Reakciók vizes közegben, vizes oldatokban • Oldott anyag koncentrációja : c

Reakciók vizes közegben, vizes oldatokban

• Oldott anyag koncentrációja : c

= n

/ V

– Mértékegysége: [mol oldott anyag / dm³ oldat]

– A feloldható mennyiségnek általában maximuma van:

„Oldhatóság” = S_i = c_i,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):

( ) sz 2 ( ) f ( aq ) ( aq )

NaCl  H O  Na ^  Cl ^

3 ( ) 2 ( )

3 ( ) 3 ( ) ; _c

f f

aq aq K

CH COOH H O

CH COO ^ H O ^

 

  

  

 

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

•

10 %5

2 ( )f 2 ( )f (aq) 3 (aq)

H O  H O  

 OH

 H O

 

3

2 2

c

H O OH

K H O

 

   

   







10 (

)

c

K

 K H O    H O

    OH

  

mol dm

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 vörös

( )g 2 ( )f (aq) 3 (aq)

HCl  H O  Cl

 H O

( )sz 2 ( )f (aq) (aq)

NaOH  H O  Na

 OH

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!

( ) g 2 ( ) f ( a q ) 3 ( aq )

HCl  H O  Cl ^  H O ^

( ) sz 2 ( ) f ( aq ) ( aq )

NaOH  H O  Na ^  OH ^

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

3 ( ) 2 ( )

3 ( ) 3 ( ) ;

aq f

aq aq c

CH COOH H O

CH COO ^ H O ^ K

 

  

  

 

Gyenge savak disszociációs állandója, K

A disszociációs egyenlet általánosítása gyenge savakra:

– Új állandó, a savdisszociációs állandó K_s bevezethető mivel [H₂O]=55,55 mol/dm^-3 = állandó:

3 ( ) 2 ( ) 3 ( ) 3 ( )

( ) 2 ( )

( ) 2 (

( ) 3 ( )

) ( ) 3 ( )

;

;

aq f aq aq

;

aq f aq aq

aq f aq aq

CH COOH H O CH COO H O AcOH H O AcO

HA H O

H O A H O

 









 

   

 

   

  

 



     

     

3 3

2 2

3

2

.

.

HA S

c d

d

H O AcO H O A

K K áll

AcOH H O HA H O H O A

K H O H A

K áll

H

HA A

   

   

       

       

   

   

             

 

Gyenge bázisok disszociációs állandója, K

A disszociációs egyenlet általánosítása gyenge bázisokra:

– Új állandó, a bázisdisszociációs állandó K_B bevezethető mivel [H2O]=55,55 mol/dm^-3 = állandó:

 

3( ) 2 ( ) 4 ( ) 4( ) ( )

3( ) 2 ( ) 4( ) ( )

4 ( ) 4( ) ( )

( ) ( ) ( )

;

;

;

;

aq f aq aq aq

aq f aq aq

aq aq aq

aq aq aq

NH H O NH OH NH OH

NH H O NH OH

NH OH NH OH

BOH B OH

 

 

 

 

   

     

 

   

  

 

  

 

   

       

4

3 2

4 2

4 4

3

.

c d .

d BOH

B

NH OH B O

NH OH

K K áll

NH H O

NH OH

K H H

K O ál

NH OH l

NH BOH

 



 



 

   

   

  

   

   

             

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^-] = K_v = 10^-14 (mol/dm³ )² .

• pH = - lg [H₃O⁺] , a hidroxóniumion moláris

koncentrációjának negatív (tizes alapú!) logaritmusa. (Def:

log_ab, az a kitevő, melyre a-t emelve b-kapunk.)

• pOH = - lg [OH^-] , a hidroxidion moláris koncentrációjának negatív (tizes alapú!) logaritmusa.

