Główna zawartość

Chemia - program rozszerzony

Kurs: Chemia - program rozszerzony > Rozdział 12

Lekcja 2: Równowaga kwasowo-zasadowa

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:

$K_{a} = \frac{[H_{3} O^{+}] [A^{-}]}{[HA]}$ ‍

Stała dysocjacji kwasu $K_{a}$ ‍ wyraża ilościowo stopień dysocjacji słabego kwasu. Im większa wartość $K_{a}$ ‍, tym mocniejszy kwas i na odwrót.
Dla typowej słabej zasady $B$ ‍, ze sprzężonym kwasem ${BH}^{+}$ ‍, stała równowagi ma postać:

$K_{b} = \frac{[{BH}^{+}] [{OH}^{-}]}{[B]}$ ‍

Stała dysocjacji zasady (lub stała jonizacji zasady) $K_{b}$ ‍ wyraża ilościowo stopień jonizacji słabej zasady. Im większa wartość $K_{b}$ ‍, 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:

K_{a}

- stałą dysocjacji kwasu i

K_{b}

- stałą dysocjacji zasady.

Rozgrzewka: Porównywanie mocy kwasów i $pH$ ‍

Problem 1: Słabe kontra mocne kwasy o takim samym stężeniu

Mamy dwa roztwory:

2, 0 M

roztwór kwasu fluorowodorowego,

HF (a q)

2, 0 M

roztwór kwasu bromowodorowego

HBr (a q)

. Który z roztworów ma niższe

pH

[Potrzebuję pomocy!!]

Problem 2: Słaby kontra mocny kwas o różnym stężeniu

Tym razem mamy

2, 0 M

roztwór kwasu fluorowodorowego,

HF (a q)

1, 0 M

roztwór kwasu bromowodorowego,

HBr (a q)

. Który z roztworów ma niższe

pH

Załóżmy, że nie znamy stałej równowagi dla dysocjacji kwasu fluorowodorowego.

[Potrzebuję pomocy!!]

Słabe kwasy i stała dysocjacji kwasu, $K_{a}$ ‍

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

K_{a}

, czyli stałą równowagi dla reakcji dysocjacji kwasu.

Dla typowego jednoprotonowego słabego kwasu

HA

, reakcja dysocjacji w wodzie może być zapisana w następujący sposób:

[Co oznacza termin "jednoprotonowy"?]

HA (a q) + H_{2} O (l) ⇌ H_{3} O^{+} (a q) + A^{-} (a q)

W oparciu o tę reakcję, możemy zapisać wyrażenie na stałą równowagi

K_{a}

K_{a} = \frac{[H_{3} O^{+}] [A^{-}]}{[HA]}

[Nie pamiętam, jak zapisywać wyrażenia na stałe równowagi...]

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

K_{a}

. Ponieważ

pH

związane jest z

[H_{3} O^{+}]

pH

roztworu jest zarówno funkcją

K_{a}

, jak i stężenia kwasu: wraz z zmniejszaniem się

pH

wzrasta stężenie kwasu i/lub

K_{a}

Powszechne słabe kwasy

Reszty karboksylowe są powszechnymi grupami funkcyjnymi w słabych kwasach organicznych i mają wzór

- COOH

. Kwas jabłkowy,

(C_{4} H_{6} O_{5})

, 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

K_{a}

Nazwa	Wzór	$K_{a} (25^{\circ} C)$ ‍
Jon amonowy	${NH}_{4}^{+}$ ‍	$5, 6 \times 10^{- 10}$ ‍
Kwas chlorowy (III)	${HClO}_{2}$ ‍	$1, 2 \times 10^{- 2}$ ‍
Kwas fluorowodorowy	$HF$ ‍	$7, 2 \times 10^{- 4}$ ‍
Kwas octowy	${CH}_{3} COOH$ ‍	$1, 8 \times 10^{- 5}$ ‍

Sprawdź swoją wiedzę teoretyczną: Na podstawie powyższej tabeli, który kwas jest mocniejszy $-$ ‍octowy czy fluorowodorowy?

[Pokaż odpowiedź]

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 = \frac{[A^{-} (a q)]}{[HA (a q)]} \times 100 %

Jeżeli kwas azotawy $({HNO}_{2})$ ‍ ma $K_{a}$ ‍ równe $4, 0 \times 10^{- 4}$ ‍ w $25^{\circ} C$ ‍, 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

{HNO}_{2}

w wodzie Kwas azotawy może oddać jeden proton do wody aby stworzyć

{NO}_{2}^{-} (a q)

{HNO}_{2} (a q) + H_{2} O (l) ⇌ H_{3} O^{+} (a q) + {NO}_{2}^{-} (a q)

Krok 2: Zapisz wyrażenie na $K_{a}$ ‍

Na podstawie równania z kroku 1., możemy zapisać wyrażenie na

K_{a}

kwasu azotawego:

