DISOCIJACIJA VODE

Svojstva vodenih otopina amfiprotičnost (amfoternost) H2O + H2O H3O+ + OH-

uvijek prisutni hidronij i hidroksid ioni ionski produkt vode (Kw) pri 25 °C

Kw= [H+] [OH-] = 1×10-14

O][HO][H

][OH]O[H

22

3

K

Koncentracije hidronija i hidroksid iona

čista voda – 1×10-7 mol/L supstancija reagira s ionima vode –

razlika hidronija i hidroksida izračunavanja koristeći konstantu

ravnoteže ionski produkt vode konstantan

Kiselost i bazičnost

hidronij, mjera kiselosti koncentracija hidronija > 1×10-7

mol/L, otopina kisela koncentracija hidronija < 1×10-7

mol/L, otopina bazična negativni logaritam koncentracije

hidronija, pH

pH i pOH

pH = - log [H+] pH > 7, otopina lužnata pH < 7, otopina kisela pH + pOH = pKw (= 14)

Primjer: 1.

[H+] = 5×10-3 mol/LpH = ?pOH = ?rješenje: pH = - log [H+] = 3 - log 5 =

2,3pOH = 14 - 2,3 = 11,7

Primjer: 2.

pH = 4,4(H+) = ?rješenje: log [H+] = - 4,4 = 0,6 - 5[H+] = 3,39 * 10-5

Jaki elektroliti

potpuno disociraju jake kiseline, koncentracija

hidronija = ukupna koncentracija kiseline

jake baze, koncentracija hidroksida = ukupnoj koncentraciji baze

njihove soli, neutralne, pH = pOH

Primjer: 1.

[H+] = ? ; pH = ?c(HCl) = 0,1000 mol/Lrješenje:

HCl → H+ + Cl- c(H+) = c(HCl) = 0,1000 mol/LpH = -log[H+] = -log10-1 = 1

Primjer: 2.

pOH = ?; pH = ?c(NaOH) = 0,0500 mol/Lrješenje:

NaOH → Na+ + OH- c(OH-) = c(NaOH) = 0,0500 mol/LpOH = -log[OH-] = -log5×10-2 = -(log5 + log10-2) = -(0,6990-2) = 1,3pH = 14 - pOH = 14 - 1,3 = 12,7

DISOCIJACIJA SLABIH BAZA I SLABIH KISELINA

Karakteristike

djelomično ioniziraju koncentracija nastalih iona <<

koncentracije elektrolita

HA + H2O H3O+ + A-

HA H+ + A-

ZDM: K(HA) = [H3O+] [A-] / [HA]

Slaba kiselina u vodi konstanta disocijacije slabe kiseline u pravilu

>> ionskog produkta vode zanemariv doprinos disocijacije vode

koncentraciji hidronija

[H3O+] = [A-] = X

[HA] = c(HA) - XK(HA) = X2/c(HA) - XX2 + K(HA)*X - K(HA)*c(HA) = 0

HA + H2O H3O+ + A-

Mogući slučajevi

za slabe kiseline[H3O+] << c(HA)

K(HA) = X2/c(HA)X = [H3O+] = [K(HA)*c(HA)]1/2

analogno za slabe baze [OH-] = [K(BOH)*c(BOH)]1/2

Soli

uglavnom jaki elektroliti reakcija jake baze i jake kiseline, ne

hidroliziraju jake baze i slabe kiseline slabih baza i slabih kiselina,

hidroliziraju ion slabog elektrolita s vodom daje

slabi elektrolit i hidronij ili hidroksidni ion

pH otopine soli slabe kiseline i jake baze, NaAc

NaAc → Na++Ac-

Ac- + H2O HAc + OH-

ZDM: Kh= [HAC] [OH-] / [Ac-]

[HAc] [OH-] [H3O+] / ([Ac-] [H3O+]) = Kh = Kw / K(HAc)

[HAc] = [OH-];[HAc] << c(NaAc);[Ac-] = c(NaAc)

[OH-]2 / c(NaAc) = Kw / K(HAc)

[OH-] = [Kw * c(NaAc) / K(HAc)]1/2

pH otopine soli slabe baze i jake kiseline, NH4Cl

[H3O+] = [(Kw* c(NH4Cl / K(NH4OH)]1/2

Puferi slaba kiselina + njena sol s jakom bazom slaba baza + njena sol s jakom kiselinom smanjena promjena pH disocijacija slabe kiseline (baze) se

smanjuje koncentracija aniona slabe kiseline i

hidronija su različite koncentracija kationa slabe baze i

hidroksida su različite

Primjer: HAc + NaAc

NaAc → Na+ + Ac-

HAc H+ + Ac-

[Ac-] = c(NaAc) + [H+][HAc] = c(HAc) – [H+]

c(NaAc) >> [H+], c(HAc) >> [H+]

[H+] = K(HAc) * c(HAc) / c(NaAc)

Primjer: NH4OH + NH4Cl

pristup analogan

[OH-] = K(NH4OH) c(NH4OH) / c(NH4Cl)

Titracija jake kiseline jakom bazom