Inligting

4: Buffers, Poliprotiese sure Amfoteriese Stowwe, - Biologie

4: Buffers, Poliprotiese sure Amfoteriese Stowwe, - Biologie


We are searching data for your request:

Forums and discussions:
Manuals and reference books:
Data from registers:
Wait the end of the search in all databases.
Upon completion, a link will appear to access the found materials.

Lees en probleme: LNC bl. 25 a,d,f (let wel: pKa want ammoniak is 9,26), 32, 34, 38a (hier is die oplossing vir 38a, maar kyk of jy dit eers self kan doen!), bl. 31-41, 53-62)

I. Buffers - mengsels van gekonjugeerde suur en gekonjugeerde basis by ±1 pH-eenheid vanaf pH = pKa. Weerstand teen veranderinge in pH in reaksie op klein toevoegings van H+ of OH-.

II. Poliprotiese sure - dissosiasie van elke H+ kan afsonderlik behandel word indien die pKa waardes verskil.

III. Amfoteriese stowwe - kan as beide sure en basisse optree.

IV. Inleiding tot proteïene - lineêre kettings van aminosure verbind deur peptiedbindings.

  1. Ensieme - proteïen katalisators, fasiliteer/aktiveer meeste van die reaksies in 'n sel.
  2. Binding - reseptore bemiddel kommunikasie, O2 berging en vervoer (mioglobien, hemoglobien), teenliggaampies vir verdediging.
  3. Kanale/pompe - proteïene ingebed in selmembrane laat selektiewe vloei of vervoer van klein molekules toe.
  4. Struktuur - kollageen in bindweefsel van diere, ekstensien in plantselwande.
  5. Beweging - dinamiese samestelling van sitoskelet (aktienfilamente, mikrotubuli), motoriese proteïene verskaf rigtingbeweging van selle en subsellulêre komponente.

Sommige bykomende inligting om huis toe te neem

Bydraers

  • Charles S. Gasser (Departement Molekulêre & Sellulêre Biologie; UC Davis)


Diprotiese suur

Diprotiese suur is 'n tipe poliprotiese suur wat een of twee dissosiasies kan ondergaan, afhangende van die pH. Dit is 'n suur wat twee proton- of waterstofatome per molekule aan 'n waterige oplossing kan skenk. Die belangrikste chemiese kenmerk vir 'n diprotiese suurmolekule is sy vermoë om twee protone in twee opeenvolgende stappe tydens dissosiasie te deprotoneer. Die meeste diprotiese sure is algemene sure wat daagliks in baie verskillende gebiede gebruik word. Hulle bestaan ​​ook oral in die natuur, soos in menslike liggame.

'n Proton is 'n positief gelaaide waterstofatoom, terwyl 'n suur 'n verbinding is wat 'n proton vrystel. Sure wat meer as 'n enkele proton kan vrystel, staan ​​bekend as poliprotiese sure. Een spesifieke soort poliprotiese suur is diprotiese suur. Swaelsuur (Hsub2SOsub4), waterstofsulfied (Hsub2S), koolsuur (Hsub2COsub3), chroomsuur (Hsub2CrOsub4), en oksaalsuur (Hsub2Csub2Osub4) is almal voorbeelde van diprotiese sure.

Sommige ander anorganiese diprotiese sure soos hidroswaelsuur (H2S) het gewoonlik twee waterstofatome gekoppel aan 'n elektronegatiewe sentrum in elke molekulêre. Dikarboksielsure het 'n algemene molekulêre formule HOOC-R-COOH.

K-waardes vir algemene diprotiese sure

Die waarde van Ka is minstens honderd keer groter as die waarde van Ka Dit is hoofsaaklik omdat meer energie benodig word om 'n positief gelaaide proton van HA met 'n negatiewe lading in die bogenoemde vergelyking te verwyder, en as van HA wat elektries neutraal is in die bogenoemde vergelyking. Hierdie verskynsel kan ook gedemonstreer word deur Pauling’s eerste reël.

