Presentation laddar. Vänta.

Presentation laddar. Vänta.

KEMA02/ © Sofi Elmroth 2011 Repetition - Svaga syror och baser i vattenlösning Räknar exempel senare! - Polyprotolyter Principen för beräkning av speciering.

Liknande presentationer


En presentation över ämnet: "KEMA02/ © Sofi Elmroth 2011 Repetition - Svaga syror och baser i vattenlösning Räknar exempel senare! - Polyprotolyter Principen för beräkning av speciering."— Presentationens avskrift:

1 KEMA02/ © Sofi Elmroth 2011 Repetition - Svaga syror och baser i vattenlösning Räknar exempel senare! - Polyprotolyter Principen för beräkning av speciering – H 3 PO 4 som mall - Buffertsystem Konstruera och avläsa fördelningsdiagram - Mkt utspädda lösningar av starka syror Problem: vattnets autoprotolys kan ej försummas  Kan ej räkna på vanligt sätt! Redskap: 1. Massbalans, 2. Laddningsbalans, 3. Vattnets autoprotolys - Exakt lösning av 2:a –grads ekvation

2 KEMA02/ © Sofi Elmroth 2011 KEM A02 Allmän- och oorganisk kemi JÄMVIKT i LÖSNING A: Kap 12 sid. 475 – 508 pH och lite till! JV FLS 1(3)

3 KEMA02/ © Sofi Elmroth 2011 BLANDADE LÖSNINGAR OCH BUFFERTAR Egentligen inget nytt men nu räknar vi på mer komplexa system!

4 KEMA02/ © Sofi Elmroth Buffertegenskaper EXEMPEL PÅ NATURLIGA BUFFERTSYSTEM och pH Blodplasma: pH ca 7.4 (fosfat) Havsvatten (oceaner): pH ca 8.4 (karbonat- och silikat) BUFFERT - Innehåller alltid ett syra/bas par - Halterna av syra och bas är jämförbara, dvs inom samma tiopotens - Vanliga buffertar: fosfat-, karbonat-, sulfit- (se tidigare föreläsning) ättikssyra/acetat, ammoniak/ammonumjon

5 KEMA02/ © Sofi Elmroth Att designa en buffert EXEMPEL 12.1: Tillreda acetatbuffert med visst pH ÖNSKAR: pH ca 4 genom att blanda M HAc och M NaAc VAD BLIR pH? (exakt!) JÄMVIKT HAc(aq) + H 2 O(l) Ac - (aq) + H 3 O + (aq) pK a =4.75 K a = 1.8E-5 M [Ac - (aq)] [H 3 O + (aq)] [HAc(aq)]   K a = K a [HAc(aq)] [Ac - (aq)] [H 3 O + (aq)] = = 1.8E-5  = 3.6E-5 M pH = 4.44 (-log(3.6E-5)) HAc + Ac -

6 KEMA02/ © Sofi Elmroth Hur tålig är bufferten? 1(2) EXEMPEL 12.2: 1.2 g NaOH löses i HAc/Ac-buffert pH 4.44* (EX 12.1) mol i 0.5 dm 3  [OH - ] = M VAD FÖRVÄNTAR VI OSS? - Liten tillsats av bas (OH - ) kan reagera med HAc  höjning av pH - Antag att all OH - reagerar med HAc [rimligt!] och att jämvikten sedan sker REAKTION 1: Den starka basen OH - reagerar fullständigt med HAc (svag) HAc(aq) + OH - (aq) Ac - (aq) + H 2 O(aq) FB0.080* * Ny start * Sammansättningen given i Ex 12.1   OH - HAc

7 KEMA02/ © Sofi Elmroth 2011 Hur tålig är bufferten? 2(2) NY JÄMVIKT ATT BERÄKNA: HAc(aq) + H 2 O(aq) Ac - (aq) + H 3 O + (aq)K a FB VJ0.020-x xx ANTAGANDE: x << M [Ac - (aq)][H 3 O + (aq)] [HAc] K a = = 0.10x/0.02 x = 0.02 K a / 0.10 x = 0.02  1.8E-5 /0.10 = 3.6E-6 M antagandet OK! pH = 5.44 (-log (3.6E-6)) + OH - HAc  

