Fő tartalom
Kémia
Tantárgy/kurzus: Kémia > 7. témakör
1. lecke: Savak, bázisok, pH- Arrhenius savak és bázisok
- Arrhenius savak és bázisok
- A pH, a pOH és a pH-skála
- Brönsted savak és bázisok
- Brönsted savak és bázisok
- A víz öndisszociációja
- A víz öndisszociációja és a Kᵥ
- A pH definíciója
- Erős savak
- Erős bázisok
- Kötéserősség, anionok mérete, kötési energia
- A gyenge savak és erős savak felismerése
- A gyenge bázisok és erős bázisok felismerése
- Ismerkedés a sav-bázis reakciókkal
© 2023 Khan AcademyFelhasználási feltételekAdatkezelési tájékoztatóSüti figyelmeztetés
A víz öndisszociációja és a Kᵥ
A víz öndisszociációja, a Kᵥ vízionszorzat és a [H⁺] és [OH⁻] közötti kapcsolat vizes oldatban.
Főbb pontok
- A víz képes öndisszociációra, amelynek során
- és -ionok képződnek. - A víz öndisszociációjának egyensúlyi állandója (
) -on . - Semleges oldatban
- Savas oldatban
- Bázikus oldatban
- Vizes oldatban,
-on a következő összefüggések mindig igazak:
- A víz öndisszociációjának hozzájárulása az
- és a -ionokhoz jelentőssé válik a rendkívül híg savas és bázikus oldatok esetén.
A víz amfoter sajátossága
A sav-bázis reakciók esetén az egyik legismertebb oldószer a víz. Ahogy egy korábbi, a Brönsted savak és bázisok című tananyagban tárgyaltuk, a víz szintén amfoter, Brönsted savként és bázisként is viselkedhet.
1. feladat: a víz szerepének azonosítása a reakcióban
Állapítsd meg, hogy a következő reakciókban a víz sav, bázis vagy egyik sem!
A víz öndisszociációja
Mivel a savak és bázisok reagálnak egymással, ez azt sejteti, hogy a víz tud önmagával reagálni. Ez talán furán hangzik, de megtörténik – a vízmolekulák nagyon kis mértékben kicserélik egymással a hidrogénjüket. Ezt a folyamatot a víz öndisszociációjának, vagy autoprotolízisének nevezzük.
A hidrogéncsere a következő rendezett egyenlettel írható fel:
Az egyik vízmolekula lead egy hidrogéniont, Brönsted savként viselkedik, míg a másik vízmolekula felveszi a hidrogéniont, Brönsted bázisként viselkedik. Ennek eredményeként mólarányban oxónium- és hidroxidionok keletkeznek. A tiszta vízben az oxóniumionok ( ) és a hidroxidionok ( ) koncentrációja egyenlő:
Ez a folyamat könnyen megfordítható. Mivel a víz gyenge sav és gyenge bázis, az oxónium- és hidroxidionok nagyon-nagyon kis koncentrációban vannak jelen a disszociálatlan vízmolekulákhoz képest. Hogy milyen kicsik ezek a koncentrációk? Számítsuk ki a reakció egyensúlyi állandójának segítségével (vízionszorzatnak is nevezik), melynek külön jele van; .
A vízionszorzat ( )
A vízionszorzat képlete:
Ne feledd, hogy az egyensúlyi állandó felírásakor a szilárd anyagok és tiszta folyadékok koncentrációját nem tüntetjük fel. (Esetünkben a víz koncentrációja gyakorlatilag állandó.) Ezért a kifejezésben nem szerepel a víz – amely tiszta folyadék – koncentrációja.
Az előző részben láttuk, hogy az oxónium- és hidroxidionok a tiszta víz öndisszociációja során mólarányban képződnek. Ezt az összefüggést felhasználva ki tudjuk számolni a hidroxidionok koncentrációját tiszta vízben -on.
Egy kicsit nehéz elképzelni, de a rendkívül kis szám. A vízmolekuláknak csak nagyon kicsi része disszociál.
