KEM A02 Allmän- och oorganisk kemi SYROR OCH BASER Atkins & Jones kap

Slides:



Advertisements
Liknande presentationer
Syror och baser Jag ska berätta för DIG om syror och baser. Vad det här, hur allt funkar och vad för olika syror och baser det finns mm.
Advertisements

Syror & Baser -Varför smakar det surt när man biter i en citronklyfta eller en godis ”suris”? -Varför känns det halt mellan fingrarna när man tvättar händerna.
Atomer och kemiska reaktioner
Syror, baser och indikatorer
Reactions an Equilibrium
Syror och baser Syror och baser.
Elektrokemi What???.
Syror och baser.
Sura lösningar Starkt frätande Smakar surt pH-värdet 0-6
FL4 732G70 Statistik A Detta är en generell mall för att göra PowerPoint presentationer enligt LiUs grafiska profil. Du skriver in din rubrik,
Repetition - Svaga syror och baser i vattenlösning Räknar exempel senare! - Polyprotolyter Principen för beräkning av speciering – H3PO4.
Biologisk kemi, 7,5 hp KTH Vt 2010 Märit Karls
Atomens byggnad Joner Bindningar
Kemisk jämvikt Lite fram och tillbaka.
Acids and bases Eller syror och baser.
Håkan Hansson, Maria Montessori-skolan, Lund –
Göran Sellberg och Annika Adolfsson
Ämnenas smådelar Ingenting försvinner.
Välkomna till kursen TFKE52 Grundläggande kemi
Kemisk Bindning Göran Stenman, Ursviksskolan 6-9, Ursviken –
KEM A02 Allmän- och oorganisk kemi SYROR OCH BASER Atkins & Jones kap
Grundläggande kemi För att kunna skilja på olika ämnen så talar man om ämnens olika egenskaper. Till exempel syrgas och kvävgas. Dessa båda gaser är osynliga.
Periodiska systemet.
Syror och baser En sammanfattning.
Metaller Jonföreningar Minsta enhet Bindning inom minsta enhet Fe-Fe
Atomen Trådkurs 7.
Föreningar Kemi.
Det finns i V en operation kallad addition, betecknad + sådan att
Joner I en sur lösning finns det vätejoner Syror – molekylföreningar
Göran Sellberg och Annika Adolfsson
Föreningar.
Johan Karlsson, Pilängskolan, Lomma –
Grundämne byggnad.
Syror och baser.
Binomialsannolikheter ritas i ett stolpdiagram
KEMMA02/ © Sofi Elmroth 2011 KEM A02 Allmän- och oorganisk kemi INTRODUKTION.
JÄMVIKT i LÖSNING A: Kap 12 Föreläsning 3(3) mer löslighetsprodukt!
Indikator Ett ämne som ändrar färg efter surhetsgraden, pH:t
Kemi - Materia Begrepp inom Kemin.
Matkemi Då skall du hänga med på den här kursen!
KEM A02 HT2011 Allmän- och oorganisk kemi REPETITION
Ett exempel är den reaktion som vi tittat på under labbarna:
Syror.
Repetition.
Biologisk kemi 7,5p, KTH Vt 2010 Märit Karls
PH-skalan Vi säger att pH 7 är neutralt, samma sak gäller för pH 6 och pH 8. Om pH-värdet är under 6 säger vi att det är surt. Om pH-värdet är över 8 säger.
Organisk kemi Alkoholer Organiska syror Estrar.
Estrar, syraanhydrider, aminer, amider
Matkemi Då skall du hänga med på den här kursen!
Det finns två typer av kemiska reaktioner.
Surt, basiskt & joner s. 103 – 126 i kemiboken
Henderson-Hasselbach ekvationen
Syror och baser.
Salter och metalloxider Kap 5
Beskrivning av kemiska reaktioner med kvantitativa mått:
Kemiska beräkningar 2 Beräkning av lösningars sammansättning:
betyder odelbar är så liten att man inte kan se den
Syror och Baser. Syror och baser är frätande, det viktigaste att komma ihåg då vi laborerar är….. Skyddsglasögon.
Sammanfattning syror och baser 7AB. Neutralt När de sura och basiska egenskaperna tar ut varandra så att de försvinner sägs en lösning vara neutral. Rent.
Surt och basiskt. Syror smakar surt Basiska ämnen smakar ”tvål” Surt och basiskt ”neutraliserar” varandra Neutralt.
Atomer finns överallt Supersmå Bygger upp allting
Jenny Manning Åsa Gårdsskola
QUIZ SYROR OCH BASER 18 FRÅGOR
Göran Sellberg och Annika Adolfsson
Det finns två typer av kemiska reaktioner.
PH-skalan Vi säger att pH 7 är neutralt, samma sak gäller för pH 6 och pH 8. Om pH-värdet är under 6 säger vi att det är surt. Om pH-värdet är över 8 säger.
Syror, baser och salter.
Vad kan du om kemi?.
Atomer, joner och det periodiska systemet
Hav 71 % av Jordens yta är hav.
Presentationens avskrift:

