Presentation laddar. Vänta.

Presentation laddar. Vänta.

KEMMA02/ © Sofi Elmroth 2011 KEM A02 Allmän- och oorganisk kemi SYROR OCH BASER Atkins & Jones kap 11.11-11.18.

Liknande presentationer


En presentation över ämnet: "KEMMA02/ © Sofi Elmroth 2011 KEM A02 Allmän- och oorganisk kemi SYROR OCH BASER Atkins & Jones kap 11.11-11.18."— Presentationens avskrift:

1 KEMMA02/ © Sofi Elmroth 2011 KEM A02 Allmän- och oorganisk kemi SYROR OCH BASER Atkins & Jones kap

2 KEMMA02/ © Sofi Elmroth 2011 ÖVERSIKT - Syror och baser – grundläggande egenskaper - Svaga syror och baser - pH i lösningar av svaga syror och baser - Flerprotoniga syror - Autoprotolys och pH

3 KEMMA02/ © Sofi Elmroth Bronsted syror och baser (Johannes Br Ø nsted 1923) DEFINITIONER -SYRA – proton donator -BAS – proton acceptor -PROTON – vätejon H + (H 3 O + eller H + (aq)), H + (aq) Hydroxoniumjon

4 KEMMA02/ © Sofi Elmroth 2011 Det finns annat än protoner Lewissyror och -baser Br Ø nsted och Lewis ser på samma reaktion men 2 olika perspektiv! YXYX Y X Br Ø nsted; Y = H + SYRA: H + donator BAS: H + acceptor Lewis; Y = H + eller annan atom SYRA: elektronacceptor BAS: elektrondonator

5 KEMMA02/ © Sofi Elmroth 2011 pH i lösningar av svaga syror och baser TEMA: Användning av jämviktskonstanter för beräkning av jämviktsfördelning/pH TYPISKA FRÅGOR: 1. Vad händer om jag blandar eller späder en syra/bas i vatten? - Vad blir pH? - Vad finns mer i lösning HA, A -, B, HB? - Applikationer: riskbedömning 2. Om jag på förhand bestämmer ett pH – vad finns då i lösningen? - Hur skall jag blanda för att få rätt pH? - Applikationer: ställning av buffertar

6 KEMMA02/ © Sofi Elmroth Lösningar av svaga syror UPPGIFT: Beräkning av pH i ättiksyralösning (HAc, CH 3 COOH) OBS! HAc är en svag syra; pK a = 4.75 (K a = 1.8E-5) Vid tillsats av HAc till H 2 O får vi en jämvikt av HAc och Ac - ! MÅTT PÅ JÄMVIKTSLÄGET: Andel deprotonerade molekyler (%) = ([Ac - ]/[HAc] initial ) x 100 HÄR: [Ac - ] = [H 3 O + ]  Deprotoneringsgraden (%) = ([H 3 O + ]/[HAc] initial ) x 100 HAc + H 2 O Ac - + H 3 O +

7 KEMMA02/ © Sofi Elmroth 2011 Beräkning av pH och deprotoneringsgrad 1(3) EXEMPEL 11.7: Beräkna pH och deprotoneringsgraden i M HAc INGÅNGSPARAMETRAR: HAc(aq) + H 2 O(l) Ac - (aq) + H 3 O + (aq) K a = 1.8 x M FB pK a = 4.75 VJ – x x x

8 KEMMA02/ © Sofi Elmroth 2011 Beräkning av pH och deprotoneringsgrad 2(3) Beräkning av pH: K a = [Ac - ][H 3 O + ]/[HAc] K a = x 2 /(0.080 – x)... lös 2:a-gradsekvationen och välj x > 0, eller utnyttja x << … lösning separat x = 1.2E-3 vilket ger pH = 2.98 SUMMERING HALTER: [HAc] = 7.9E-2 M [Ac - ] = [H 3 O + ] = 1.2E-3 M

9 KEMMA02/ © Sofi Elmroth 2011 Beräkning av pH och deprotoneringsgrad 3(3) Beräkning av deprotoneringsgraden (D): D =  100 D = (1.2E-3/0.080)  100 = 1.5% SLUTSATSER: - I princip all HAc föreligger som HAc - Det lilla som dissocierar påverkar pH så att lösningen blir sur! BIORELEVANS: Karboxylsyror (pK a ca 4) - i vattenlösning är majoriteten protonerade [H 3 O + ] [HAc] i