Toepassings van diprotiese suur

Diprotiese suur (hier gesimboliseer deur H2A) kan een of twee dissosiasies ondergaan afhangende van die pH. Dissosiasie vind nie op een slag plaas nie, elke dissosiasiestap het sy eie Ka waarde, aangewys Ka1 en Ka2:

Die eerste dissosiasiekonstante is noodwendig groter as die tweede (Ka1 > Ka2) dit is omdat die eerste proton wat dissosieer altyd die sterkste suur is, in volgorde gevolg deur die volgende sterkste suur proton.


Proteïenvloeistofchromatografie

2.2.4.3. Seleksie van buffer tipe

In die teenwoordigheid van soute is dit raadsaam om 'n buffer te gebruik wat 'n pH het wat verskil van die iso-elektriese punt van die proteïen. Om 'n pH naby aan neutraal aan te pas, is fosfaat en MES buffer gewoonlik aanvaarbaar. Fosfaat toon bufferwerking in 'n wye pH-reeks en adsorbeer nie in die UV-reeks nie. Veral in die geval van membraanproteïene wat die byvoeging van skoonmaakmiddels vereis, kan dit die beste wees voordat 'n buffer gekies word om bondeleksperimente met daardie proteïen(e) te doen ten einde enige tydafhanklike effek van hierdie buffer op die aktiwiteit/struktuur van hierdie proteïen (inkubeer onder die HPLC-skeidingstoestande en kyk van tyd tot tyd vir aktiwiteit/struktuurbehoud).

Moenie buffers gebruik wat geneig is om te kristalliseer nie, soos fosfaatbuffers of kalsiumchloried/kalsiumsulfaatbuffers by hoër konsentrasies (d.w.s. etlike honderde mM). Veral in geval van membraanproteïene, gebruik ook, benewens soute, komponente wat onspesifieke hidrofobiese interaksies van die proteïene met die matriksmateriaal voorkom, bv. spesiale suikers. Om 'n hoër terugdruk te voorkom, gebruik suikers met lae viskositeit soos mannitol in plaas van suikers met hoër viskositeit soos sukrose.


Die Arrhenius-definisie van sure en basisse

Die eerste persoon wat sure en basisse in detail gedefinieer het, was die Sweedse chemikus Svante Arrhenius (1859&ndash1927 Nobelprys in Chemie, 1903). Volgens die Arrhenius definisie, 'n suur is 'n stof soos soutsuur wat in water oplos om H + ione te produseer (protone Vergelyking 4.3.1), en 'n basis is 'n stof soos natriumhidroksied wat in water oplos om hidroksied (OH &minus ) ione te produseer (Vergelyking 4.3 .2):

Volgens Arrhenius is die kenmerkende eienskappe van sure en basisse uitsluitlik te danke aan die teenwoordigheid van onderskeidelik H + en OH &minus ione in oplossing. Alhoewel Arrhenius se idees wyd aanvaar is, het sy definisie van sure en basisse twee groot beperkings gehad:

  1. Eerstens, omdat sure en basisse gedefinieer is in terme van ione verkry uit water, is die Arrhenius-konsep slegs van toepassing op stowwe in waterige oplossing.
  2. Tweedens, en meer belangrik, die Arrhenius-definisie het dit voorspel enigste stowwe wat in water oplos om (H^+) en (OH^&minus) ione te produseer, moet onderskeidelik die eienskappe van sure en basisse vertoon. Byvoorbeeld, volgens die Arrhenius-definisie is die reaksie van ammoniak ('n basis) met gasvormige HCl ('n suur) om ammoniumchloried (Vergelyking 4.3.3) te gee, nie 'n suur&ndash-basisreaksie nie, want dit behels nie (H^+) ) en (OH^&minus):

4: Buffers, Poliprotiese sure Amfotere Stowwe, - Biologie

TEORIEë VAN SURE EN BASISIES

Hierdie bladsy beskryf die Arrhenius-, Bronsted-Lowry- en Lewis-teorieë van sure en basisse, en verduidelik die verwantskappe tussen hulle. Dit verduidelik ook die konsep van 'n gekonjugeerde paar - 'n suur en sy gekonjugeerde basis, of 'n basis en sy gekonjugeerde suur.