3

3 10 ^pH

H O ^{ } mol dm ^

  

 

A savasság, ill. lúgosság mértéke, pH-skála

• [H₃O⁺] [OH^-] = K_v = 10^-14 (mol/dm³ )² . / lg

• lg [H₃O⁺] + lg [OH^-] = lg K_v = lg 10^-14 = -14 / -

• - lg [H₃O⁺] + (- lg [OH^-]) = - lg K_v = 14

• pH + pOH = pK_v = 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.

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13

3

1 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 1 14

0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 0 ( 14 13 12 11 10 9 8 7 6 5 4 3 2 1 0)

H O pH

pOH

          

   

 

 

• Mekkora az 0,1 mol/dm³-es ecetsav oldat pH-ja? Gyenge elektrolit csak részleges disszociál.

Gyenge savak, bázisok pH-jának számítása

mol/dm³ CH₃COOH_(aq) H₂O_(f) CH₃COO^-_(aq) H₃O⁺_(aq)

Kezdetben: c_0,i c₀ = 0,1 fix 0 0

Sztöchiometrikus változások: c_i

-x_H mol/dm³ elh. x_H mol/dm³ x_H mol/dm³

Egyensúlyban c₀ -x_H fix x_H x_H

3 (aq) 2 ( )f 3 (aq) 3 (aq)

CH COOH  H O     CH COO

 H O

 

3

0

2

0 0

, .

H H H

HA H HA

S H H S

H O AcO x x

AcOH c x

K x ha c x x K c

c

 

   

   

  

  

• Ha feltételezhetően 5 %-nál kisebb mértékű a gyenge elektrolit disszociációja, azaz ha c₀ >> x, akkor

• Ha a disszociációs fokra > 5 % adódik, akkor a pontos számítás másodfokú egyenlet megoldását kivánja:

Gyenge savak, bázisok disszociációs fokának számítása

3 (aq) 2 ( )f 3 (aq) 3 (aq)

CH COOH  H O     CH COO

 H O

0

3 3

3 3

2 1

5 3 3

3 0

1,3 10 ; lg 2.88;

1,3 10

1,3 10 1,3 % 5 % 1 1

1,7 10 0,

0

HA

1

H S

H H

H

x K c

x mol dm pH x

mol dm mol d

x mol dm

c mol dm

m



  

 

 



 

 

    

    



 



2

2

0 0

H

0

H

HA HA

H H

HA

S S S

K K

c x x

x K c

 x    



• Erős savat erős bázissal közömbösítve (ill. fordítva):

• Ha n_s = n_b, azaz c_s = c_b  sóképzés, pH=7

• Ha n_s < n_b, azaz c_s < c_b  sóképzés + lúgfelesleg, pH>7!

• Ha n_s > n_b, azaz c_s > c_b  sóképzés + savfelesleg, pH<7!

• 100%-os titráltságnál (n_s = n_b) gyors, meredek változás tapasztalható a titrált oldat pH-jában.

Közömbösítés, sóképzés, titrálás

( ) ( ) ( ) 2 ( )

( ) ( ) ( ) ( )

( ) (

( ) ( ) 2 ( )

) 2 ( )

aq aq aq f

aq a

aq q aq aq aq

aq aq f

f

HCl NaOH NaCl H O

Cl Na Na

H OH Cl H O

H OH H O

  



  





  

    

 

Erős savat erős bázissal titrálva

( ) ( ) ( ) ( )

( )aq Cl aq Na aq ( )aq Na aq aq 2 ( )f

H ^  ^  ^ OH^  ^ Cl^  H O

• Gyenge savat erős bázissal közömbösítve:

• Ha n_b = n_s, azaz c_s = c_b  só, sóanion hidrolízise, pH=?

• Ha n_b < n_s, azaz c_b < c_s  részleges sóképzés + gyengesav felesleg = puffer, pH=?

• Ha n_b > n_s, azaz c_b > c_s  sóképzés + erősbázis felesleg, pH>7!

• 100%-os titráltságnál (n_s = n_b) itt is gyors, ill. meredek változás tapasztalható a titrált oldat pH-jában.