KEM A02 Allmän- och oorganisk kemi SYROR OCH BASER Atkins & Jones kap 11.11-11.18

ÖVERSIKT - Syror och baser – grundläggande egenskaper - Svaga syror och baser - pH i lösningar av svaga syror och baser - Flerprotoniga syror - Autoprotolys och pH

11.1. Bronsted syror och baser (Johannes BrØnsted 1923) DEFINITIONER SYRA – proton donator BAS – proton acceptor PROTON – vätejon H+ (H3O+ eller H+(aq)) , H+(aq) Hydroxoniumjon

Det finns annat än protoner... 11.2. Lewissyror och -baser BrØnsted och Lewis ser på samma reaktion men 2 olika perspektiv! Y X Y X BrØnsted; Y = H+ SYRA: H+ donator BAS: H+ acceptor Lewis; Y = H+ eller annan atom SYRA: elektronacceptor BAS: elektrondonator

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

11.11 Lösningar av svaga syror HAc + H2O Ac- + H3O+ UPPGIFT: Beräkning av pH i ättiksyralösning (HAc, CH3COOH) OBS! HAc är en svag syra; pKa = 4.75 (Ka = 1.8E-5) Vid tillsats av HAc till H2O får vi en jämvikt av HAc och Ac-!   MÅTT PÅ JÄMVIKTSLÄGET: Andel deprotonerade molekyler (%) = ([Ac-]/[HAc]initial) x 100 HÄR: [Ac-] = [H3O+]  Deprotoneringsgraden (%) = ([H3O+]/[HAc]initial) x 100

Beräkning av pH och deprotoneringsgrad 1(3) EXEMPEL 11.7: Beräkna pH och deprotoneringsgraden i 0.080 M HAc INGÅNGSPARAMETRAR: HAc(aq) + H2O(l) Ac-(aq) + H3O+ (aq) Ka = 1.8 x 10-5 M FB 0.080 - - pKa = 4.75 VJ 0.080 – x x x

Beräkning av pH och deprotoneringsgrad 2(3) Beräkning av pH: Ka = [Ac-][H3O+]/[HAc] Ka = x2/(0.080 – x) ... lös 2:a-gradsekvationen och välj x > 0, eller utnyttja x << 0.080 … lösning separat x = 1.2E-3 vilket ger pH = 2.98 SUMMERING HALTER: [HAc] = 7.9E-2 M [Ac-] = [H3O+] = 1.2E-3 M

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 (pKa ca 4) - i vattenlösning är majoriteten protonerade [H3O+] [HAc]i

Skriv hela uttrycket tex på tentan! Beräkning av Ka och pKa EXEMPEL 11.8 Beräkna Ka (pKa) för en svag syra då pH är känt HÄR: Mandelsyra (C6H5CH(OH)COOH), 0.10 M antiseptisk, hudvård pH i vattenlösning: 2.95   INGÅNGSPARAMETRAR: HA(aq) + H2O(l) A-(aq) + H3O+(aq) FB 0.10 - - VJ 0.10 – 1E(-2.95) 1E(-2.95) 1E(-2.95) Ka = [A-][H3O+]/[HA] Ka = (1E(-2.95)  1E(-2.95)) / (0.10 – 1E(-2.95)) Ka = 1.4E-4 M dvs pKa = 3.85 d TIPS! Skriv hela uttrycket tex på tentan!

11.12 Lösningar av svaga baser REAKTION: B-(aq) + H2O(l) HB(aq) + OH-(aq) Protoneringsgrad (%): P = 100 Jämför uttryck för deprotoneringsgrad! [OH -] [B]i

Beräkna pH och deprotoneringsgrad 1(2) EXEMPEL 11.9: Beräkna pH och protoneringsgraden i 0.2 M metylamin HÄR: 0.20 M metylamin (CH3NH2; B) Ingångsparametrar: B(aq) + H2O(l) HB(aq) + OH-(aq) Kb = 3.6E-4 M (pKb = 3.44) FB 0.20 - - VJ 0.20 – x x x   Kb = [HB][OH-]/[B-] Kb = x2/(0.20 – x) ... lös 2:a gradsekvationen och välj x > 0 OBS! Kan förenklas genom vissa antaganden!