Let wel: Huidige VK A'-sillabusse konsentreer op die Bronsted-Lowry-teorie, maar jy moet ook bewus wees van Lewissure en basisse. Die Arrhenius-teorie is slegs van historiese belang, en dit is onwaarskynlik dat jy dit nodig sal hê tensy jy werk doen aan die ontwikkeling van idees in chemie.

Die Arrhenius-teorie van sure en basisse

Sure is stowwe wat waterstofione in oplossing produseer.

Basisse is stowwe wat hidroksiedione in oplossing produseer.

Neutralisasie vind plaas omdat waterstofione en hidroksiedione reageer om water te produseer.

Beperkings van die teorie

Soutsuur word geneutraliseer deur beide natriumhidroksiedoplossing en ammoniakoplossing. In albei gevalle kry jy 'n kleurlose oplossing wat jy kan kristalliseer om 'n wit sout te kry - óf natriumchloried óf ammoniumchloried.

Dit is duidelik baie soortgelyke reaksies. Die volledige vergelykings is:

In die geval van natriumhidroksied reageer waterstofione van die suur met hidroksiedione van die natriumhidroksied - in ooreenstemming met die Arrhenius-teorie.

In die geval van ammoniak blyk daar egter geen hidroksiedione te wees nie!

Maar as jy noukeurig na die vergelykings kyk, is die ammoniak in oplossing - NH3(aq). Ammoniak reageer so met water:

Dit is 'n omkeerbare reaksie, en in 'n tipiese verdunde ammoniakoplossing bly ongeveer 99% van die ammoniak as ammoniakmolekules oor. Nietemin is daar hidroksiedione daar en dié reageer met waterstofione op net dieselfde manier as hidroksiedione van natriumhidroksied.

So jy kan omtrent ammoniak regverdig as 'n basis op die Arrhenius-definisie - dit produseer wel hidroksiedione in oplossing. Maar die meeste van die reaksie gaan 'n direkte reaksie tussen ammoniakmolekules en waterstofione wees - wat nie by die Arrhenius-definisie pas nie.

Dieselfde reaksie vind ook plaas tussen ammoniakgas en waterstofchloriedgas.

In hierdie geval is daar geen waterstofione of hidroksiedione in oplossing nie - want daar is geen oplossing nie. Die Arrhenius-teorie sal dit nie as 'n suur-basis-reaksie beskou nie, ten spyte van die feit dat dit dieselfde produk produseer as toe die twee stowwe in oplossing was. Dis dom!

Die Bronsted-Lowry-teorie van sure en basisse

'n Suur is 'n proton (waterstofioon) skenker.

'n Basis is 'n proton (waterstofioon)-ontvanger.

Die verhouding tussen die Bronsted-Lowry-teorie en die Arrhenius-teorie

Die Bronsted-Lowry-teorie gaan op geen manier teen die Arrhenius-teorie in nie – dit dra net by.

Hidroksiedione is steeds basisse omdat hulle waterstofione van sure aanvaar en water vorm.

'n Suur produseer waterstofione in oplossing omdat dit met die watermolekules reageer deur 'n proton aan hulle te gee.

Wanneer waterstofchloriedgas in water oplos om soutsuur te produseer, gee die waterstofchloriedmolekule 'n proton ('n waterstofioon) aan 'n watermolekule. 'n Koördinaat (datief kovalente) binding word gevorm tussen een van die alleenpare op die suurstof en die waterstof van die HCl. Hidroksoniumione, H3O + , geproduseer word.

Let wel: As jy nie seker is oor koördinasiebinding nie, moet jy hierdie skakel volg. Koördineerde verbande sal verskeie kere in die loop van die res van hierdie bladsy genoem word.

