Közös elektronpár létrehozása

Átírás

1 Kémiai reakciók 10. hét a reagáló részecskék között közös elektronpár létrehozása valósul meg sav-bázis reakciók komplexképződés elektronátadás és átvétel történik redoxi reakciók Közös elektronpár létrehozása Savak - bázisok - sók fogalma nem egységes, sav-bázis elméletek Arrhenius - Ostwald: vízben - sav H + -ra és anionra, a bázis kationra és OH -ra disszociál, reakciójukban só és víz képződik Oldószerelmélet: disszociáció során a savak az oldószer kationját, a bázisok pedig anionját növelik Brønsted-Lowry: a sav H + -t ad át a bázisnak, a reakció konjugált sav-bázis párok között, nem kategorikus csoportok Lewis-elmélet: savak azok a vegyületek amelyek elektronpár felvételére alkalmasak, bázisok amelyek elektronpár átadásra képesek Arrhenius Ostwald elmélete vízben - sav H + -ra és anionra, a bázis kationra és OH -ra disszociál, reakciójukban só és víz képződik HCl H + + Cl NaOH Na + + OH 2 KOH + H 2 SO 4 K 2 SO H 2 O nem bázis a CH 3 NH 2, NH 3?? NH 3 + H 2 O NH 4+ + OH Csak vizes oldatokra alkalmazható, pl. a cseppfolyós ammónia bázikus tulajdonsága nem értelmezhető ezzel az elmélettel. 1

2 Arrhenius Ostwald elmélete A savak - bázisok erőssége a disszociáció mértékétől függ HCl H + + Cl erős sav CH 3 COOH H + + CH 3 COO gyenge sav NH 3 + H 2 O NH 4+ + OH gyenge bázis Savak és bázisok egymás közötti reakciója közömbösítés HCl(aq) + NaOH(aq) NaCl(aq) + H 2 O(l) HNO 3 (aq) + KOH(aq) KNO 3 (aq) + H 2 O(l) Oldószerelmélet disszociáció során a savak az oldószer kationját, a bázisok pedig anionját növelik vizes oldatban a sók egyes csoportjai is savak vagy bázisok lesznek Na 3 PO 4 3 Na + + PO 3 4 PO H 2 O HPO OH nem vizes oldószerekre is értelmezhetővé válik a sav és bázis fogalma Brönsted-Lowry elmélete (1923) Savak: H + iont adnak le (protondonorok) Bázisok: H + iont vesznek fel (protonakceptorok) A reakcióban a savak és a belőlük proton leadással képződött konjugált bázisok vesznek részt. H + sav 1 + bázis 2 <=> bázis 1 + sav 2 2

3 Brönsted-Lowry elmélete sav 1 + bázis 2 <=> bázis 1 + sav 2 HNO 3 + H 2 O <=> NO 3- + H 3 O + CH 3 COOH + H 2 O <=> CH 3 COO - + H 3 O + H 2 O + CH 3 COO - <=> OH - + CH 3 COOH NH 4+ + H 2 O <=> NH 3 + H 3 O + Brønsted-Lowry elmélete egyes részecskék a reakciópartnertől függően savak vagy bázisok H 2 SO 4 + H 2 O HSO 4 + H 3 O + HSO 4 + H 2 O SO H 3 O + H 2 O + H 2 O H 3 O + + OH Lewis-féle elmélet sav: elektronpár-akceptor (H + és a fémionok) bázis: elektronpár-donor (magányos elektronpárt tartalmazó semleges molekulák vagy anionok) magában foglalja és kiterjeszti a Brönsted - Lowry elméletet H 3 O + + :Cl - <=> HCl + H 2 O BCl 3 + :NH 3 <=> Cl 3 B:NH 3 a komplexképződést is beolvasztja a sav-bázis reakciók körébe Cu(H 2 O) :NH 3 <=> Cu(NH 3 ) H 2 O 3

4 Sav-bázis egyensúlyok A víz autoprotolízise: H 2 O + H 2 O egyensúlyi állandója vízionszorzat H 3 O + + OH [ H3O ] [OH ] K = 2 [H O] K v = [H 3 O + ] [OH ] = 1, (mol/dm 3 ) 2 [H 3 O + ]=[OH - ]=1, mol/dm A ph skála A ph értelmezése vizes oldatban: ph = -1 lg [H + ]= -1 lg [H 3 O + ] Savak - bázisok - sók vizes oldatának kémhatása ph + poh = 14,00 A sav, bázis vagy só koncentrációjából - hogyan? Savak és bázisok erőssége A savak és bázisok disszociációjának mértéke vizes oldatokban eltérő. + n - H n A n H + + A [H ] [A ] K s = [H A] n B(OH) m B + + m OH K b + [B ] [OH ] = [B(OH) ] m - m Erős sav vagy bázis K > 1,0, a disszociáció szinte teljes Gyenge sav vagy bázis K < 1,0, a disszociáció egyensúlyi 4

5 Molekulaszerkezet és savi erősség Csoporton belül a H A kötéshossz növekedésével nő a savi erősség, mert csökken a kötéserősség Sorokban a H A polaritása növekszik az anion elektronegativitásával, így a savi erősség is nő. Oldatok ph-jának mérése a) ph mérővel ld. később a galvánelemeknél b) indikátorokkal, amelyeknek jellemző színe van különböző ph-jú oldatban c) ph papírral, ami indikátorral van impregnálva Sav-bázis indikátorok gyenge savak vagy bázisok konjugált ionjaik színe más, mint a semleges molekula a színváltozás ph-ját az indikátor molekula disszociációs állandója szabja meg ph = pk ± 1,5 azofestékek és ftaleinek 5

