu i zasady

Definicja historyczna: kwasy mają smak kwaśny.

Teoria Arrheniusa: kwas odszczepia w wodzie jony H+, zasada jony OH-.

Teoria wprowadza pojęcie hydrolizy; tłumaczy przebieg dysocjacji wielostopniowych. Zawodzi w wy­padku rozpuszczalników niewodnych.

Teoria Lewisa: kwas jest akceptorem pary (par) elektro­no­wych, zasada zaś - donorem.

Teoria rozpuszczalnikowa: kwas tworzy kation iden­tycz­ny z kationem rozpuszczalnika; zasada tworzy anion iden­tyczny z anionem rozpuszczalnika.

Przykłady:

1

Ciekły amoniak autodysocjuje:  2NH3 « NH4+ + NH2-

Tak więc chlorek amonu (NH4Cl) jest kwasem w ciekłym amo­nia­ku.

2

Kwas octowy autodysocjuje:  2CH3COOH « CH3COOH2+ + CH3COO-

Tak więc octany są zasadami w lodowatym CH3COOH.

Pojęcie kwasu i zasady

Teoria BrÆnsteda: kwas i zasada związane są za­leż­noś­cią

kwas « zasada + proton

Żadna substancja nie może samorzutnie odłączyć pro­to­nu, więc w układzie musi istnieć substancja zdolna ten pro­ton przyłączyć. Stąd istotną rolę gra rozpuszczalnik.

Rozpuszczalniki dzielimy na aprotyczne i protolityczne. Te drugie są zdolne do przy­łączenia lub odłączenia pro­to­nu i do auto­pro­to­li­zy:

2H2O « H3O+ + OH-

2CH3COOH « CH3COOH2+ + CH3COO-

2NH3(ciekły) « NH4+ + NH2-

Rozpuszczalniki protolityczne dzielą się na

·              protofilne (protonoakceptorowe, zasadowe), chętnie przyłączające protony, np. pirydyna:

C5H5N + H+ « C5H5NH+

·              protogenne (protonoakceptorowe, kwaśne), chętnie oddają protony, np. kwas octowy czy mrówkowy

·              amfiprotyczne (amfoteryczne), które zależnie od warunków przyłączają lub oddają protony, np. woda:

H2O + OH- « H3O+  oraz  H2O « H+ + OH-

              czy etanol:

C2H5OH + H+ « C2H5OH2+

oraz

C2H5OH « C2H5O- + H+

Pojęcie kwasu i zasady. Teoria BrÆnsteda (c.d.)

(Zauważmy, że reakcja autodysocjacji jest rów­no­wa­go­wa i opisuje ją stała równowagi. Dla wody ta stała Kw=10-14. Jest to tzw. iloczyn jonowy wody)

Tak więc w układzie istnieją zawsze pary sprzężone kwas-zasada:

kwas1 + zasada2 « zasada1 + kwas2

Przykład: słaby kwas mrówkowy w wodzie:

HCOOH + H2O « HCOO- + H3O+

kwas1 : HCOOH; kwas2 : H3O+ ;

zasada1 :HCOO-; zasada2 : H2O.

Zgodnie z teorią BrÆnsteda reakcja zobojętnienia w roz­pusz­czalniku protolitycznym sprowadza się do reakcji

H3O+ + OH- « 2H2O  (w wodzie)

NH4+ + NH2- « 2NH3  (w ciekłym amoniaku)

zaś reakcja hydrolizy soli - do reakcji substancji jonowej z wodą, np.

NH4+ + Cl- + H2O « NH3 + Cl- + H3O+

(zamiast słabego kwasu NH4+ powstaje silny kwas Cl-, więc roztwór staje się kwaśny). 

Siła jonowa i aktywność jonów w roztworze

Przykład (poglądowy, nie ścisły):

Weźmy 1 M roztwór NaCl w wodzie. W 1 dm3 roztwór zawiera 1 mol jonów Na+, 1 mol jonów Cl- i ok. 55 moli cząsteczek H2O.

Na każde 55 cząsteczek H2O przypadają 2 jony. W przes­trzeni jony oddzielone są (średnio) zaledwie dwiema cząsteczkami wody!

Oznacza to, że jony silnie oddziałują ze sobą elektro­sta­tycz­nie. Brak jest wody do izolowania ich od siebie; mogą więc tworzyć się tzw. pary jonowe, ruchliwość jonów jest ograniczona...

Wygląda to tak, jak gdyby było mniej jonów, niż to wynika ze stężenia soli.

Siła jonowa i aktywność jonów w roztworze (c.d.)

Miarą oddziaływań międzyjonowych w roztworze jest siła jonowa:

(ci - stężenie molowe i-tego jonu, zi - jego ładunek)

Jeżeli trzeba uwzględnić oddziaływania międzyjonowe, za­miast stężenia molowego jonu wprowadzamy jego aktyw­ność:

              ai=ci.fi

gdzie fi - współczynnik aktywności i-tego jonu, obli­cza­ny ze wzoru Debay'a-Hückela (1923):

gdzie A, B - stałe, x - średnica uwodnionego jonu.

jon

x.10-8 [cm]

Sn4+, Ce4+, Th4+, Zr4+

H3O+, Al3+, Fe3+, Cr3+

Mg2+, Be2+

Li+, Ca2+, Cu2+, Zn2+, Sn2+, Fe2+, Ni2+, Co2+

Sr2+, Ba2+, Cd2+, Hg2+, S2-, CH3COO-

Na+, H2PO4-, Pb2+, CO32-, SO42-, CrO4...