Beräkna pH och deprotoneringsgrad 2(2) Kb = x2/(0.20 – x) Alternativ lösning: dvs gör begåvat antagande! Svag bas  deprotoneringsgraden sannolikt liten, dvs x << 0.2 isåfall: Kb = x2/0.20 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 = 11.93 Protoneringsgraden = (8.5E-3/0.2)  100 = 4.2% SLUTSATS: Basformen (B) dominerar helt i lösning, 95.8%

11.13 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 FeCl3 Murad E and Rojic P American Mineralogist, Volume 88, pages 1915–1918, 2003

11.13 Upplösning av salter… 2(3) KLASSIFICERING AV KATJONER - Katjoner som är konjugerade syror till svaga baser  sura lösningar EXEMPEL: NH4+, RNH3+ dvs aminer generellt! - Små, högt laddade katjoner [Lewissyror]  sura lösningar EXEMPEL: Fe3+ Al3+ pKa: 2.46 4.85 - Katjoner Grupp 1 (Na+, K+...) och 2 (Mg2+, Ca2+...)  ingen (liten effekt) - Katjoner med +1-laddning övriga grupper ändrar ej heller pH! - Inga kajoner är basiska!

11.13 Upplösning av salter… 3(3) KLASSIFICERING AV ANJONER - Anjoner som är konjugerade baser till svaga syror  basiska lösningar EXEMPEL: CN-, CO32-, PO43-, S2-, karboxylatanjoner ex) Ac- - Anjoner till starka syror  neutrala lösningar (ingen pH-påverkan) EXEMPEL: Cl-, Br-, I-, NO3-, ClO4- - Anjoner som är konjugerade baser till flerprotoniga syror  sura lösningar EXEMPEL: HSO4-, H2PO3-

Salmiak i vatten 1(2) EXEMPEL 11.10: Beräkna pH i en lösning av 0.15 M NH4Cl (salt=surt?!) Ingångsparametrar: Joner: NH4+ konjugerad syra till stark bas  svag syra Cl- anjon till stark syra  ingen pH effekt Jämvikt att beakta: FLS 1 NH4+ (aq) + H2O (l) NH3(aq) + H3O+(aq) Ka (NH4+)= Kw/Kb(NH3) FB 0.15 - - Ka = 1E-14/1.8E-5 VJ 0.15 – x x x Ka = 5.6E-10 M Ka = (x2)/(0.15 – x)

Salmiak i vatten 2(2) Ka = x2/(0.15 – x) salt = surt ?! ANTAG: x << 0.15 Isåfall: 5.6 E-10 = x2/0.15 x2 = 5.6 E-10  0.15 x = 9.2E-6 (= [H3O+] och [NH3]) KONTROLLERA ANTAGANDE: 9.2E-6 << 0.15 OK!!  pH = -log (9.2E-6) = 5.04 SLUTSATS: En salmiaklösning är sur!

11.14 Flerprotoniga syror & baser FLERPROTONIG SYRA (polyprotolytic acid) En förening som kan donera mer än en proton EXEMPEL: H2SO4, H2CO3, H3PO4   FLERPROTONIG BAS (polyprotolytic base) En förening som kan ta upp mer än en proton EXEMPEL: CO32-, PO43-, SO32- Biologiska buffertsystem Industriella processer

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 = pKa

TABELL – viktiga flerprotoniga syror och några kommentarer PROTOLYT pKa1 pKa2 pKa3 vid hög H+ H2CO3 6.37 10.25 - kolsyra H3PO4 2.12 7.21 12.68 fosforsyra H2SO3 1.81 6.91 - svavelsyrlighet H2SO4 <0 1.92 - svavelsyra H2SO4 : 2:a deprotoneringssteget bestämmer pH Övriga: 1:a deprotoneringssteget bestämmer pH (ytterligare omsättning försummas) Bra biologiska buffertar då [syra]:[konjugerad bas] = 1:1

