If you're seeing this message, it means we're having trouble loading external resources on our website.

Jeżeli jesteś za filtrem sieci web, prosimy, upewnij się, że domeny *.kastatic.org i *.kasandbox.org są odblokowane.

Główna zawartość

Równowaga między słabymi kwasami i zasadami

Reakcje jonizacji słabych kwasów i zasad oraz stałe związane z równowagą,  Ka i Kb. Związek Ka i Kb z pH oraz obliczanie stopnia dysocjacji. 

Kluczowe punkty:

  • Dla typowego słabego jednoprotonowego kwasu HA ze sprzężoną zasadą A, stała równowagi ma postać:
Ka=[H3O+][A][HA]
  • Stała dysocjacji kwasu Ka wyraża ilościowo stopień dysocjacji słabego kwasu. Im większa wartość Ka, tym mocniejszy kwas i na odwrót.
  • Dla typowej słabej zasady B, ze sprzężonym kwasem BH+, stała równowagi ma postać:
Kb=[BH+][OH][B]
  • Stała dysocjacji zasady (lub stała jonizacji zasady) Kb wyraża ilościowo stopień jonizacji słabej zasady. Im większa wartość Kb, tym mocniejsza zasada i na odwrót.

Silne kwasy i zasady kontra słabe

Określenie silne kwasy i zasady odnosi się do związków, które całkowicie dysocjują do jonów w roztworze. Natomiast słabe kwasy i zasady jonizują tylko częściowo, a reakcja jonizacji jest odwracalne. W związku z tym, słabe kwasy i zasady zawierają wiele naładowanych i obojętnych związków w dynamicznej równowadze.
W tym artykule, omówimy reakcje dysocjacji kwasów i zasad oraz związane z nimi stałe równowagi: Ka- stałą dysocjacji kwasu i Kb- stałą dysocjacji zasady.

Rozgrzewka: Porównywanie mocy kwasów i pH

Problem 1: Słabe kontra mocne kwasy o takim samym stężeniu

Mamy dwa roztwory: 2,0M roztwór kwasu fluorowodorowego, HF(aq) i 2,0M roztwór kwasu bromowodorowego HBr(aq). Który z roztworów ma niższe pH?
Wybierz 1 odpowiedź:

Problem 2: Słaby kontra mocny kwas o różnym stężeniu

Tym razem mamy 2,0M roztwór kwasu fluorowodorowego, HF(aq) i 1,0M roztwór kwasu bromowodorowego, HBr(aq). Który z roztworów ma niższe pH?
Załóżmy, że nie znamy stałej równowagi dla dysocjacji kwasu fluorowodorowego.
Wybierz 1 odpowiedź:

Słabe kwasy i stała dysocjacji kwasu, Ka

Słabe kwasy to kwasy, nie dysocjujące całkowicie w roztworze. Innymi słowy, słaby kwas to każdy kwas, który nie jest mocnym kwasem.
Moc słabego kwasu zależy od tego, jak bardzo dysocjuje: im bardziej dysocjuje tym mocniejszy jest. Aby wyrazić liczbowo względną moc słabego kwasu, możemy sprawdzić stałą dysocjacji kwasu Ka, czyli stałą równowagi dla reakcji dysocjacji kwasu.
Dla typowego jednoprotonowego słabego kwasu HA, reakcja dysocjacji w wodzie może być zapisana w następujący sposób:
HA(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+A(aq)
W oparciu o tę reakcję, możemy zapisać wyrażenie na stałą równowagi Ka:
Ka=[H3O+][A][HA]
Wyrażenie na stałą równowagi jest stosunkiem produktów do substratów. Im więcej HA dysocjuje do H+ i sprzężonej zasady A, tym mocniejszy jest kwas i tym wyższa wartość Ka. Ponieważ pH związane jest z [H3O+], pH roztworu jest zarówno funkcją Ka, jak i stężenia kwasu: wraz z zmniejszaniem się pH wzrasta stężenie kwasu i/lub Ka.

