6 Vodne raztopine kislin in baz

Arrheniusova definicija kislin in baz

• kisline - snovi, ki v vodni razt. disociirajo na vodikove ione (npr. HCl _→^← H⁺ + Cl^-)

• baze - snovi, ki v vodi disociirajo na hidroksidne ione (npr. NaOH → Na⁺ + OH^-)

• ni popolna → baze omejene le na snovi, ki vsebujejo OH^- ione

• velja le za vodne razt.

Kaj je nevtralizacija?

• ionska reakcija, protoni reagirajo s hidroksidnimi ioni, nastanejo molekule vode (slabo disociirana snov)

• med kislinami in bazami, nastane sol

• lažje poteče v vodni razt.

Brønstedova definicija kislin in baz

• kisline - snovi, ki oddajo protone

• baze - snovi, ki sprejemajo protone

• protoliza - reakcija prehoda protona od kisline na bazo

  • kislina in baza sodelujeta z njunima konjugiranima oblikama (v ravnotežju)

Pojem kislina-baza ni vezan na snov, ampak …

• … na lastnost, da neka snov odda oz. sprejme H⁺

• amfolit - snov, ki se v kombinaciji z različnimi drugimi snovmi obnaša kot kislina ali kot baza (npr. voda)

Zakaj rečemo, da je voda rahlo ionizirana?

• oksonijev ion je v vodnih razt. nosilec kislih lastnosti → kratkoživ (10^-13 s)

  • molekule vode si protone neprestano podajajo (štafetni mehanizem, bistveno hitrejši od difuzije)

  • biološki pomen: prenost protonov skozi tilakoidno membrano

Kaj opisuje pH? Kako izgleda pH lestvica?

• koncentracijo oksonijevih ionov

• K_w = [H₃O⁺][OH^-] = 1×10^-14 M² (pri T = 25 °C)

• pK_w = pH + pOH = 14

• pH = -log[H₃O⁺]

• pOH = -log[OH^-]

• nevtralno: [H₃O⁺] = [OH^-]

  • NI NUJNO pH = 7 (npr. povišamo T, s tem spremenimo K_w)

S čim opišemo jakost kislin?

• K_a … konstanta disociacije kisline (K_a = [H₃O⁺][A^- ]/[HA])

• pK_a … negativni dekadični log konstante disociacije kisline

  • močnejše kisline → manjša vrednost (analogno s pH)

• močnejše kisline: slaba afiniteta do protonov, dobra disociacija (α = 1)

• šibke kisline: dobra afiniteta do protonov, slaba disociacija (α < < 1)

Kako dobro mora kislina disociirati, da je ‘‘močna’’?

• dogovor: pri c = 1M naj kislina vsaj 10% disociira (α = 0,1)!

• močne: K_a > 10^-2; pK_a < 2

• šibke: 10^-7 < K_a < 10^-2; 2 < pK_a < 7

• zelo šibke: K_a < 10^-7; pK_a > 7

Kako izračunamo pH raztopin močnih kislin? Zakaj? Kaj moramo še upoštevati pri računanju?

• pH = - log [H₃O⁺] = - log [c_a ]

• ker kislina popolno disociira, je [H₃O⁺] enaka začetni koncentraciji močne kisline

• upoštevati moramo protičnost kislin (koliko H⁺ odda močna kislina → monoprotična, diprotična, triprotična …)

S čim opišemo jakost baz?

• K_b … konstanta disociacije baze (K_b =[BH⁺][OH^- ]/[B])

• pK_b … negativni dekadični log konstante disociacije baze

  • močnejše baze → manjša vrednost pK_b (analogno pOH)

Kdaj sta K_a in K_b povezani?

• pri konjugiranih parih (šibka kis. - konjugirana baza; šibka baza - konjugirana kis.)

• Ka · Kb = [H₃O⁺]·[OH^- ] = K

• pK_a + pK_b = pK_w

Kateri so elektronski in strukturni vplivi na kislinsko-bazne lastnosti spojin?

• konjugacija in delokalizacija (energijsko ugodno, da se naboj razmaže po večji površini, če je to le mogoče)

• induktivni efekt (več in bolj elekrtonegativni elementi v strukturi povečajo kislost)

• vodikove vezi

Kako izračunamo pH šibkih kislin (in šibkih baz)?

• HF + H₂O _→^← H₃O⁺ + F^-

• pH = 1/2 pK_a – 1/2 log c_a

• šibke kisline ne disociirajo popolnoma → c_a ni enaka [H₃O⁺]

• K_a = [H₃O⁺][A^- ]/[HA]

  • zanemarimo avtoprotolizo vode → protone lahko odda le kislina → [H₃O⁺] = [A^- ]

  • šibka kis. slabo disociira → α zelo nizka

  • [HA] = c

  • zgornja enačba preide v K_a = [H₃O⁺]²/c

  • [H₃O⁺] = √ K_ac enačbo logaritmiramo in pomnožimo z -1

  • -log[H₃O⁺] = -1/2 logK_a – 1/2 log c_a

  • pH = 1/2 pK_a – 1/2 log c_a

• za šibke baze enaka izpeljava

  • pOH = 1/2 pK_b – 1/2 log c_b