8 KEMA02/ © Sofi Elmroth 2011 Henderson-Hasselbach ekvationen OBS! Gäller då [syra] och [bas] >> [OH - ], [H 3 O + ] pH = pK a – log [HA] [A - ] HÄRLEDNING: HA(aq) + H 2 O(l)A - (aq) + H 3 O + (aq) [A - (aq) ][H 3 O + (aq)] [HA(aq) ] [H 3 O + (aq)] = K a -log [H 3 O + (aq)] = -log K a - log   K a = [HA(aq) ] [A - (aq) ] [HA(aq) ] [A - (aq) ] pHpKapKa

9 KEMA02/ © Sofi Elmroth 2011 F6 start

10 KEMA02/ © Sofi Elmroth 2011 Hur skall sammansättningen se ut? HÄR: fixerat pH EXEMPEL 12.3 Vilket förhållande mellan HCO 3 - och CO 3 2- ger pH = 9.50?

11 KEMA02/ © Sofi Elmroth Buffertcapacitet Bra buffertkapacitet kräver att både syra- och basform finns i lösning i relativt lika andelar. Gränsen för buffertcapacitet går vid 10:1-förhållande, för [syra]:[bas] vid lägre pH-gränsen och 1:10 för den övre. FRÅGA: Vad innebär detta för pH? HAHA A-A- 50% pH = pK a Ideal buffert pH = pK a – log = pKa – 1 – log 10 [HA] [A - ] [HA] [A - ] pH = pK a – log = pKa + 1 – log [HA] 10 [A - ] [HA] [A - ] pK a – 1 < BRA BUFFERT pH < pK a + 1

12 KEMA02/ © Sofi Elmroth 2011 TITRERINGAR Nomenklatur TITRANT(TITRATOR) det som tillsätts t.ex från byrett ANALYT(TITRAND) det som analyseras i kolven STÖKIOMETRISKA PUNKTEN EKVIVALENSPUNKTEN lika mängd (mol) H 3 O + och OH -

13 KEMA02/ © Sofi Elmroth Titreringstyp: stark syra – stark bas REAKTION H 3 O + + OH - 2 H 2 O VID EKVIVALENSPUNKTEN [H 3 O + ] = [OH - ] OBS! Jämvikten mkt förskjuten åt   pH vid JV = 7  

14 KEMA02/ © Sofi Elmroth 2011 Titreringstyp: stark syra – stark bas EXEMPEL 12.4 Titrering av NaOH med HCl Vad är start-pH?, Vad blir slut-pH?

15 KEMA02/ © Sofi Elmroth Titreringstyp: svag syra – stark bas SVAG SYRA med STARK BAS Neutralisation av syran Bildning av STARK BAS Förväntat pH vid ekvivalenspunkten: BASISKT HA + B - A - + HB svag syra stark bas stark bas svag syra konjugerad bas till HA kojugerad syra till B-  

16 KEMA02/ © Sofi Elmroth Titreringstyp: svag bas – stark syra SVAG BAS med STARK SYRA Neutralisation av basen Bildning av STARK SYRA Förväntat pH vid ekvivalenspunkten: SURT HA + B - A - + HB stark syra svag bas svag bas stark syra konjugerad bas till HA kojugerad syra till B-  

17 KEMA02/ © Sofi Elmroth 2011 Titrering svag syra + stark bas EXEMPEL 12.5 Titrering av en myrsyra med NaOH Vad blir pH vid ekvivalenspunkten? Myrsyra, HCOOH

18 KEMA02/ © Sofi Elmroth 2011 HT JV FLS 2(3) KEM A02 Allmän- och oorganisk kemi JÄMVIKT i LÖSNING A: Kap 12 mer pH, indikatorer och löslighetsprodukt

19 KEMA02/ © Sofi Elmroth NYCKELSAMBAND att veta hur & när man använder pH & pOH pH = 14 – pOH 1-protonig syra pK a = 14 – pK b 2-protonig syra pK a1 = 14 – pK b2 pK a2 = 14 – pK b1 3-protonig syra pK a1 = 14 – pK b3 pK a2 = 14 – pK b2 pK a3 = 14 – pK b1 HA (aq) A - (aq) H 2 A (aq) HA - (aq) A 2- (aq) H 3 A (aq) H 2 A - (aq) HA 2- (aq) A 3- (aq)             H 2 O H 3 O + OH - H 2 O H 2 O H 3 O + OH - H 2 O H 2 O H 3 O + OH - H 2 O H 2 O H 3 O + OH - H 2 O H 2 O H 3 O + OH - H 2 O H 2 O H 3 O + OH - H 2 O KaKa KbKb K a1 K b2 K a2 K b1 K a2 K b2 K a3 K b1 K a1 K b3