10 KEMMA02/ © Sofi Elmroth 2011 TIPS! Skriv hela uttrycket tex på tentan! Beräkning av K a och pK a EXEMPEL 11.8 Beräkna K a (pK a ) för en svag syra då pH är känt HÄR: Mandelsyra (C 6 H 5 CH(OH)COOH), 0.10 M antiseptisk, hudvård pH i vattenlösning: 2.95 INGÅNGSPARAMETRAR: HA(aq) + H 2 O(l) A - (aq) + H 3 O + (aq) FB VJ 0.10 – 1E(-2.95) 1E(-2.95) 1E(-2.95) K a = [A - ][H 3 O + ]/[HA] K a = (1E(-2.95)  1E(-2.95)) / (0.10 – 1E(-2.95)) K a = 1.4E-4 M dvs pK a = 3.85 d

11 KEMMA02/ © Sofi Elmroth Lösningar av svaga baser REAKTION: B - (aq) + H 2 O(l) HB(aq) + OH - (aq) Protoneringsgrad (%): P =  100 Jämför uttryck för deprotoneringsgrad! [OH - ] [B] i

12 KEMMA02/ © Sofi Elmroth 2011 Beräkna pH och deprotoneringsgrad 1(2) EXEMPEL 11.9: Beräkna pH och protoneringsgraden i 0.2 M metylamin HÄR: 0.20 M metylamin (CH 3 NH 2 ; B) Ingångsparametrar: B(aq) + H 2 O(l) HB(aq) + OH - (aq) K b = 3.6E-4 M (pK b = 3.44) FB VJ 0.20 – x x x K b = [HB][OH - ]/[B - ] K b = x 2 /(0.20 – x)... lös 2:a gradsekvationen och välj x > 0 OBS! Kan förenklas genom vissa antaganden!

13 KEMMA02/ © Sofi Elmroth 2011 Beräkna pH och deprotoneringsgrad 2(2) K b = x 2 /(0.20 – x) Alternativ lösning: dvs gör begåvat antagande! Svag bas  deprotoneringsgraden sannolikt liten, dvs x << 0.2 isåfall: K b = x 2 /0.20 x = 8.5E-3 Kontroll av antagande: VIKTIGT! 8.5 E-3 << 0.20  antagande OK pOH = -log (8.5E-3) = 2.07; pH = 14 – pOH = Protoneringsgraden = (8.5E-3/0.2)  100 = 4.2% SLUTSATS: Basformen (B) dominerar helt i lösning, 95.8%

14 KEMMA02/ © Sofi Elmroth Upplösning av salter och pH påverkan 1(3) FRÅGA: Vad händer när man löser upp salter av svaga syror och baser i vatten? Hur påverkas pH? Vattenlösning av FeCl 3 Murad E and Rojic P American Mineralogist, Volume 88, pages 1915–1918, 2003

15 KEMMA02/ © Sofi Elmroth Upplösning av salter… 2(3) KLASSIFICERING AV KATJONER - Katjoner som är konjugerade syror till svaga baser  sura lösningar EXEMPEL: NH 4 +, RNH 3 + dvs aminer generellt! - Små, högt laddade katjoner [Lewissyror]  sura lösningar EXEMPEL: Fe 3+ Al 3+ pK a : Katjoner Grupp 1 (Na +, K +...) och 2 (Mg 2+, Ca 2+...)  ingen (liten effekt) - Katjoner med +1-laddning övriga grupper ändrar ej heller pH! - Inga kajoner är basiska!

16 KEMMA02/ © Sofi Elmroth Upplösning av salter… 3(3) KLASSIFICERING AV ANJONER - Anjoner som är konjugerade baser till svaga syror  basiska lösningar EXEMPEL: CN -, CO 3 2-, PO 4 3-, S 2-, karboxylatanjoner ex) Ac - - Anjoner till starka syror  neutrala lösningar (ingen pH-påverkan) EXEMPEL: Cl -, Br -, I -, NO 3 -, ClO Anjoner som är konjugerade baser till flerprotoniga syror  sura lösningar EXEMPEL: HSO 4 -, H 2 PO 3 -

17 KEMMA02/ © Sofi Elmroth 2011 Salmiak i vatten 1(2) EXEMPEL 11.10: Beräkna pH i en lösning av 0.15 M NH 4 Cl (salt=surt?!) Ingångsparametrar: Joner: NH 4 + konjugerad syra till stark bas  svag syra Cl - anjon till stark syra  ingen pH effekt Jämvikt att beakta: FLS 1 NH 4 + (aq) + H 2 O (l) NH 3 (aq) + H 3 O + (aq) K a (NH 4 + )= K w /K b (NH 3 ) FB K a = 1E-14/1.8E-5 VJ 0.15 – x x x K a = 5.6E-10 M K a = (x 2 )/(0.15 – x)

18 KEMMA02/ © Sofi Elmroth 2011 Salmiak i vatten 2(2) ANTAG: x << 0.15 Isåfall: 5.6 E-10 = x 2 /0.15 x 2 = 5.6 E-10  0.15 x = 9.2E-6 (= [H 3 O + ] och [NH 3 ]) KONTROLLERA ANTAGANDE: 9.2E-6 << 0.15 OK!!  pH = -log (9.2E-6) = 5.04 SLUTSATS: En salmiaklösning är sur! K a = x 2 /(0.15 – x) salt = surt ?!