Powszechne słabe kwasy

Kwas jabłkowy, C4H6O5, to organiczny kwas, znajdujący się w jabłkach. Ilustracja Wikimedia Commons, CC BY-SA 3.0.
Reszty karboksylowe są powszechnymi grupami funkcyjnymi w słabych kwasach organicznych i mają wzór COOH. Kwas jabłkowy, (C4H6O5), jest organicznym kwasem, zawierającym dwie grupy karboksylowe, który odpowiedzialny jest za cierpki smak jabłek i innych owoców. Ponieważ w cząsteczce kwasu jabłkowego znajdują się dwie reszty karboksylowe, jest potencjalnym donorem dwóch protonów.
W tabeli poniżej wypisano kilka przykładów słabych kwasów i ich wartości Ka.
NazwaWzórKa(25C)
Jon amonowyNH4+5,6×1010
Kwas chlorowy (III)HClO21,2×102
Kwas fluorowodorowyHF7,2×104
Kwas octowyCH3COOH1,8×105
Sprawdź swoją wiedzę teoretyczną: Na podstawie powyższej tabeli, który kwas jest mocniejszyoctowy czy fluorowodorowy?

Przykład 1: Obliczanie % dysocjacji słabego kwasu

Jednym sposobem na obliczenie ile słabego kwasu dysocjuje jest obliczenie procentu dysocjacji. Procent dysocjacji słabego kwasu HA może być obliczony w poniższy sposób:
% dissociation=[A(aq)][HA(aq)]×100%
Jeżeli kwas azotawy (HNO2) ma Ka równe 4,0×104 w 25C, to ile wynosi procent dysocjacji kwasu azotawego o stężeniu 0,400 M solution?
Rozpracujmy ten przykład krok po kroku!

Krok 1: Zapisz zbilansowane równanie reakcji dysocjacji

Najpierw, zapisz zbilansowane równanie dysocjacji HNO2 w wodzie Kwas azotawy może oddać jeden proton do wody aby stworzyć NO2(aq):
HNO2(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+NO2(aq)

Krok 2: Zapisz wyrażenie na Ka

Na podstawie równania z kroku 1., możemy zapisać wyrażenie na Ka kwasu azotawego:
Ka=[H3O+][NO2][HNO2]=4,0×104

Krok 3: Znajdź [H+] i [NO2] w równowadze

Następnie, możemy użyć tabeli stężeń aby znaleźć wyrażenia algebraiczne na stężenia równowagowe w wyrażeniu na Ka:
HNO2(aq)H3O+NO2
Początkowe0,400M00
Zmianax+x+x
Równowagowe0,400Mxxx
Podstawiając stężenia równowagowe do wyrażenia na Ka, otrzymujemy:
Ka=(x)(x)(0,400Mx)=4,0×104
Upraszczając wyrażenie, otrzymujemy:
x20,400Mx=4,0×104
Jest to równanie kwadratowe, z którego możemy obliczyć x używając wzoru na pierwiastki równania lub metodą przybliżeń.
W obu metodach otrzymamy wynik x=0,0126 M. W związku z tym [NO2]=[H3O+]=0,0126 M.

Krok 4: Oblicz procent dysocjacji

Do obliczenia procentu dysocjacji, użyjemy stężeń równowagowych, które obliczyliśmy w 3. kroku:
% dissociation=[NO2][HNO2]=0,0126 M0,400 M×100%=3,2%
Wynika z tego, że w roztworze 3,2% of the HNO2 zdysocjowało do jonów H+ i NO2.

Słabe zasady i Kb

Przeanalizujmy stałą dysocjacji zasady (nazywaną również stałą jonizacji zasady) Kb. Zacznijmy od zapisania reakcji jonizacji typowej słabej zasady B w wodzie. W tej reakcji, zasada jest akceptorem protonu z wody i powstają jon wodorotlenkowy i sprzężony kwas, BH+:
B(aq)+H2O(l)BH+(aq)+OH(aq)
Możemy zapisać równanie na stałą równowagi Kb w następujący sposób:
Kb=[BH+][OH][B]
Z tego stosunku, możemy wyczytać, że im więcej zasady jonizuje, tworząc BH+, tym mocniejsza jest zasada i tym wyższa wartość Kb. W takim razie, pH będzie funkcją zarówno wartości Kb, jak i stężenia zasady.

