Arrhenius sav-bázis elmélete (1884)

Átírás

1 Általános és szervetlen kémia Laborelőkészítő előadás III. (008. szeptember 5.) Arrhenius sav-bázis elmélete - erős és gyenge bázisok disszociációja - sók előállítása - az Arrhenius-elmélet hiányosságai rönsted és Lowry sav-bázis elmélete - az oldószer amfotériája - savak és bázisok relatív erőssége - savak-bázis reakciók alaptípusai a rönsted-elmélet szerint - bórsavak és a bórax szerkezete - szabályos sók előállítási lehetőségei - savanyú sók amfotériája Arrhenius sav-bázis elmélete (188) Sav: hidrogénionra és savmaradékionra disszociál egyértékű, erős sav: N N egyértékű, gyenge sav: C C kétértékű, erős sav: kétértékű, gyenge sav: háromértékű, gyenge sav: S S S P S P Lépcsőzetes disszociáció a kénhidrogén példáján: S S S S 1

2 Pauling-szabály szervetlen oxosavak relatív erősségére mx() n m 1X() n1 savanhidrid m = igen erős sav m = erős sav m = 1 gyenge sav m = 0 igen gyenge sav Arrhenius-bázisok és anhidridjeik ázis: kationra és hidroxidionra disszociál egyértékű, erős bázis: Na Na N(C ) N(C ) kétértékű, erős bázis: a() a egyértékű, gyenge bázis: kétértékű, gyenge bázis: háromértékű, gyenge bázis: " N " N Cu() Fe() Cu Fe ázisanhidrid = fém-oxid: bázisból vízkilépéssel keletkezik Cu() Cu Fe() Fe erős bázisok anhidridjei: K K Ca Ca()

3 Sók előállítása Arrhenius szerint bázis sav = só víz Sóképzés erős bázissal: Sóképzés gyenge bázissal: Részleges semlegesítés: savanyú só képződése Az Arrhenius-elmélet hiányosságai az ammónia vizes oldata bázisos, pedig képletében nincs hidroxidion: a bázisok esetén sem mindig a hidroxidion reagál: a savakból valójában hidratált proton keletkezik, a vízmolekula amfoter Miért savas a legtöbb fémsó oldata? Miért lúgos a KCN-oldat? sav-bázis reakciók nemvizes oldószerekben (jégecet, folyékony ammónia):

4 rönsted és Lowry sav-bázis elmélete (19) Sav: -t képes leadni (protondonor) ázis: -t képes felvenni (protonakceptor) } konjugált sav-bázis pár példák: Sav-bázis reakció (elvileg mindig ) protoncsere konjugált sav-bázis párok között: A A sav 1 bázis bázis 1 sav Az oldószer központi szerepe savak és bázisok erősségében Víz autoprotolízise: bázis 1 sav sav 1 bázis egyensúlyi állandó: vízionszorzat: Savak és konjugált bázisok relatív erőssége (reciprocitás) Cl Cl erős sav gyenge bázis Cl gyenge bázis Cl erős sav

5 rönsted sav-bázis reakciók iránya, a víz amfotériája A erősebb sav 1 A erősebb bázis gyengébb bázis 1 gyengébb sav -nál erősebb savak: Cl Cl erősebb s 1 b b 1 s -nál gyengébb bázisok: Cl Cl s 1 gyengébb b b 1 s -nál gyengébb, -nál erősebb savak: -nál gyengébb, -nál erősebb bázisok: C C s 1 b b 1 s C C b 1 s s 1 b N N(aq) N(aq) N s 1 b b 1 s b 1 s s 1 b C C s 1 b b 1 s -nál gyengébb savak: gyengébb s 1 b b 1 s C C b 1 s s 1 b -nál erősebb bázisok: b 1 s s 1 b Sav-bázis reakciók típusai a rönsted-elmélet szerint I. 1. Erős/gyenge savak/bázisok disszociációja, a víz amfotériája (ld. előző dia). Közömbösítési ( semlegesítési ) reakciók Erős sav erős bázis: Gyenge sav erős bázis: Erős sav gyenge bázis: Gyenge sav gyenge bázis:. Savak reakciója egymással 5

6 Sav-bázis reakciók típusai a rönsted-elmélet szerint II.. Szabályos sók (Arrhenius-sók) reakciója erősebb savval vagy bázissal ór-trioxid, bórsavak és a bórax a különböző víztartalmú bórsavak formális kapcsolata az anhidriddel: = = = 7 Na 7 az ortobórsav anomális disszociációja (Lewis elmélet): ortobórsav előállítása bóraxból (rönsted): az instabil tetrabórsav spontán bomlása vizes oldatban: 6

7 7 rtobórsav Metabórsav ( ) n Tetraborát anion Metabórsav [ 5 () ] ( ) n = [ 7 ] órax: Na [ 5 () ] 8 Na 7 10

8 órax: Na 7 10 Death Valley, California A bórax felhasználása: - mosószerek, szappanok - vízlágyítás - zománcbevonatok, kerámia, boroszilikát üveg készítése - égésgátló Szabályos sók előállítási módszerei Arrhenius: bázis sav = só víz rönsted: bázisanhidrid sav = só víz Lewis (Lux): bázis savanhidrid = só víz Lewis (Lux): bázisanhidrid savanhidrid = só rönsted: gyenge sav sója erős sav = erős sav sója gyenge sav Redoxireakció: 8

9 Sav-bázis reakciók típusai a rönsted-elmélet szerint III. 5. Savanyú sók anionjainak amfoter (amfiprotikus) viselkedése Na P disszociációja: erősebb savval szemben a hidrogénfoszfát bázisként viselkedik: erősebb bázissal szemben a hidrogénfoszfát savként viselkedik: Sav-bázis reakciók típusai a rönsted-elmélet szerint IV. 6. Sók vizes oldatának kémhatása, hidrolízis (= vízzel való kémiai reakció) A sóoldat kémhatását a disszociációval keletkező ionok hidrolízisre való hajlama, tehát a vízhez mért sav/bázis erőssége szabja meg. szabályos só vizes oldatának kémhatása semleges is (NaCl), savanyú sók vizes oldatának kémhatása lehet savas is (Na P ), de akár lúgos is (Na P ): 9