Gebruik die TERUG-knoppie op jou blaaier om vinnig na hierdie bladsy terug te keer.

Wanneer 'n suur in oplossing met 'n basis reageer, is die hidroksoniumioon wat eintlik as die suur funksioneer. Byvoorbeeld, 'n proton word van 'n hidroksoniumioon na 'n hidroksiedioon oorgedra om water te maak.

Wys die elektrone, maar laat die binneste uit:

Dit is belangrik om te besef dat wanneer jy praat oor waterstofione in oplossing, H + (aq), waarvan jy eintlik praat, is hidroksoniumione.

Die waterstofchloried / ammoniak probleem

Dit is nie meer 'n probleem om die Bronsted-Lowry-teorie te gebruik nie. Of jy nou van die reaksie in oplossing of in die gastoestand praat, ammoniak is 'n basis omdat dit 'n proton ('n waterstofioon) aanvaar. Die waterstof word via 'n koördinaatbinding aan die eensame paar op die stikstof van die ammoniak geheg.

As dit in oplossing is, aanvaar die ammoniak 'n proton van 'n hidroksoniumioon:

As die reaksie in die gastoestand plaasvind, aanvaar die ammoniak 'n proton direk vanaf die waterstofchloried:

Hoe dit ook al sy, die ammoniak dien as 'n basis deur 'n waterstofioon van 'n suur te aanvaar.

Wanneer waterstofchloried in water oplos, reageer byna 100% daarvan met die water om hidroksoniumione en chloriedione te produseer. Waterstofchloried is 'n sterk suur, en ons is geneig om dit as 'n eenrigtingreaksie te skryf:

Let wel: Ek mis doelbewus staatsimbole van hierdie en die volgende vergelyking om te konsentreer op die stukkies wat saak maak.

Jy sal meer oor sterk en swak sure op 'n ander bladsy in hierdie afdeling vind.

Trouens, die reaksie tussen HCl en water is omkeerbaar, maar slegs in 'n baie geringe mate. Om te veralgemeen, oorweeg 'n suur HA en dink aan die reaksie as omkeerbaar.

Die HA is 'n suur omdat dit 'n proton (waterstofioon) aan die water skenk.

Die water is 'n basis omdat dit 'n proton van die HA aanvaar.

Maar daar is ook 'n rugreaksie tussen die hidroksoniumioon en die A-ioon:

Die H3O + is 'n suur omdat dit 'n proton (waterstofioon) aan die A - ioon skenk.

Die A - ioon is 'n basis omdat dit 'n proton van die H aanvaar3O + .

Die omkeerbare reaksie bevat twee sure en twee basisse. Ons dink aan hulle in pare, genoem vervoegde pare.

Wanneer die suur, HA, 'n proton verloor, vorm dit 'n basis, A - . Wanneer die basis, A - , 'n proton weer terug aanvaar, hervorm dit natuurlik die suur, HA. Hierdie twee is 'n gekonjugeerde paar.

Lede van 'n gekonjugeerde paar verskil van mekaar deur die aan- of afwesigheid van die oordraagbare waterstofioon.

As jy aan HA dink as die suur, dan is A - die gekonjugeerde basis daarvan.

As jy dink aan A - as die basis, dan is HA sy gekonjugeerde suur.

Die water en die hidroksoniumioon is ook 'n gekonjugeerde paar. As jy aan die water as 'n basis dink, is die hidroksoniumioon sy gekonjugeerde suur omdat dit die ekstra waterstofioon het wat dit weer kan weggee.

As jy aan die hidroksoniumioon as 'n suur dink, dan is water sy gekonjugeerde basis. Die water kan weer 'n waterstofioon terugneem om die hidroksoniumioon te hervorm.