19 KEMMA02/ © Sofi Elmroth 2011

20 11.14 Flerprotoniga syror & baser FLERPROTONIG SYRA (polyprotolytic acid) En förening som kan donera mer än en proton EXEMPEL: H 2 SO 4, H 2 CO 3, H 3 PO 4 FLERPROTONIG BAS (polyprotolytic base) En förening som kan ta upp mer än en proton EXEMPEL: CO 3 2-, PO 4 3-, SO 3 2- Biologiska buffertsystem Industriella processer

21 KEMMA02/ © Sofi Elmroth 2011 TAKE-HOME MESSAGE Buffertar [som exempel på flerprotoniga system] är inget hokus-pokus! Buffertar är helt vanliga jämvikter. Halter/pH kan beräknas som alla andra jämvikter! BLANDNINGSRECEPT för stabil buffert: Lika mängder syra och konjugerad bas! Detta ger pH = pK a

22 KEMMA02/ © Sofi Elmroth 2011 TABELL – viktiga flerprotoniga syror och några kommentarer PROTOLYTpK a1 pK a2 pK a3 vid hög H + H 2 CO kolsyra H 3 PO fosforsyra H 2 SO svavelsyrlighet H 2 SO 4 < svavelsyra H 2 SO 4 : 2:a deprotoneringssteget bestämmer pH Övriga: 1:a deprotoneringssteget bestämmer pH (ytterligare omsättning försummas) Bra biologiska buffertar då [syra]:[konjugerad bas] = 1:1

23 KEMMA02/ © Sofi Elmroth vi börjar dock med att titta på H 2 SO 4 ingen bra buffert EXEMPEL 1: M H 2 SO 4 i H 2 O 1:a deprotoneringssteget fullständigt; K a mkt stort (pK a negativt! – listas ofta ej) 2:a deprotoneringssteget; K a = 1.2E-2 pK a = 1.92 Upplösning av H 2 SO 4 i vatten: Reaktion 1: H 2 SO 4 (aq) + H 2 O(l) HSO 4 - (aq) + H 3 O + fullständigt åt  Reaktion 2: HSO 4 - (aq) + H 2 O(l) SO H 3 O + denna reaktion bestämmer pH FB VJ – x x x K a = (x( x)/(0.010 – x) måste lösas som 2:a-gradsekvation x = 4.3E-3 pH = - log ( E-3) = 1.9 dvs jämvikten lite ytterligare förskjuten åt 

24 KEMMA02/ © Sofi Elmroth SALTER till polyprotiska syror pH i lösning EXEMPEL(11.12 a): 0.20 M NaH 2 PO 4 (aq) – vad blir pH? Ingångsparametrar: 0.20 M Na + - påverkar ej pH 0.20 M H 2 PO kan reagera som både syra och bas Tänkbara reaktioner: (1) H 2 PO H 2 O HPO H 3 O + pK a2 = 7.21 (2) H 2 PO H 2 O H 3 PO 4 + OH - pK b2 = pK w – pK a1 = 14 – 2.12 = pH beräknas enl pH = ½ (pK a2 + pK a1 ) = ½ ( ) = 4.66 uttrycket går att härleda men ej centralt just nu (A02) KEMA02: Uttrycket för pH enl ovan skall kunna användas vid rätt tillfälle!

25 KEMMA02/ © Sofi Elmroth Koncentrationsbestämningar samtliga komponenenter SVAR PÅ FRÅGA: Hur ser den totala produktbilden ut? EXEMPEL 11.13: Speciering i 0.10 M H 3 PO 4 (aq) LÖSNINGSSTRATEGI: Behandla en jämvikt i taget (3 st) H 3 PO 4 H 2 PO 4 - HPO 4 2- PO 4 3- Reaktion 1 Reaktion 2 Reaktion 3 Dominerar; bestämmer pH H 2 PO 4 - och H 3 PO 4 Beräknar HPO 4 2- Beräknar PO 4 3-