Most, hogy ismerjük a -t és a -t, ezeket beírva az egyensúlyi állandó képletébe ki tudjuk számolni -t -on:
Fogalom-ellenőrzés: Mennyi hidroxid- és oxóniumion van 1 dm³ vízben -on?
A vízionszorzat, a és a közötti kapcsolat
Az a tény, hogy -on , egy érdekes és hasznos új képlethez vezet. Ha az előző részben szereplő mindkét oldalának vesszük a negatív logaritmusát, akkor a következőket kapjuk:
Ezért és összege -on mindig bármely vizes oldat esetén. Ne feledd, hogy ez az összefüggés nem igaz más hőmérsékleteken, mert függ a hőmérséklettől!
. példa: számolása a -ból
Egy vizes oldat -ja -on .
Mennyi a hidroxidionok koncentrációja az oldatban?
. módszer: az . egyenlet alkalmazása
Az egyik lehetőség a feladat megoldására, ha először kiszámoljuk a -t a -ból:
Az 1. egyenlet segítségével kiszámíthatjuk a -t :
. módszer: a . egyenlet alkalmazása
A másik lehetőség a kiszámítására, hogy az oldat -jából számolunk. A 2. egyenlet segítségével a -ból kiszámítjuk az oldat -ját. A 2. egyenletet átrendezve és megoldva -ra ezt kapjuk:
Most pedig használhatjuk a képletét a kiszámításához.
Bármelyik módszerrel is oldjuk meg a feladatot, a hidroxidionok koncentrációja abban a vizes oldatban, amelyben -on az oldat -ja .
A savas, lúgos és semleges oldatok definíciója
Láttuk, hogy az - és a -ionok koncentrációja tiszta vizes oldatban megegyezik: -on mindkettő . Ha az oxónium- és hidroxidionok koncentrációja egyenlő, akkor azt mondjuk, hogy az oldat semleges. A vizes oldatok lehetnek savasak vagy lúgosak az - és a -ionok egymáshoz viszonyított koncentrációjától függően.
- Semleges oldatban
- Savas oldatban
- Lúgos oldatban
Az öndisszociáció és a Le Chatelier-elv
Tudjuk, hogy tiszta vízben a hidroxid- és oxóniumionok koncentrációja megegyezik. A legtöbb esetben azonban olyan oldatokat tanulmányozunk, amelyek más savat vagy bázist tartalmaznak. Mi történik ilyenkor a - és -ionokkal?
Ha savat vagy bázist oldunk vízben, abban a pillanatban megváltozik a és/vagy a , így a koncentrációk szorzata többé nem egyenlő -vel. Ez azt jelenti, hogy a reakció nincs egyensúlyban. Erre válaszul a Le Chatelier-elvnek megfelelően a reakció a koncentrációváltozással ellentétes irányba eltolódik, és új egyensúly alakul ki.
Például mi történik, ha savat adunk a tiszta vízhez? Amíg a tiszta víz oxóniumion koncentrációja -on ,
a hozzáadott sav megnöveli a -ionok koncentrációját. Annak érdekében, hogy visszaálljon az egyensúly, az ellentétes irányú reakció lesz a kedvezményezett, hogy felhasználódjon a többlet egy része. Ennek eredményeként a -ionok koncentrációja addig csökken, amíg az és a szorzata megint egyenlő nem lesz -nel.
Ha a reakció eléri az új egyensúlyi állapotot, akkor tudjuk, hogy:
, mivel a hozzáadott sav megnövelte a -ionok koncentrációját. Így az oldat savas! , mivel a kedvezményezett ellentétes irányú folyamatban csökkent a -ionok koncentrációja, hogy így visszaálljon az egyensúly.
Fontos, hogy megjegyezzük, hogy bármely sav-bázis reakció leírható úgy, hogy az egyensúlyi koncentráció eltolódik a víz öndisszociációja irányába. Ez nagyon hasznos, mivel azt jelenti, hogy az 1. egyenlet és a 2. egyenlet nem csak tiszta vízben, hanem valamennyi sav-bázis reakcióra alkalmazható.