'n Tweede voorbeeld van gekonjugeerde pare

Dit is die reaksie tussen ammoniak en water waarna ons vroeër gekyk het:

Dink eers aan die voorwaartse reaksie. Ammoniak is 'n basis omdat dit waterstofione uit die water aanvaar. Die ammoniumioon is sy gekonjugeerde suur - dit kan daardie waterstofioon weer vrystel om die ammoniak te hervorm.

Die water dien as 'n suur, en sy gekonjugeerde basis is die hidroksiedioon. Die hidroksiedioon kan 'n waterstofioon aanvaar om die water te hervorm.

As ons van die ander kant daarna kyk, is die ammoniumioon 'n suur, en ammoniak is sy gekonjugeerde basis. Die hidroksiedioon is 'n basis en water is sy gekonjugeerde suur.

Amfoteriese stowwe

Jy het moontlik opgemerk (alhoewel waarskynlik nie!) dat in een van die laaste twee voorbeelde water as 'n basis opgetree het, terwyl dit in die ander een as 'n suur opgetree het.

'n Stof wat as 'n suur of 'n basis kan optree, word beskryf as synde amfoteries.

Let wel: Jy kan ook die term teëkom amfiproties in die konteks. Die twee woorde is verwant en word maklik verwar.

An amfiproties stof is een wat beide waterstofione (protone) kan skenk en dit ook kan aanvaar. Water is 'n goeie voorbeeld van so 'n verbinding. Die water tree op as beide 'n suur (skenk waterstofione) en as 'n basis (deur hulle te aanvaar). Die "protiese" deel van die woord verwys na die waterstofione (protone) wat óf geskenk óf aanvaar word. Ander voorbeelde van amfiprotiese verbindings is aminosure en ione soos HSO4 - (wat 'n waterstofioon kan verloor om sulfaatione te vorm of een aanvaar om swawelsuur te vorm).

Maar behalwe om amfiproties te wees, is hierdie verbindings ook amfoteries. Amfoteries beteken dat hulle reaksies as beide sure en basisse het. So wat is die verskil tussen die twee terme?

Alle amfiprotiese stowwe is ook amfoteries - maar die omgekeerde is nie waar nie. Daar is amfotere stowwe wat nie waterstofione skenk of aanvaar wanneer hulle as sure of basisse optree nie. Daar is 'n heel nuwe definisie van suur-basis-gedrag wat jy net gaan ontmoet (die Lewis-teorie) wat glad nie noodwendig waterstofione behels nie.

'n Lewissuur is 'n elektronpaar-ontvanger 'n Lewis-basis is 'n elektronpaarskenker (sien hieronder).

Sommige metaaloksiede (soos aluminiumoksied) is amfoteries - hulle reageer beide as sure en basisse. Hulle reageer byvoorbeeld as basisse omdat die oksiedione waterstofione aanvaar om water te maak. Dit is nie 'n probleem wat die definisie van amfiproties betref nie - maar die reaksie as 'n suur wel. Die aluminiumoksied bevat geen waterstofione om te skenk nie! Maar aluminiumoksied reageer met basisse soos natriumhidroksiedoplossing om komplekse aluminaatione te vorm.

Jy kan dink aan eensame pare op hidroksiedione as die vorming van datief kovalente (koördinaat)bindings met leë orbitale in die aluminiumione. Die aluminiumione aanvaar alleenpare (wat as 'n Lewissuur optree). Dus kan aluminiumoksied as beide 'n suur en 'n basis optree - en so is amfoteries. Maar dit is nie amfiproties omdat albei van die suurreaksie en die basisreaksie behels nie waterstofione nie.

Ek het al 40 jaar van onderrig (in die laboratorium, en via boeke en die internet) deurgemaak sonder om een ​​keer die term amfiproties te gebruik! Ek sien eenvoudig nie die sin daarvan nie. Die term amfoteries neem in al die gevalle van stowwe wat funksioneer as beide sure en basisse sonder uitsondering. Die term amfiproties kan slegs gebruik word waar beide hierdie funksies oordrag van waterstofione behels - met ander woorde, dit kan slegs gebruik word as jy beperk is om oor die Bronsted-Lowry-teorie te praat. Persoonlik sal ek by die ouer, meer bruikbare term "amphoteric" bly, tensy jou sillabus vereis dat jy die woord "amphiprotic" gebruik.