26 KEMMA02/ © Sofi Elmroth Koncentrationsbestämningar Reaktion 1 Ingångsparametrar: pK a1 = 2.12 pK a2 = 7.21pK a3 =12.68 K a1 = 7.6E-3 K a2 = 6.2E-8 K a3 = 2.1E-13 Antagande: 1:a deprotoneringssteget dominerar och bestämmer pH REAKTION 1 H 3 PO 4 + H 2 O H 2 PO H 3 O + FB VJ 0.10 – x x x K a1 = (x 2 )/(0.10 – x) ; måste lösas exakt! Eftersom x inte är << 0.10

27 KEMMA02/ © Sofi Elmroth Koncentrationsbestämningar Reaktion 1 forts K a1 = (x 2 )/(0.10 – x) EXAKT LÖSNING av 2:a-gradsekvation: 0.1K a1 – xK a1 = x 2 0 = x 2 + K a1 x – 0.1K a1 x = - ½K a1 +/- SQRT( 0.1K a1 – K a1 K a1 /4)) x = 2.4 E-2 or (-3.2E-2) ( = [H 3 O + ], [H 2 PO 3 - ]) [H 3 PO 4 ] = 0.10 – = 0.76 M KEMA02KEMA02

28 KEMMA02/ © Sofi Elmroth Koncentrationsbestämningar Reaktion 2 REAKTION 2 – för beräkning av HPO 4 2- och ev. ytterligare bidrag till H 3 O + H 2 PO H 2 O HPO H 3 O + K a2 = 6.2E-8 M FB 2.4E VJ 2.4E-2 – y y 2.4E-2 + y K a2 = y(2.4E-2 + y)/(2.4E-2 – y) ; antag y << 2.4E-2 K a2 = y y = 6.2E-8 M antagande OK! OBS1! Tillskottet till [H 3 O + ] är försumbart, men bestämmer [HPO 4 2- ] OBS2! Minskningen av [H 2 PO 4 - ] är också försumbar

29 KEMMA02/ © Sofi Elmroth Koncentrationsbestämningar Reaktion 3 REAKTION 3 – för beräkning av PO 4 3- HPO H 2 O PO H 3 O + K a3 = 2.1E-13 M FB 6.2E E-2 VJ 6.2E-8 – z z 2.4E-2 + z K a3 = (z(2.4E-2 + z) /(6.2E-8 – z); antag z << 6.2E-8 K a3  6.2E-8 = z  2.4E-2 z = (K a3  6.2E-8)/2.4E-2 = 5.4E-19 OBS1! Tillskottet här helt försumbart! OBS2! Halten bestäms här!

30 KEMMA02/ © Sofi Elmroth Summering av halter SPECIES BERÄKNAD KONCENTRATION (M) Reaktion 1 Reaktion 2 Reaktion 3 H 3 PO H 2 PO E-8 HPO E-8 PO E-19 H 3 O + 2.4E E E-19 OH - 1E-14/2.4E-2 = 4.3E-13 SPECIES BERÄKNAD KONCENTRATION (M) Reaktion 1 Reaktion 2 Reaktion 3 H 3 PO H 2 PO E-8 HPO E-8 PO E-19 H 3 O + 2.4E E E-19 OH - 1E-14/2.4E-2 = 4.3E-13 Speciering i 0.10 M H 3 PO 4

31 KEMMA02/ © Sofi Elmroth Speciering som funktion av pH Beräkning enl tidigare kan även göras vid FIXERAT pH Om fördelningen beräknas vid ”alla” pH fås FÖRDELNINGSKURVA dvs SPECIERING = f(pH) EXEMPEL: System: H 2 CO 3  HCO 3 -  CO 3 2- pK a2 = 10.25pK a1 = 6.37 Andel (%) pH H 2 CO 3 CO 3 2- HCO 3 - ?

32 KEMMA02/ © Sofi Elmroth 2011 H 2 CO 3 -systemet beräknad fördelningskurva ©2010, 2008, 2005, 2002 by P. W. Atkins and L. L. Jones     OBSERVATIONER 1.Vid pH = pK a [syra]:[bas] = 1:1 2.Maxima för ”mellansyran/basen” vid pH = ½ (pK a1 +pK a1 ) 3.Buffertområde vid pH = K a1 4.Buffertområde vid pH = K a2  - Surt regn - CO 2 ökning i atm - Metoder för CO 2 -lagring tex vid högt pH - Surt regn - CO 2 ökning i atm - Metoder för CO 2 -lagring tex vid högt pH

33 KEMMA02/ © Sofi Elmroth 2011

34 REPETITION SYRA i VATTEN: HA + H 2 O A - + H 3 O + K a syra konjugerad bas BAS i VATTEN: B- + H 2 O HB + OH - K b bas konjugerad syra H 2 O AUTOPROTOLYS: 2 H 2 O H3O+ + OH- K w pH, pOH:pH = -log [H 3 O + ]pOH = - log[OH - ] pH + pOH = pK w ; K w = 10E-14; pK w = -log(K w ) = 14 JÄMVIKTSBERÄKNINGAR – modell ”syra i vatten”: HA + H 2 O A - + H 3 O + K a FB (M) A a = VJ(M) A-x a = 1 x x Jämviktsvillkoren ger: K a = = [A - ][H 3 O + ] [HA] F4 HT2011 x 2 A-x lös ut x!