20 KEMA02/ © Sofi Elmroth 2011 Beräkning av pH innan eq-punkten Titreringstyp: svag syra – stark bas EXEMPEL 12.6 Titrering av en myrsyra med NaOH Vad blir pH om vi slutar innan ekvivalenspunkten? Myrsyra, HCOOH

21 KEMA02/ © Sofi Elmroth Syra-bas indikatorer FRÅGA: Hur detekterar man pH & pH-förändringar? FÖLJDFRÅGA: Ekvivalenspunkten nås vid olika pH – hur vet man när omslaget kommer? METOD 1: pH meter - mäter noga i hela pH intervallet - ger dålig framförvarning map ekvivalenspunkten - Mycket data kan samlas in om automatiserad METOD 1: pH meter - mäter noga i hela pH intervallet - ger dålig framförvarning map ekvivalenspunkten - Mycket data kan samlas in om automatiserad METOD 2: pH indikator - mäter ”dåligt” utom vid omslag - ger bra framförvarning map ekvivalenspunkten - Datainsamling kan ej göras utan Indirekt mätning (UV/vis) METOD 2: pH indikator - mäter ”dåligt” utom vid omslag - ger bra framförvarning map ekvivalenspunkten - Datainsamling kan ej göras utan Indirekt mätning (UV/vis)

22 KEMA02/ © Sofi Elmroth 2011 Bra lösning: KOMBINERA! Indikator för visuell hjälp med bevakning av omslagspunkten pH meter för exakt detektion av pH BTB 4,4'-(1,1-dioxido-3H-2,1-benzoxathiole -3,3-diyl)bis(2,6-dibromophenol) GUL < < BLÅ

23 KEMA02/ © Sofi Elmroth 2011 Exempel på indikatorer; omslagsintervall och färgförändring Indicator Low pH colorTransition pH rangeHigh pH color Gentian violetGentian violet (Methyl violet 10B)Methyl violet 10B yellow 0.0–2.0 blue-violet Leucomalachite greenLeucomalachite green (first transition) yellow 0.0–2.0 green Leucomalachite greenLeucomalachite green (second transition) green 11.6–14 colorless Thymol blueThymol blue (first transition) red 1.2–2.8 yellow Thymol blue (second transition) yellow 8.0–9.6 blue Methyl yellow red 2.9–4.0 yellow Bromophenol blue yellow 3.0–4.6 purple Congo red blue-violet 3.0–5.0 red Methyl orange red 3.1–4.4 orange Bromocresol green yellow 3.8–5.4 blue Methyl red red 4.4–6.2 yellow Methyl red red 4.5–5.2 green Azolitmin red 4.5–8.3 blue Bromocresol purple yellow 5.2–6.8 purple Bromothymol blue yellow 6.0–7.6 blue Phenol red yellow 6.8–8.4 red Neutral red red 6.8–8.0 yellow Naphtholphthalein colorless to reddish 7.3–8.7 greenish to blue Cresol Red yellow 7.2–8.8 reddish-purple Phenolphthalein colorless 8.3–10.0 fuchsia Thymolphthalein colorless 9.3–10.5 blue Alizarine Yellow R yellow 10.2–12.0 red Litmus red blue KÄLLA: Indikator Färg FÖRE OMSLAG Omslag (pH) Färg EFTER OMSLAG BTB

24 KEMA02/ © Sofi Elmroth 2011 Vad är en indikator? INDIKATOR: Ett syra/bas par där de två formerna har olika färg! REAKTION: HIn(aq) + H 2 OIn - (aq) + H 3 O + (aq)   K a, HIn svag syra stark bas [In - (aq)][H 3 O + (aq)] [HIn(aq)] Omslag då [In - (aq)] : [HIn(aq)] = 1:1 K a, Hin = [H 3 O + (aq)] pK a, Hi = pH K a, Hin =

