Fő tartalom
Kémia
Tantárgy/kurzus: Kémia > 7. témakör
2. lecke: Sav-bázis egyensúlyok- Kémia egyensúlyok gyenge savakkal/bázisokkal
- Konjugált sav-bázis párok
- A savállandó (Ks) és a bázisállandó (Kb) közötti kapcsolat
- A savállandó (Ks) és a bázisállandó (Kb) közötti kapcsolat
- A savállandó (Ks) és a saverősség
- Gyenge savak egyensúlya
- Gyenge bázisok egyensúlya
- Sóoldatok pH-ja
© 2023 Khan AcademyFelhasználási feltételekAdatkezelési tájékoztatóSüti figyelmeztetés
Gyenge bázisok egyensúlya
Kb és pKb gyors áttekintése. pH-számítás gyenge bázis oldatában.
Szeretnél részt venni a beszélgetésben?
Még nincs hozzászólás.
Videóátirat
Az ammónia gyenge bázis. Ha vízzel reagál, a víz Brönsted
savként viselkedik. A víz átad egy protont az ammóniának, amely felveszi a protont. Az lesz a Brönsted bázis. A nitrogén nemkötő elektronpárja veszi föl a protont, mely ezeket az elektronokat az oxigénen hagyja. Ha az ammónia protonálódik, ammóniumion keletkezik, azaz NH₄⁺. Nézzük ezeket az elektronokat! Ezek az elektronok,
ez a nemkötő elektronpár itt, a nitrogénen fogja
fölvenni a protont, és létrehozni ezt a kötést. NH₄⁺-ion keletkezik, és ezek a kékkel jelölt elektronok
az oxigénhez kerülnek. Az oxigénnek két
nemkötő elektronpárja volt. Most a kékkel jelölt elektronok is
az oxigénhez tartoznak, így annak a formális töltése –1 lesz. Ammóniumion, azaz NH₄⁺ és hidroxidion, azaz OH⁻ keletkezett. Ha az ammónia Brönsted bázis volt, itt lesz a túloldalon a konjugált sav. Az NH₃ konjugált savja az ammóniumion. A víz Brönsted sav volt. Itt lesz a konjugált bázis, a hidroxidion. Ammónia helyett írjuk
fel egy általános bázissal! Ezt B-vel jelölöm itt. Az általános bázis reagál a vízzel. Felvesz egy protont a víztől,
és BH⁺ keletkezik. Ha elveszünk egy protont a H₂O-tól, OH⁻ keletkezik. Ha beáll az egyensúly, felírhatjuk az egyensúlyi állandót. Kb-t fogunk írni Ka helyett,
mivel bázisról van szó. Kb-t a bázis
bázisállandójának nevezhetjük. Felírom ide: a bázis ionizációs állandója.
(Magyarul így nem használjuk.) Nevezhetjük a bázis
disszociációs állandójának is. (Vagy magyarul csak simán bázisállandónak.) Ne feledd,
az egyensúlyi állandó felírásakor a termékek koncentrációját kell
osztani a kiindulási anyagokéval. Itt a BH⁺ koncentrációját szorozzuk az OH⁻-éval. Mindezt elosztjuk a kiindulási
anyagok koncentrációjával, a vizet kihagyva, tehát csak a B általános
bázis koncentrációja lesz itt. Kb-t elképzelheted pontosan
ugyanúgy, mint Ka-t. Minél nagyobb a Kb,
annál erősebb a bázis, hiszen annál több termék keletkezik. Felírom ezt. Minél erősebb a bázis,
annál nagyobb Kb értéke. Nézzünk két gyenge bázist. Az ammóniát már említettük, és össze fogjuk hasonlítani az anilinnal. Az ammónia NH₃, Kb értéke 1,8∙10⁻⁵. Az anilin képlete C₆H₅NH₂. Figyeld meg, hogy ennek a
Kb-je kisebb, 4,3∙10⁻¹⁰. Sokkal kisebb szám,
sokkal kisebb érték, mint az 1,8∙10⁻⁵. Az ammónia Kb értéke nagyobb, tehát erősebb bázis, mint az anilin. Még egyszer: mindkettő gyenge bázis, de az ammónia kettejük közül az erősebb. Emlékezz vissza: amikor a Ka-ról volt szó, beszéltünk a pKa-ról is. Ugyanezt fogjuk itt is csinálni. Szó volt Kb-ről, úgyhogy most beszéljünk a pKb kiszámításáról is. pKb a Kb-nek a tízes
alapú negatív logaritmusa. Számítsuk ki az ammónia pKb-jét! Semmi mást nem kell tennünk, mint
beírni a Kb értéket. pKb = – lg1,8∙10⁻⁵. Vegyük elő a számológépet és oldjuk meg! – lg1,8∙10⁻⁵. 4,74-et kapunk. Az ammónia pKb-je 4,74. Ugyanezt a számítást