Öndisszociáció nagyon híg savak és bázisok oldatában
A víz öndisszociációjával általában akkor ismerkedünk meg, amikor először tanulunk a savakról és bázisokról, és ilyenkor levezetjük belőle azokat a rendkívül hasznos képleteket, amelyeket ebben a leckében tárgyaltunk. Azonban gyakran anélkül számoljuk ki a vizes oldatokban a -t és a -t, hogy figyelembe vennénk a víz öndisszociációjából származó hozzájárulást. Azért tehetjük ezt meg, mert a vízhez adott sav vagy bázis ionjaihoz képest az öndisszociációból viszonylag kevés ion adódik a teljes vagy koncentrációhoz.
Az egyetlen helyzet, amikor nem feledkezhetünk el a víz öndisszociációjáról, amikor a sav vagy bázis rendkívül híg. A gyakorlatban ez azt jelenti, hogy figyelembe kel vennünk a víz öndisszociációját, ha a sav vagy lúg koncentrációja kisebb, mint . Nézzük meg egy példán keresztül, hogy hogyan számolhatjuk ki egy nagyon híg savoldat -ját.
2. példa: a számolása nagyon híg sav oldatában
Számítsuk ki a a koncentrációjú -oldat -ját! A teljes mértékben disszociál vízben, így a -ból származó oxóniumionok koncentrációja is .
1. próbálkozás: a víz öndisszociációjának figyelmen kívül hagyása
Ha figyelmen kívül hagyjuk a víz öndisszociációját, és egyszerűen a -ra vonatkozó összefüggést használjuk, ezt kapjuk:
Ez könnyű! Egy sav vizes oldata, amelynek a -ja nagyobb, mint . De várj, ez nem lúgos oldaté lenne? Ez így biztosan nem lesz jó.
2. próbálkozás: az öndisszociációból származó hozzájárulásának figyelembe vétele
Mivel az oldat rendkívül híg, a hidrogén-kloridból származó oxóniumionok koncentrációja közel van a víz öndisszociációjából származó -ionok hozzájárulásához. Ez azt jelenti, hogy:
- figyelembe kell vennünk az öndisszociációból származó
-ionok hozzájárulását - mivel a víz öndisszociációja egyensúlyi folyamat, a
kifejezésből a teljes -t kell kiszámolnunk:
Ha azt mondjuk, hogy az öndisszociációból való hozzájárulás az egyensúlyi - és -ion koncentrációhoz, az egyensúlyi koncentrációk az alábbiak lesznek:
Ezeket a koncentrációkat az egyensúlyi állandó képletébe behelyettesítve azt kapjuk, hogy:
Az egyenletet egy oldalra rendezve mindez -val egyenlő, így a következő másodfokú egyenletet kapjuk:
A másodfokú egyenlet megoldóképletének segítségével megoldhatjuk -re, ami a következő megoldásokat eredményezi:
Mivel a -koncentráció nem lehet negatív, a második megoldást figyelmen kívül hagyhatjuk. Ha első értékét behelyettesítjük, hogy megkapjuk a egyensúlyi koncentrációját és kiszámítsuk a -t, ezt kapjuk:
Így láthatjuk, hogy ha figyelembe vesszük a víz öndisszociációját, a nagyon híg -oldatnak gyengén savas -ja van.
Összefoglalás
- A víz öndisszociációra képes, aminek eredményeként
- és -ionok keletkeznek. - A víz öndisszociációjának egyensúlyi állandója (
) -on . - Semleges oldatban
- Savas oldatban
- Lúgos oldatban
- Vizes oldatban,
-on a következő összefüggések mindig igazak:
- A víz öndisszociációjának hozzájárulása az
- és a -ionokhoz jelentőssé válik a rendkívül híg savas és bázikus oldatok esetén.
Szeretnél részt venni a beszélgetésben?
Még nincs hozzászólás.