35 KEMMA02/ © Sofi Elmroth 2011 TABELL – viktiga flerprotoniga syror och några kommentarer PROTOLYTpK a1 pK a2 pK a3 vid hög H + H 2 CO kolsyra H 3 PO fosforsyra H 2 SO svavelsyrlighet H 2 SO 4 < svavelsyra H 2 SO 4 : 2:a deprotoneringssteget bestämmer pH Övriga: 1:a deprotoneringssteget bestämmer pH (ytterligare omsättning försummas) Bra biologiska buffertar då [syra]:[konjugerad bas] = 1:1

36 KEMMA02/ © Sofi Elmroth 2011 H 3 PO 4 -systemet beräknad fördelningskurva ©2010, 2008, 2005, 2002 by P. W. Atkins and L. L. Jones    BUFFERTRECEPT 1. pH = 2.12 Tillredning, tex 0.2 M vardera H 3 PO 4 (aq) och NaH 2 PO 4 (aq) 2. pH = 7.21 Tillredning, tex 0.1 M vardera NaH 2 PO 4 (aq) och Na 2 HPO 4 (aq) 3. pH = Tillredning, tex 0.4 M vardera Na 2 HPO 4 (aq) och Na 3 PO 4 (aq) pK a1 = 2.12 pK a2 = 7.21 pK a3 = 12.68

37 KEMMA02/ © Sofi Elmroth 2011 Fördelningsdiagram FRÅGA: VAD SKALL KUNNAS? SVAR: - Skissa ett diagram för 3-protonig (eller färre) syra mhja relevanta pK a -värden - Läsa ut ungefärliga halter av protolyter vid given totalhalt och pH - Uppskatta pH eller pH intervall vid given totalhalt och dominerande protolyt

38 KEMMA02/ © Sofi Elmroth Mycket utspädda lösningar dvs tillsatta halter < [H 3 O + ] eller [OH - ] PROBLEM: I mycket utspädda lösningar, dvs där protolytkoncentrationerna är lägre än [H 3 O + ] och/eller [OH - ] bestämmer inte längre den tillsatta syran/basen pH! LÖSNING: modifierad metod för pH-beräkning i pH intervallet ca 6.5 – 7.5 METOD: Följande ekvationer utnyttjas: 1. Laddningsbalans 2. Massbalans 3. Uttrycket för K w

39 KEMMA02/ © Sofi Elmroth 2011 EXEMPEL: Utspädd HCl 1(2) FRÅGA: Vad är pH i en 8.0E-8 M HCl? UPPSKATTNING (för kontroll!): Förväntat pH strax under 7 (ej basiskt) 1. Laddningsbalans: antal katjoner = antal anjoner [H 3 O + ] jv = [OH - ] jv + [Cl - ] jv (1) 2. Massbalans: allt vi har från början finns kvar vid jämvikt [HCl] start = [Cl - ] jv (2) (stark syra, allt deprotoneras) Kombinera (1) och (2):  [OH - ] jv = [H 3 O +] jv - [HCl] start FORTSATT STRATEGI: överför uttrycket på en form där [H 3 O + ] är enda okända variabeln

40 KEMMA02/ © Sofi Elmroth 2011 EXEMPEL: Utspädd HCl 2(2) 3. Uttrycket för autoprotolys: K w = [H 3 O + ] [OH - ] = [H 3 O + ] jv ([H 3 O + ] jv - [HCl] start ) (jfr förra sidan)   [H 3 O + ] 2 – [H 3 O + ] [HCl] start – K w = 0 Lös ekvationen med: [H 3 O + ] = x [HCl] start = 8.0E-8 K w = 1.0E-14 Detta ger: x = 1.5E-7 och pH = 6.82 KONTROLL: 6.82 är strax under 7; stämmer med vår uppskattning!


Ladda ner ppt "KEMMA02/ © Sofi Elmroth 2011 KEM A02 Allmän- och oorganisk kemi SYROR OCH BASER Atkins & Jones kap 11.11-11.18."

Liknande presentationer


Google-annonser