Przykład 2: Obliczanie pH roztworu słabej zasady

Ile wynosi pH 1,50 M roztworu jonu amonowego, NH3? (Kb=1,8×105)
Ten przykład jest problemem dotyczącym równowagi o jednym dodatkowym kroku: wyliczenie pH z [OH]. Przeanalizujmy obliczenia krok po kroku.

Krok 1: Zapisz zbilansowane równanie jonizacji

Najpierw zapiszmy reakcję jonizacji zasady dla amoniaku. Amoniak jest akceptorem protonów z wody i tworzy amoniak, NH4+:
NH3(aq)+H2O(l)NH4+(aq)+OH(aq)

Krok 2: Zapisz wyrażenie na Kb

Ze zbilansowanego równania możemy napisać wyrażenie na Kb:
Kb=[NH4+][OH][NH3]=1,8×105

Step 3: Find [NH4+] and [OH] at equilibrium

Aby ustalić stężenia równowagowe, możemy użyć tabeli stężeń:
NH3(aq)NH4+OH
Początkowe1,50M00
Różnicax+x+x
Równowagowe1,50Mxxx
Podstawiając wartości równowagowe do wyrażenia na Kb, otrzymujemy:
Kb=(x)(x)1,50Mx=1,8×105
Po uproszczeniu dostajemy:
x21,50Mx=1,8×105
Jest to równanie kwadratowe, które możemy rozwiązać używając wzoru na pierwiastki równania lub metodą przybliżeń. Każda z metod da nam rozwiązanie.
x=[OH]=5,2×103 M

Krok 4: Oblicz pH, używając [OH]

Gdy znamy już stężenie jonu wodorotlenkowego, możemy obliczyć pOH:
pOH=log[OH]=log(5,2×103)=2,28
Przypomnij sobie, że w 25C, pH+pOH=14. Przekształcając równanie, otrzymujemy:
pH=14pOH
Podstawiając wartość pOH, otrzymujemy:
pH=14,00(2,28)=11,72
Wynika z tego, że pH roztworu wynosi 11,72.

Powszechne słabe zasady

Pirydyna (po lewej) jest związkiem cyklicznym, zawierającym azot. Aminy (po prawej) to organiczne związki, zawierające obojętny atom wodoru, połączony trzema wiązaniami pojedynczymi z wodorem lub węglem. Obie cząsteczki są słabymi zasadami.
Od mydła do domowych środków czyszczących- słabe zasady są wszędzie wokół nas. Aminy- obojętny atom azotu, połączony trzema wiązaniami z innymi atomami (najczęściej węglem lub wodorem), są powszechną grupą słabych zasad organicznych.
Aminy pełnią funkcję zasad, ponieważ wolna para elektronowa azotu może przyjąć H+ Amoniak, NH3, jest przykładem zasady aminowej. Pirydyna, C5H5N, jest innym przykładem zasady, zawierającej azot.

Podsumowanie

  • Dla typowego słabego jednoprotonowego kwasu HA ze sprzężoną zasadą A, stała równowagi ma postać:
Ka=[H3O+][A][HA]
  • Stała dysocjacji kwasu Ka wyraża ilościowo stopień dysocjacji słabego kwasu. Im wyższa wartość Ka, tym mocniejszy kwas i na odwrót.
  • Dla typowej słabej zasady B, ze sprzężonym kwasem BH+, stała równowagi ma postać:
Kb=[BH+][OH][B]
  • Stała dysocjacji zasady (lub stała jonizacji zasady) Kb wyraża ilościowo stopień jonizacji słabej zasady. Im wyższa wartość Kb, tym mocniejsza zasada i na odwrót.

Spróbuj sam!

Problem 1: Obliczanie Kb z pH

1,50 M roztwór pirydyny, C5H5N, ma pH równe 9,70 w 25C. Ile wynosi Kb pirydyny?
Wybierz 1 odpowiedź:

Chcesz dołączyć do dyskusji?

Na razie brak głosów w dyskusji
Rozumiesz angielski? Kliknij tutaj, aby zobaczyć więcej dyskusji na angielskiej wersji strony Khan Academy.