NH 3 H 2 O NH 4 OH b 1 k 2 k 1 b 2 NH 4 H 2 O NH 3 H 3 O ID: 808203
Download The PPT/PDF document "Odjel za kemiju 8. VEZA IZMEĐU KONSTAN..." is the property of its rightful owner. Permission is granted to download and print the materials on this web site for personal, non-commercial use only, and to display it on your personal computer provided you do not modify the materials and that you retain all copyright notices contained in the materials. By downloading content from our website, you accept the terms of this agreement.
Slide1
Odjel za kemiju
8. VEZA IZMEĐU KONSTANTI DISOCIJACIJE KONJUGIRANOG PARA KISELINA-BAZA
NH3 + H2O ⇋ NH4+ + OH- b1 k2 k1 b2NH4+ + H2O ⇋ NH3 + H3O+ k1 b2 b1 k2
Slide2Odjel za kemiju
Slide3Odjel za kemiju
9. PUFERI
(Buffers)otopine koje ne mijenjaju bitno svoju pH vrijednost dodatkom izvjesne količine jake baze ili kiseline,smjese otopina slabih kiselina i njihovih soli, ili slabih baza i njihovih soli. 10 HAc + 10 Ac- + HCl ⇋ 11 HAc + 9 Ac- + Cl- ( p u f e r ) 10 HAc + 10 Ac- + NaOH ⇋ 9 HAc + 11 Ac- + H2O + Na+ ( p u f e r )
Slide4Odjel za kemiju9.1. Slaba kiselina i njena sol (acetatni pufer): NaAc + HAc HAc ⇋ H+ + Ac-
; ca = koncentracija kiseline NaAc
⇋ Na+ + Ac- ; cs = koncentracija soli ; za Ka < 10-4 →
Slide5Odjel za kemiju
Slide6Odjel za kemiju
Slide7Odjel za kemijuKiselo – bazna ravnoteža - puferi
Slide8Odjel za kemijuPrimjer 1 : Izračunati pH vrijednost otopine koja je 0.50 M HAc i 0.50 M NaAc (Ka = 1.8x10-5).Iz pa je pH =
4.74Kako se mijenja pH ako se u gornju otopinu doda 0.020 M krutog NaOH?
HAc + OH- ⇋ Ac- + H2O[HAc] = 0.50 – 0.02 = 0.48 M , a [Ac-] = 0.50 + 0.02 = 0.52 M, pa je tj. pH = 4.78Zaključak: pH se neznatno mijenja !
Slide9Odjel za kemijuPrimjer 2 Izračunati pH otopine pripremljene otapanjem 17.0 g natrijeva formijatau otopini mravlje kiseline c = 0.100 mol/L, u odmjernoj tikvici od 500 mL.Ka= 1.8 x 10-4 mol/L
Slide10Odjel za kemiju
Slide11Odjel za kemiju9.2. Slaba baza i njena sol (amonijačni pufer): NH4Cl + NH4OH
NH4OH ⇋
NH4+ + OH- ; cb = koncentracija bazeNH4Cl ⇋ NH4+ + Cl- ; cs = koncentracija soli ; za Kb < 10-4
Slide12Odjel za kemijuPrimjer 2 Izračunajte masu amonijeva klorida kojeg treba otopiti u amonijaku koncentracije 0.5 mol/L da bi pH pripremljenog pufera iznosio 9.25. Pufer se priprema u odmjernoj tikvici od 500 mL.
Slide13Odjel za kemiju9.3. Henderson - Hasselbalch-ova jednadžba
Slide14Odjel za kemiju
Slide15Odjel za kemiju9.4. Otopine pufera poliprotičnih kiselina- Od slabe dibazične kiseline i njezinih soli mogu se napraviti dva puferska sustava: 1. H2A + NaHA 2. NaHA + Na2A (ima viši pH)- pretpostavka je da je važna samo jedna ravnoteža, i da ona daje zadovoljavajuće pH vrijednosti u puferskim smjesama dobivenima iz polibazičnih kiselina (No znatna pogreška se unosi ukoliko su koncentracije kiseline ili soli vrlo male ili kad su dvije konstante disocijacije brojčano blizu jedna drugoj. Tada je potrebno točnije računanje)
Slide16Odjel za kemijuPrimjer 1Izračunajte koncentraciju hidronijeva iona u otopini pufera koji sadrži 2.00 M fosforne kiseline i 1.50 M kalijeva dihidrogenfosfata.
pa je
i
pa je
Slide17Odjel za kemiju
pa je
Slide18Odjel za kemiju
Kapacitet pufera mjerilo je otpora otopine promjeni pH dodatkom jake kiseline ili baze.
dCb= broj molova po litri jake baze; dCa= broj molova po litri jake kiseline Veličina puferskog kapaciteta se obično izražava brojem molova baze ili kiseline koji je potrebno dodati u 1 litru otopine pufera, da bi mu se pH vrijednost promijenila za 1.Iz Henderson-Hasselbalchova j.Za slijedi Maksimalni kapacitet pufera postiže se kad je 9.5. Kapacitet pufer
a (buffer capacity)
Slide19Odjel za kemiju
pK
a1 = 3,42pKa2 = 7,96Ako je tada je a za tada je Dakle, efikasan pufer trebao bi imati pH oko pKa ± 1.