Gyengesav titrálása erős bázissal, hidrolízis, puffer

( ) 2 ( )

3 ( ) 3 ( )

3 ( ) ( ) 3 ( ) 2 ( )

aq aq

aq a

f

q aq

aq f

CH COO Na CH COONa

CH COO C

H OH H O

H OH

H COO

H O

 

   

 

   

Gyengesav titrálása erős bázissal, hidrolízis, puffer

( ) 2

3 (aq) aq 3 (aq)

CH COOH  Na O H     CH COO Na  H O

• 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 erős bázissal képzett sójának hidrolízise

3 ( ) 2 ( ) 3 ( ) ( )

3 ( ) 2 ( ) 3 ( ) ( )

sz f aq aq

aq f aq aq

CH COONa H O CH CH

COO Na CH C O O H O COOH O H

 

 

  

 

   

 

 

   

2

2 .

.

OAc OAc V

.

Hidr Bázi

c

c s AcOH

S

AcOH OH

K áll

AcO H O AcOH OH K H O

A

K K K ál

cO l

K









 

 

 

 

 

 

 

 

 

    

• A gyenge sav disszociációs egyensúlya kissé módosul erős sav, ill. bázis beadagolásával = tompítás :

• Erős sav hozzáadásakor

• Erős bázis hozzáadásakor

Gyengesav és a gyenge sav egy erős bázissal képzett sójának közös oldata = puffer

2 ( ) 3 ( ) 3

3 (aq) f aq (aq)

C H COOH  H O     CH COO

 H O

     

3

 

3

HA HA HA

S S S

K H O K K sav

s

H O AcO AcOH

AcOH Ac O ó

 





   

   

   

 

 

  

   

3

0 AcOH

HA HA s

S S AcO

av sav

c c

K sav K

só c

H O

c



      

 

    

 

   

3

0 AcOH

HA HA l

S S AcO

úg lúg

c c

K sav K

só c

H O

c



      

 

    

 

• Kis oldhatóságú csapadékok bizonyos oldatok összeöntésékor:

• Oldhatósági egyensúlya pl.:

• L_AgCl = 1·10^-10 (mol dm³)² – oldhatósági szorzat, erős rokonság az egyensúlyi disszociációs állandóval, (minőségi ionelemzés,

ionvadászat, titrálás)

Csapadékoldódási egyensúlyok – oldhatósági szorzat

( )

( )

2 2

4( ) 4( )

( ) ( )

aq

aq

aq sz

aq sz

Ba SO BaSO

Ag Cl AgCl

 

 

 

   

 

   

( )

( )sz 2 ( )f _aq (aq)

AgCl  H O     Ag

 Cl

( ) ( )

( ) 2 ( )

2 ( ) ( ) ( ) ( )

.

AgC

.

aq aq

c

sz f

c f sz

l aq aq

Ag Cl

K áll

AgCl H O K H O

L Ag Cl A g

C l á ll







  

   

 

   

   

           

      

• Fém központi atom + koordinációs (datív) kötéssel kapcsolódó ún. ligandum molekulák = összetett komplex ionok, molekulák:

• Komplexképződési egyensúlyra pl.:

• ahol – komplexképződési, avagy komplexstabilitási állandó, erős rokonságban (reciprokos összefüggésben) a disszociációs állandóval (mennyiségi fémanalízis, komplexometriás titrálás)

Komplexképződési egyensúlyok – stabilitási állandók

 

   

 

( )

( )

1 3

3( ) 3 ( ) 1 3

1 3

3 ( ) 3( ) 3 2 ( 2 3

7

3( ) 3

)

2 ) 3

2 (

( ) 2,3 10

( ) ( )

2 (

7,

) 1,7

2 10 10

q

aq

a aq aq

aq aq aq

aq aq

Ag NH Ag NH mol

dm Ag NH NH Ag NH mol

dm mol

Ag NH Ag NH  dm





 



  

 



 



     

 



     

 



  

  





1 2 2

( ) 3( )

( ) 1

aq

.

aq aq d

Ag NH

áll K

Ag NH

  





 

 

   

     

 