elvégezhetjük az anilinre is, beírhatjuk ezt a Kb-t, és 9,37-es pKb értéket kapunk. Összehasonlítva a két gyenge bázist, az ammóniát és az anilint, az ammónia az erősebb kettejük közül, mivel ennek nagyobb a Kb-je. Figyeld meg, hogy a pKb-je pedig kisebb, pont ugyanúgy, mint a pKa esetén volt. Most végezzünk el egy
ammóniaoldatos számolást! A feladat: számoljuk ki a 0,500 mólos
ammóniaoldat pH-ját. Az ammónia vízben van oldva. NH₃ és H₂O. Az ammónia felvesz egy protont a víztől, és ammóniumionná, NH₄⁺-ionná alakul. Ha a víz elveszít egy protont, a H₂O-ból OH⁻ keletkezik. Írjuk fel ide a kezdeti koncentrációkat! Az ammóniáé 0,500 mol/dm³. Beírjuk ide a 0,500 mol/dm³-t. Úgy teszünk, mintha még
semmi sem történt volna, tehát a termékek koncentrációja 0. Semmi sem történt még, tehát az ammóniumion koncentrációja 0, és a hidroxidioné is. Vizsgáljuk meg a változást! Mivel az ammónia, az NH₃ NH₄⁺-szá alakul, az ammónia koncentrációjának csökkenése ugyanannyi, mint az
ammóniumionénak a növekedése. Ha ezt x-szel jelöljük, amennyiben elveszítünk
valamennyi ammóniát, ugyanannyi ammóniumiont kapunk. Ez +x-et jelent az ammóniumionnál. Ugyanez lesz a hidroxidionnal is. +x a hidroxidionnál. Így egyensúlyban az ammónia egyensúlyi
koncentrációja 0,500 – X, az ammóniumioné x, és a hidroxidioné is x. Most felírjuk az egyensúlyi állandót, felírjuk, hogy Kb
a termékek koncentrációja, azaz [NH₄⁺], szorozva a hidroxidion koncentrációjával. Mindezt osztjuk az
ammónia koncentrációjával, a vizet kihagyjuk. Tehát csak az ammónia
koncentrációjával osztunk. Írjuk be, amit tudunk! Az egyensúlyban az
ammóniumion koncentrációja x. Írjunk be x-et az
ammóniumion koncentrációjához! Ugyanez lesz a hidroxidion
koncentrációja is. A hidroxidion egyensúlyi
koncentrációja is x. Beírunk ide egy x-et. Mindezt osztjuk az
ammónia koncentrációjával, ami egyensúlyban 0,500 – x. Beírjuk ide a 0,500 – x-et. Ez lesz az ammónia bázisállandója. Menjünk vissza a fenti táblázatunkhoz, nézzük meg, mennyi az. Az ammónia Kb-je 1,8∙10⁻⁵. Beírjuk ide ezt a Kb értéket. Ez tehát egyenlő 1,8∙10⁻⁵-nel. Ismét feltesszük, hogy x
sokkal kevesebb 0,500-nél, mivel így egyszerűbb a számolás. Ha így teszünk, nem lesz szükségünk
a másodfokú megoldóképletre. Ha feltesszük, hogy x nagyon kicsi, akkor 0,500 – x praktikusan
azonos 0,500-del. Ezt kihagyjuk. Írjuk újra. 1,8∙10⁻⁵ egyenlő
x a négyzeten osztva 0,500-del. Már csak ki kell számolnunk x-et. x² = 1,8∙10⁻⁵ ∙ 0,5 Az eredmény 9,0∙10⁻⁶. Ennek a 9,0∙10⁻⁶-nak
vesszük most a négyzetgyökét, és megkapjuk x-et. Végezzük el! Vegyük elő a számológépet, és nézzük meg 9,0∙10⁻⁶ négyzetgyökét! 0,003-et kapunk. Írjuk fel: x = 0,0030. Emlékezz vissza, mi az x. Menjünk vissza, és gondoljuk át,
mit takar az x. Ez koncentráció, méghozzá mint látjuk, a hidroxidionok koncentrációja x. Ez teszi lehetővé,
hogy kiszámoljuk a pH-t, ami a feladat volt. x a hidroxidionok
koncentrációja mol/dm³-ben. Ez a hidroxidionok koncentrációja. A célunk, ismétlem, az oldat
pH-jának kiszámítása. Először kiszámíthatjuk a pOH-t. Ez az egyik megoldási mód. A pOH a hidroxidionok
koncentrációjának negatív logaritmusa. Vegyük a 0,0030 negatív logaritmusát, hogy kiszámoljuk az oldat pOH-ját! – lg0,0030 = 2,52. A pOH 2,52. Ezt már csak ki kell vonni 14-ből,
hogy megkapjuk a pH-t, mivel pH + pOH = 14. Azt hiszem, egy korábbi videóban elfelejtettem ezeket a nullákat ideírni. Fontosak az értékes jegyek. Beírjuk a pOH-t ide, tehát pH + 2,52 = 14,00. Csak meg kell oldani a pH-ra. pH = 14 – 2,52, azaz 11,48. Végül tehát kiszámoltuk
az ammóniaoldat pH-ját.