25 KEMA02/ © Sofi Elmroth Stökiometri och titrering av polyprotolyter 4.72; pH = ½(pK a1 + pK a2 ) 9.94 ; pH = ½(pK a2 + pK a3 ) H 3 PO 4 Bra indikatorer vid pH ca 4.7: - Congoröd (lila  röd) - Metylorange (röd  orange) Bra indikatorer vid pH ca 10 : - Phenolphtalien (ofärgad  lila) - Tymolphtalien (ofärgad  blå) OBS! pH nära 2 redan vid start pga patiell deproto- nering av H 3 PO 4 H 2 PO 4 - HPO 4 2- PO 4 3-

26 KEMA02/ © Sofi Elmroth 2011 LÖSLIGHETSJÄMVIKTER Salter – en kombination av katjoner och anjoner – kan vara mycket olika lösliga i vatten! NaCl – ”salt” mkt lättlösligt “…. A barium sulphate suspension in water is the universal contrast medium used for examination of the upper gastrointestinal tract.” KÄLLA: contrast_media/contrast_ media_introduction.htm

27 KEMA02/ © Sofi Elmroth 2011 Löslighetsjämvikter & biorelevans TYPISKA OMRÅDEN & FRÅGESTÄLLNINGAR: några exempel... det finns mycket mer! Vattenkvalitet Fe(II/III), Cr(III-VII), Pb(II), Al(III) ”Bioavailability” av spårmetaller Cu(II), Ni(II), Mn(II) Läckage av metalljoner från gruvmiljö/deponier Fe(II/III), Ni(II/III), Pb(II/IV),Hg(I/II), Ag(I), Au(III/I) Toxicitet Fe(II/III), Ni(II/III), Pb(II/IV),Hg(I/II), Ag(I), Cd(II) Funktion Na(I), K(I) Metallothioniner är svavel-innehållande protein som används för att transportera tex Cu(II) och Hg(II). K sp (CuS) = 1.3 E-36* K sp (HgS) = 1E-53* *dvs mkt liten tendens till frisläppning av M(II) – mer om detta senare!

28 KEMA02/ © Sofi Elmroth Löslighetsprodukt BEGREPP: Löslighetsprodukt – ett mått på lösligheten en jämvikt som alla andra! EXEMPEL: Upplösning av Bi 2 S 3 (s) Bi 2 S 3 (s) 2 Bi 3+ (aq) + 3 S 2- (aq) K sp K sp = a(Bi 3+ (aq)) 2  a(S 2- (aq)) 3 K sp = [Bi 3+ (aq)] 2  [S 2- (aq)] 3 K sp litet för svårlösliga salter; K sp (Bi 2 S 3 (s)) = 1.0E-97 M 4  

29 KEMA02/ © Sofi Elmroth 2011 Bestämning av löslighetsprodukt EXEMPEL 12.7 Vad är K sp för silverkromat (Ag 2 CrO 4 ) Användning: Fotografi - framkallning (Ag + ) Inmärkning av neuroner(nerver)! - kontrastreagens

30 KEMA02/ © Sofi Elmroth 2011 Hur mycket löser sig? EXEMPEL 12.8 Beräkna lösligheten av Cr 3+ och IO 3 - då Cr(IO 3 ) 3 (s) blandas med vatten Förekomst – IO 3 - : Synthetic Sea Salt* Content in ug/L Iodate 550 ± 5.0 Iodide 197 ± 2.7 KÄLLA: Dionex application note 236 (HPLC-tillverkare) *Synthetic Sea Salt Commercially available synthetic sea salt was prepared following package directions (1/2 cup of salt per gallon of deionized water). A 1 L portion was prepared with 30 g of aquarium salt. A sea salt density of approximately 2.2 g/cm3 was used to convert JOD och oxidationstal: -I 0 +I +III +V +VII I - I 2 IO - IO 2 - IO 3 - IO 4 - jodid jod hypojodit jodit jodat perjodat


Ladda ner ppt "KEMA02/ © Sofi Elmroth 2011 Repetition - Svaga syror och baser i vattenlösning Räknar exempel senare! - Polyprotolyter Principen för beräkning av speciering."

Liknande presentationer


Google-annonser