6 Sav-bázis indikátorok Fenolftalein - H + + H + ph=0-8,2 ph=8,2-12,0 HA H + + A - molekula anion színtelen vörös A sók csoportjai vízzel nem reagálnak NaCl KNO 3 MgSO 4 KClO 4 vízzel reakcióba lépnek hidrolizáló sók Zn(NO 3 ) 2 AlCl 3 CH 3 COONa Na 3 PO 4 A sók hidrolízise Az olyan sav-bázis folyamatokat, amelyekben a víz nemcsak oldószer, hanem reakciópartnerként is részt vesz, hidrolízisnek nevezzük. egyik ion sem reagál a vízzel NaCl + H 2 O Na + (aq) + Cl (aq) savas hidrolízis csak disszociáció NH 4 Cl + H 2 O NH + 4 (aq) + Cl (aq) disszociáció NH + 4 (aq) + H 2 O NH 4 OH + H + lúgos hidrolízis NaF + H 2 O Na + (aq) + F (aq) F (aq) + H 2 O HF + OH disszociáció 6

7 Sav-bázis reakciók - közömbösítés sav és bázis reakciója: H + + OH H 2 O H 2 SO NaOH Na 2 SO H 2 O semleges oldat HF + 2 KOH KF + 2 H 2 O lúgos oldat HNO 3 + NH 3 NH 4 NO 3 savas oldat oxid és sav vagy bázis reakciója: MgO + 2 HCl MgCl 2 + H 2 O CO 2 + Ca(OH) 2 CaCO 3 + H 2 O Sav vagy bázis képzése erősebb a gyengébbet kiszorítja: 2 HCl + Na 2 SO 3 2 NaCl + H 2 O + SO 2 KOH + NH 4 Cl KCl + H 2 O + NH 3 3 Ba(OH) AlCl 3 3 BaCl Al(OH) 3 Oxidok és víz reakciója: SO 2 + H 2 O H 2 SO 3 CaO + H 2 O Ca(OH) 2 Pufferek Pufferek az olyan oldatok, amelyek gyenge savat és ennek erős bázissal alkotott sóját, ill. gyenge bázist és ennek erős savval alkotott sóját tartalmazzák. Pl. CH 3 COOH és CH 3 COONa, ill. NH 4 OH és NH 4 Cl A pufferoldat ph-ja számítható: + [gyenge sav] H ] = K [só] [ s [ OH ] = K b [gyenge bázis] [só] 7

8 Pufferek A pufferoldat kiegyenlítő működése azon alapszik, hogy a puffer ph-ja kisebb mennyiségű erős sav vagy bázis hozzáadására alig változik. Erős sav hatására a pufferben lévő gyenge sav a sójából felszabadul, így nem a hidrogénionok koncentrációja nő, hanem a gyenge sav és a só aránya tolódik el. Ezzel szemben az erős sav ugyanezen mennyisége tiszta vízben radikális ph-változást váltana ki. A pufferoldatok az erős bázisok hatását úgy képesek kiegyenlíteni, hogy a pufferben lévő gyenge sav az erős bázissal sót képez. Ezzel csökken ugyan a gyenge sav koncentrációja és nő a só mennyisége, de nem növekedett jelentősen a hidroxidionok koncentrációja. Megváltozik ugyan a sav és a só aránya, de alig változik a hidrogén- és hidroxidionok koncentrációja. Pufferek Pufferkapacitás: pufferoldatok kiegyenlítő képességének mértéke. Ez egy erős bázisnak vagy savnak azon mólokban megadott mennyiségével egyenlő, amely 1 dm 3 pufferoldat ph-jában egy egységnyi változást okoz. A pufferkapacitás akkor nagy, ha a pufferoldat a gyenge savat és sóját (ill. a gyenge bázist és sóját) egyenlő arányban és minél nagyobb koncentrációban tartalmazza. jó pufferhatás : az arány 10 és 0,1 közé esik A vér pufferrendszere az ún. bikarbonát-puffer: H 2 CO 3 és Na HCO 3 ph= 7,35 Komplexek képződése vegyértékkötés elmélet a ligandumok magányos elektronpárjai datív kötést létesítenek a fémion üres atompályáira kapcsolódva [Cu(H 2 O) 4 ] 2+ [Cu(NH 3 ) 4 ] 2+ 8

9 Komplexek képződése Komplexképződési egyensúly: lépcsőzetes kialakulás - az egyes ligandumok egymás utáni kapcsolódása több egyensúlyi folyamat - egyensúlyi állandóval β = K 1 K 2 K 3 [ML] M + L ML K1 = [M] [L] ML + L ML 2 ML 2 + L ML 3 [ ML2 ] K 2 = [ML] [L] [ML3] K3 = [ML ] [L] 2 Komplexek képződése vizes oldatban vízmolekulák koordinatív kötése más ligandumok kapcsolódása ligandumcsere folyamat [Al(H 2 O) 6 ] 3+ Komplexek képződése egyfogú és többfogú ligandumok - kelátgyűrűk kialakulása platina-bisz-etilén-diamin EDTA-komplex 9

10 Komplexek képződése Fontos élettani hatású vegyületek, ionok klorofill-a hem Tetrapirrol-gyűrű B 12 vitamin Komplexometria mérőoldat: EDTA (etilén-diamin-tetraecetsav, dinátrium-edetát) a folyamat egyensúlyi (stabilitási) állandója közeg: adott kémhatás fémindikátorok 10