... vi börjar dock med att titta på H2SO4 ingen bra buffert EXEMPEL 1: 0.010 M H2SO4 i H2O 1:a deprotoneringssteget fullständigt; Ka mkt stort (pKa negativt! – listas ofta ej) 2:a deprotoneringssteget; Ka = 1.2E-2 pKa = 1.92 Upplösning av H2SO4 i vatten: Reaktion 1: H2SO4(aq) + H2O(l) HSO4-(aq) + H3O+ fullständigt åt  Reaktion 2: HSO4-(aq) + H2O(l) SO42- + H3O+ denna reaktion bestämmer pH FB 0.010 - 0.010 VJ 0.010 – x x 0.010 + x Ka = (x(0.010 + x)/(0.010 – x) måste lösas som 2:a-gradsekvation x = 4.3E-3 pH = - log (0.010 + 4.3E-3) = 1.9 dvs jämvikten lite ytterligare förskjuten åt 

11.15 SALTER till polyprotiska syror pH i lösning EXEMPEL(11.12 a): 0.20 M NaH2PO4 (aq) – vad blir pH? Ingångsparametrar: 0.20 M Na+ - påverkar ej pH 0.20 M H2PO4- - kan reagera som både syra och bas Tänkbara reaktioner: (1) H2PO4- + H2O HPO42- + H3O+ pKa2 = 7.21 (2) H2PO4- + H2O H3PO4 + OH- pKb2 = pKw – pKa1 = 14 – 2.12 = 11.88 pH beräknas enl pH = ½ (pKa2 + pKa1) = ½ (7.21 + 2.12) = 4.66 uttrycket går att härleda men ej centralt just nu (A02) KEMA02: Uttrycket för pH enl ovan skall kunna användas vid rätt tillfälle!

11.16 Koncentrationsbestämningar samtliga komponenenter SVAR PÅ FRÅGA: Hur ser den totala produktbilden ut? EXEMPEL 11.13: Speciering i 0.10 M H3PO4(aq) LÖSNINGSSTRATEGI: Behandla en jämvikt i taget (3 st) H3PO4 H2PO4- HPO42- PO43- Reaktion 1 Dominerar; bestämmer pH H2PO4- och H3PO4 Reaktion 2 Reaktion 3 Beräknar HPO42- Beräknar PO43-

11.16 Koncentrationsbestämningar Reaktion 1 Ingångsparametrar: pKa1 = 2.12 pKa2 = 7.21 pKa3=12.68 Ka1 = 7.6E-3 Ka2 = 6.2E-8 Ka3 = 2.1E-13 Antagande: 1:a deprotoneringssteget dominerar och bestämmer pH REAKTION 1 H3PO4 + H2O H2PO4- + H3O+ FB 0.10 - - VJ 0.10 – x x x Ka1 = (x2)/(0.10 – x) ; måste lösas exakt! Eftersom x inte är << 0.10

11.16 Koncentrationsbestämningar Reaktion 1 forts KEMA 2 Ka1 = (x2)/(0.10 – x) EXAKT LÖSNING av 2:a-gradsekvation: 0.1Ka1 – xKa1 = x2 0 = x2 + Ka1x – 0.1Ka1 x = - ½Ka1 +/- SQRT( 0.1Ka1 – Ka1Ka1/4)) x = 2.4 E-2 or (-3.2E-2) ( = [H3O+], [H2PO3-]) [H3PO4] = 0.10 – 0.024 = 0.76 M

11.16 Koncentrationsbestämningar Reaktion 2 REAKTION 2 – för beräkning av HPO42- och ev. ytterligare bidrag till H3O+ H2PO4- + H2O HPO42- + H3O+ Ka2 = 6.2E-8 M FB 2.4E-2 - - VJ 2.4E-2 – y y 2.4E-2 + y Ka2 = y(2.4E-2 + y)/(2.4E-2 – y) ; antag y << 2.4E-2 Ka2 = y y = 6.2E-8 M antagande OK! OBS1! Tillskottet till [H3O+] är försumbart, men bestämmer [HPO42- ] OBS2! Minskningen av [H2PO4-] är också försumbar

11.16 Koncentrationsbestämningar Reaktion 3 REAKTION 3 – för beräkning av PO43- HPO42- + H2O PO43- + H3O+ Ka3 = 2.1E-13 M FB 6.2E-8 - 2.4E-2 VJ 6.2E-8 – z z 2.4E-2 + z Ka3 = (z(2.4E-2 + z) /(6.2E-8 – z); antag z << 6.2E-8 Ka3  6.2E-8 = z  2.4E-2 z = (Ka3  6.2E-8)/2.4E-2 = 5.4E-19 OBS2! Halten bestäms här! OBS1! Tillskottet här helt försumbart!