Slide20Odjel za kemijuNajvažniji puferski sustavi organizma
Slide21Odjel za kemiju10. HIDROLIZA (Hydrolysis) sol + H2O = f (priroda soli)
Hidroliza: reakcija između iona soli i iona vode uz stvaranje slabe kiseline, slabe baze ili obje.
kisela reakcijaneutralna reakcijaalkalna reakcija
Slide22Odjel za kemiju
Slide23Odjel za kemiju10.1. Hidroliza soli jakih kiselina i jakih baza NaCl + H2O ⇋ Na+ + Cl- + H+ + OH-
[H+] = [OH-] = 10-7 mol/L → pH = 7
Zaključak: soli ne hidroliziraju; neutralna reakcija
Slide24Odjel za kemiju
Slide25Odjel za kemiju10.2. Hidroliza soli slabih kiselina i jakih bazaPrimjer: NaAcNa+ + Ac- + H2O ⇋ Na+ + HAc + OH-
tj. Ac- + H2O
⇋ HAc + OH- ; konstanta ravnoteže ove reakcije je: te množenjem s i preuređenjem dobiva se tj.
Slide26Odjel za kemiju
Iz Ac- + H2O ⇋
HAc + OH- u stanju ravnoteže vrijedi [HAc] = [OH-]. Kako je [Ac-] = [Na+] = cs (ispravnije [Ac-] = cs - [OH-] = cs - [HAc])pa je Iz čega slijedi odakle je
Slide27Odjel za kemijuPrimjer : Izračunati pH vrijednost 0.05 M otopine NaAc (Ka = 1.8 x 10-5).
pOH = -log [OH-] = 5.28, pa je pH = 14 – pOH = 8.72
Slide28Odjel za kemiju10.3. Hidroliza soli slabih baza i jakih kiselinaPrimjer: NH4Cl NH4+ + Cl- + H2O
⇋ Cl- + NH4OH + H+ tj.
NH4+ + H2O ⇋ NH4OH + H+ Konstanta ravnoteže ove reakcije je: te množenjem s i preuređenjemdobiva se tj.
Slide29Odjel za kemiju
Iz NH4+ + H2
O ⇋ NH4OH + H+, u stanju ravnoteže [NH4OH] = [H+]. Kako je [NH4+] = cs (ispravnije [NH4+] = cs - [NH4OH] = cs - [H+]) pa je , tj.odakle je
Slide30Odjel za kemijuPrimjer : Izračunati pH vrijednost 0.1 M otopine NH4Cl (Kb = 1.75 x
10-5).
pH = 5.12
Slide31Odjel za kemiju10.4. Hidroliza soli slabih baza i slabih kiselina- vodena otopina amonijeva acetata - oba će iona reagirati s vodom, a pH će ovisiti o konstanti ionizacije odgovarajuće kiseline i baze- u slučaju amonijeva acetata konstante ionizacije CH3COOH i NH4OH su jednake pa će pH biti neutralan.
Slide32Odjel za kemiju- otopimo li u vodi sol nastalu neutralizacijom slabe kiseline slabom bazom, oba nastala iona bit će podložna hidrolizi- nastali ioni podliježu hidrolizi:
Slide33Odjel za kemijuAko pomnožimo i podijelimo ovu jednadžbu ionskim produktom vode
Slide34pH vrijednost soli slabe baze (MOH) i slabe kiseline (HA)
pretpostavka
:
HA i MOH imaju sličan stupanj hidrolize, tj.
Sol MA disocira:
pa je
tj.:
Slide35tj.:
Kako je
pa je
tj.
Slijedi
i
pa je
tj.:
Slide36Odjel za kemijuPrimjer 1Izračunaj stupanj hidrolize i pH otopine amonij – acetata koncentracije c = 0.1 mol/L, ako su koncentracijske konstante disocijacije
Slide37Odjel za kemiju
Slide38Odjel za kemiju
Slide39Odjel za kemiju
Slide40Odjel za kemiju10.5. Učinak zajedničkog iona (Common ion effect)- Učinak zajedničkog iona je poseban slučaj primjene zakona kemijske ravnoteže na reakcije ionizacije.- Na primjer, u otopini slabe baze, amonijevog hidroksida, postoji ravnoteža: - Dodatak NH4Cl, (NH4)
2SO4, ili bilo koje druge topljive amonijeve soli, povećat će koncentraciju NH4+, i zbog toga povećati broj sudara u sekundi između NH4+ i OH-.
- Ravnoteža će biti pomaknuta u lijevo, i koncentracija OH- bit će smanjena. NH4+, budući je zajednički i amonij hidroksidu i dodanoj soli amonijaka, nazvan je „zajednički ion“.
Slide41Odjel za kemiju- Na isti način soli koje su samo slabo topljive, mogu se učiniti čak još manje topljivim povećavajući koncentraciju zajedničkog iona.- Na primjer, ravnoteža između slabo topljivih soli gipsa, CaSO4·2H2O, i njegovih iona u otopini predstavlja jednadžba: - Dodatak bilo Ca2+ ili SO4
2- , iz bilo koje topljive soli koja sadržava jedan od ovih iona, pomaknut će ravnotežu u lijevo i smanjiti topljivost.