K_{a} = \frac{[H_{3} O^{+}] [{NO}_{2}^{-}]}{[{HNO}_{2}]} = 4, 0 \times 10^{- 4}

Krok 3: Znajdź $[H^{+}]$ ‍ i $[{NO}_{2}^{-}]$ ‍ w równowadze

Następnie, możemy użyć

tabeli stężeń

aby znaleźć wyrażenia algebraiczne na stężenia równowagowe w wyrażeniu na

K_{a}

	${HNO}_{2} (a q)$ ‍	$H_{3} O^{+}$ ‍	${NO}_{2}^{-}$ ‍
Początkowe	$0,400 M$ ‍	$0$ ‍	$0$ ‍
Zmiana	$- x$ ‍	$+ x$ ‍	$+ x$ ‍
Równowagowe	$0,400 M - x$ ‍	$x$ ‍	$x$ ‍

Podstawiając stężenia równowagowe do wyrażenia na

K_{a}

, otrzymujemy:

K_{a} = \frac{(x) (x)}{(0,400 M - x)} = 4, 0 \times 10^{- 4}

Upraszczając wyrażenie, otrzymujemy:

\frac{x^{2}}{0,400 M - x} = 4, 0 \times 10^{- 4}

Jest to równanie kwadratowe, z którego możemy obliczyć

x

używając wzoru na pierwiastki równania lub metodą przybliżeń.

[Nie wiem, jak obliczyć x.]

W obu metodach otrzymamy wynik

x = 0,012 6 M

. W związku z tym

[{NO}_{2}^{-}] = [H_{3} O^{+}] = 0,012 6 M

Krok 4: Oblicz procent dysocjacji

Do obliczenia procentu dysocjacji, użyjemy stężeń równowagowych, które obliczyliśmy w 3. kroku:

\begin{aligned} % dissociation & = \frac{[{NO}_{2}^{-}]}{[{HNO}_{2}]} \\ = \frac{0,012 6 M}{0,400 M} \times 100 % \\ = 3, 2 % \end{aligned}

Wynika z tego, że w roztworze $3, 2 %$ ‍ of the ${HNO}_{2}$ ‍ zdysocjowało do jonów $H^{+}$ ‍ i ${NO}_{2}^{-}$ ‍.

Słabe zasady i $K_{b}$ ‍

Przeanalizujmy stałą dysocjacji zasady (nazywaną również stałą jonizacji zasady)

K_{b}

. 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 (a q) + H_{2} O (l) ⇌ {BH}^{+} (a q) + {OH}^{-} (a q)

[Dlaczego nazywamy to "stałą dysocjacji zasady" jeżeli zasada nie dysocjuje?]

Możemy zapisać równanie na stałą równowagi

K_{b}

w następujący sposób:

K_{b} = \frac{[{BH}^{+}] [{OH}^{-}]}{[B]}

Z tego stosunku, możemy wyczytać, że im więcej zasady jonizuje, tworząc

{BH}^{+}

, tym mocniejsza jest zasada i tym wyższa wartość

K_{b}

. W takim razie,

pH

będzie funkcją zarówno wartości

K_{b}

, jak i stężenia zasady.

Przykład 2: Obliczanie $pH$ ‍ roztworu słabej zasady

Ile wynosi

pH

1, 50 M

roztworu jonu amonowego,

{NH}_{3}

(K_{b} = 1, 8 \times 10^{- 5})

Ten przykład jest problemem dotyczącym równowagi o jednym dodatkowym kroku: wyliczenie

pH

[{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,

{NH}_{4}^{+}

{NH}_{3} (a q) + H_{2} O (l) ⇌ {NH}_{4}^{+} (a q) + {OH}^{-} (a q)

Krok 2: Zapisz wyrażenie na $K_{b}$ ‍

Ze zbilansowanego równania możemy napisać wyrażenie na

K_{b}

K_{b} = \frac{[{NH}_{4}^{+}] [{OH}^{-}]}{[{NH}_{3}]} = 1, 8 \times 10^{- 5}

Step 3: Find $[{NH}_{4}^{+}]$ ‍ and $[{OH}^{-}]$ ‍ at equilibrium

Aby ustalić stężenia równowagowe, możemy użyć

tabeli stężeń

	${NH}_{3} (a q)$ ‍	${NH}_{4}^{+}$ ‍	${OH}^{-}$ ‍
Początkowe	$1, 50 M$ ‍	$0$ ‍	$0$ ‍
Różnica	$- x$ ‍	$+ x$ ‍	$+ x$ ‍
Równowagowe	$1, 50 M - x$ ‍	$x$ ‍	$x$ ‍

Podstawiając wartości równowagowe do wyrażenia na

K_{b}

, otrzymujemy:

K_{b} = \frac{(x) (x)}{1, 50 M - x} = 1, 8 \times 10^{- 5}

Po uproszczeniu dostajemy:

\frac{x^{2}}{1, 50 M - x} = 1, 8 \times 10^{- 5}

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 \times 10^{- 3} M

Krok 4: Oblicz $pH$ ‍, używając $[{OH}^{-}]$ ‍

Gdy znamy już stężenie jonu wodorotlenkowego, możemy obliczyć

pOH

\begin{aligned} pOH & = - \log [{OH}^{-}] \\ = - \log (5, 2 \times 10^{- 3}) \\ = 2, 28 \end{aligned}

Przypomnij sobie, że w

25^{\circ} C

pH + pOH = 14

. Przekształcając równanie, otrzymujemy:

pH = 14 - pOH

Podstawiając wartość

pOH

, otrzymujemy:

pH = 14, 00 - (2, 28) = 11, 72

Wynika z tego, że $pH$ ‍ roztworu wynosi 11,72.

Powszechne słabe zasady

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,

{NH}_{3}

, jest przykładem zasady aminowej. Pirydyna,

C_{5} H_{5} N

, jest innym przykładem zasady, zawierającej azot.

Podsumowanie

Dla typowego słabego jednoprotonowego kwasu $HA$ ‍ ze sprzężoną zasadą $A^{-}$ ‍, stała równowagi ma postać:

$K_{a} = \frac{[H_{3} O^{+}] [A^{-}]}{[HA]}$ ‍

Stała dysocjacji kwasu $K_{a}$ ‍ wyraża ilościowo stopień dysocjacji słabego kwasu. Im wyższa wartość $K_{a}$ ‍, tym mocniejszy kwas i na odwrót.
Dla typowej słabej zasady $B$ ‍, ze sprzężonym kwasem ${BH}^{+}$ ‍, stała równowagi ma postać:

$K_{b} = \frac{[{BH}^{+}] [{OH}^{-}]}{[B]}$ ‍

Stała dysocjacji zasady (lub stała jonizacji zasady) $K_{b}$ ‍ wyraża ilościowo stopień jonizacji słabej zasady. Im wyższa wartość $K_{b}$ ‍, tym mocniejsza zasada i na odwrót.

[Referencje i odnośniki]

Spróbuj sam!

Problem 1: Obliczanie $K_{b}$ ‍ z $pH$ ‍

1, 50 M

roztwór pirydyny,

C_{5} H_{5} N

, ma

pH

równe

9, 70

25^{\circ} C

. Ile wynosi

K_{b}

pirydyny?

[Wskazówka 1]

[Wskazówka 2]

Chcesz dołączyć do dyskusji?

Zaloguj się

Sortuj według

Na razie brak głosów w dyskusji

Rozumiesz angielski? Kliknij tutaj, aby zobaczyć więcej dyskusji na angielskiej wersji strony Khan Academy.

Chemia - program rozszerzony

Kurs: Chemia - program rozszerzony > Rozdział 12

Kluczowe punkty:

Silne kwasy i zasady kontra słabe

Rozgrzewka: Porównywanie mocy kwasów i pH‍

Problem 1: Słabe kontra mocne kwasy o takim samym stężeniu

Problem 2: Słaby kontra mocny kwas o różnym stężeniu

Słabe kwasy i stała dysocjacji kwasu, Ka‍

Powszechne słabe kwasy

Przykład 1: Obliczanie % dysocjacji słabego kwasu

Krok 1: Zapisz zbilansowane równanie reakcji dysocjacji

Krok 2: Zapisz wyrażenie na Ka‍

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

Krok 4: Oblicz procent dysocjacji

Słabe zasady i Kb‍

Przykład 2: Obliczanie pH‍ roztworu słabej zasady

Krok 1: Zapisz zbilansowane równanie jonizacji

Krok 2: Zapisz wyrażenie na Kb‍

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

Krok 4: Oblicz pH‍ , używając [OH−]‍

Powszechne słabe zasady

Podsumowanie

Spróbuj sam!

Problem 1: Obliczanie Kb‍ z pH‍

Chcesz dołączyć do dyskusji?

Rozgrzewka: Porównywanie mocy kwasów i $pH$ ‍

Słabe kwasy i stała dysocjacji kwasu, $K_{a}$ ‍

Krok 2: Zapisz wyrażenie na $K_{a}$ ‍

Krok 3: Znajdź $[H^{+}]$ ‍ i $[{NO}_{2}^{-}]$ ‍ w równowadze

Słabe zasady i $K_{b}$ ‍

Przykład 2: Obliczanie $pH$ ‍ roztworu słabej zasady

Krok 2: Zapisz wyrażenie na $K_{b}$ ‍

Step 3: Find $[{NH}_{4}^{+}]$ ‍ and $[{OH}^{-}]$ ‍ at equilibrium

Krok 4: Oblicz $pH$ ‍, używając $[{OH}^{-}]$ ‍

Problem 1: Obliczanie $K_{b}$ ‍ z $pH$ ‍