11.16 Summering av halter Speciering i 0.10 M H3PO4 SPECIES BERÄKNAD KONCENTRATION (M) Reaktion 1 Reaktion 2 Reaktion 3 H3PO4 0.076 H2PO4- 0.024 + 6.5E-8 HPO42- 6.2E-8 PO43- 5.4E-19 H3O+ 2.4E-2 + 6.2E-8 +5.4E-19 OH- 1E-14/2.4E-2 = 4.3E-13

11.17 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: H2CO3  HCO3-  CO32- Andel (%) 100 ? H2CO3 CO32- 50 HCO3- 6.37 10.25 pH pKa1 = 6.37 pKa2 = 10.25

H2CO3-systemet beräknad fördelningskurva Surt regn CO2 ökning i atm Metoder för CO2-lagring tex vid högt pH  OBSERVATIONER Vid pH = pKa [syra]:[bas] = 1:1 Maxima för ”mellansyran/basen” vid pH = ½ (pKa1+pKa1) Buffertområde vid pH = Ka1 Buffertområde vid pH = Ka2     ©2010, 2008, 2005, 2002 by P. W. Atkins and L. L. Jones

REPETITION F4 HT2011 SYRA i VATTEN: HA + H2O A- + H3O+ Ka syra konjugerad bas BAS i VATTEN: B- + H2O HB + OH- Kb bas konjugerad syra H2O AUTOPROTOLYS: 2 H2O H3O+ + OH- Kw pH, pOH: pH = -log [H3O+ ] pOH = - log[OH-] pH + pOH = pKw ; Kw = 10E-14; pKw = -log(Kw) = 14 JÄMVIKTSBERÄKNINGAR – modell ”syra i vatten”: HA + H2O A- + H3O+ Ka FB (M) A a = 1 - - VJ(M) A-x a = 1 x x Jämviktsvillkoren ger: Ka = = [A- ][H3O+ ] [HA] x2 A-x lös ut x!

TABELL – viktiga flerprotoniga syror och några kommentarer PROTOLYT pKa1 pKa2 pKa3 vid hög H+ H2CO3 6.37 10.25 - kolsyra H3PO4 2.12 7.21 12.68 fosforsyra H2SO3 1.81 6.91 - svavelsyrlighet H2SO4 <0 1.92 - svavelsyra H2SO4 : 2:a deprotoneringssteget bestämmer pH Övriga: 1:a deprotoneringssteget bestämmer pH (ytterligare omsättning försummas) Bra biologiska buffertar då [syra]:[konjugerad bas] = 1:1

H3PO4-systemet beräknad fördelningskurva pKa1 = 2.12 pKa2 = 7.21 pKa3 = 12.68 BUFFERTRECEPT 1. pH = 2.12 Tillredning, tex 0.2 M vardera H3PO4(aq) och NaH2PO4 (aq) 2. pH = 7.21 Tillredning, tex 0.1 M vardera NaH2PO4(aq) och Na2HPO4 (aq) 3. pH = 12.68 Tillredning, tex 0.4 M vardera Na2HPO4(aq) och Na3PO4 (aq)    ©2010, 2008, 2005, 2002 by P. W. Atkins and L. L. Jones

Fördelningsdiagram VAD SKALL KUNNAS? SVAR: FRÅGA: - Skissa ett diagram för 3-protonig (eller färre) syra mhja relevanta pKa-värden - Läsa ut ungefärliga halter av protolyter vid given totalhalt och pH - Uppskatta pH eller pH intervall vid given totalhalt och dominerande protolyt

11.18 Mycket utspädda lösningar dvs tillsatta halter < [H3O+] eller [OH-] PROBLEM: I mycket utspädda lösningar, dvs där protolytkoncentrationerna är lägre än [H3O+] 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 Kw

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 [H3O+]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 = [H3O+]jv - [HCl]start FORTSATT STRATEGI: överför uttrycket på en form där [H3O+] är enda okända variabeln

EXEMPEL: Utspädd HCl 2(2) 3. Uttrycket för autoprotolys: Kw = [H3O+] [OH-] = [H3O+]jv ([H3O+]jv - [HCl]start) (jfr förra sidan)   [H3O+]2 – [H3O+] [HCl]start – Kw = 0 Lös ekvationen med: [H3O+] = x [HCl]start = 8.0E-8 Kw = 1.0E-14 Detta ger: x = 1.5E-7 och pH = 6.82 KONTROLL: 6.82 är strax under 7; stämmer med vår uppskattning!