Die Lewis-teorie van sure en basisse

Hierdie teorie strek veel verder as die dinge waaraan jy normaalweg as sure en basisse dink.

'n Suur is 'n elektronpaar-ontvanger.

'n Basis is 'n elektronpaarskenker.

Die verband tussen die Lewis-teorie en die Bronsted-Lowry-teorie

Dit is die maklikste om die verband te sien deur te kyk na presies wat Bronsted-Lowry-basisse doen wanneer hulle waterstofione aanvaar. Drie Bronsted-Lowry-basisse waarna ons gekyk het, is hidroksiedione, ammoniak en water, en hulle is tipies van al die res.

Die Bronsted-Lowry-teorie sê dat hulle as basisse optree omdat hulle met waterstofione kombineer. Die rede waarom hulle met waterstofione kombineer, is dat hulle eensame pare elektrone het - wat is wat die Lewis-teorie sê. Die twee is heeltemal konsekwent.

So hoe brei dit die konsep van 'n basis uit? Op die oomblik doen dit nie - dit kyk net uit 'n ander hoek daarna.

Maar wat van ander soortgelyke reaksies van byvoorbeeld ammoniak of water? Oor die Lewis-teorie, enige reaksie waarin die ammoniak of water hul alleenpare elektrone gebruik het om 'n koördinaatbinding te vorm, sal getel word as hulle as 'n basis optree.

Hier is 'n reaksie waaroor jy gesels sal vind op die bladsy wat handel oor koördinaatbinding. Ammoniak reageer met BF3 deur sy eensame paar te gebruik om 'n koördinaatbinding met die leë orbitaal op die boor te vorm.

Wat die ammoniak betref, tree dit presies dieselfde op as wanneer dit met 'n waterstofioon reageer - dit gebruik sy eensame paar om 'n koördinaatbinding te vorm. As jy dit in een geval as 'n basis gaan beskryf, maak dit sin om dit ook in die ander geval as een te beskryf.

Let wel: As jy nog nie die bladsy oor koördinaatbinding gelees het nie, moet jy dit nou doen. Jy sal 'n belangrike voorbeeld vind van water wat as 'n Lewis-basis optree, sowel as hierdie voorbeeld - hoewel die term Lewis basis word nie op daardie bladsy gebruik nie.

Gebruik die TERUG-knoppie op jou blaaier om vinnig na hierdie bladsy terug te keer.

Lewissure is elektronpaar-ontvangers. In die voorbeeld hierbo, die BF3 tree op as die Lewissuur deur die stikstof se alleenpaar te aanvaar. Oor die Bronsted-Lowry-teorie het die BF3 het niks verreweg suur daaraan nie.

Dit is 'n verlenging van die termyn suur ver bo enige algemene gebruik.

Wat van meer ooglopende suur-basis-reaksies - soos byvoorbeeld die reaksie tussen ammoniak en waterstofchloriedgas?

Wat presies aanvaar die eensame paar elektrone op die stikstof. Handboeke skryf dit dikwels asof die ammoniak sy eensame paar aan 'n waterstofioon skenk - 'n eenvoudige proton met geen elektrone om dit nie.

Dit is misleidend! Jy kry gewoonlik nie gratis waterstofione in chemiese stelsels nie. Hulle is so reaktief dat hulle altyd aan iets anders geheg is. Daar is geen ongekombineerde waterstofione in HCl nie.

Daar is nêrens 'n leë orbitaal op die HCl wat 'n paar elektrone kan aanvaar nie. Waarom is die HCl dan 'n Lewissuur?

Chloor is meer elektronegatief as waterstof, en dit beteken dat die waterstofchloried 'n polêre molekule sal wees. Die elektrone in die waterstof-chloorbinding sal na die chloorkant aangetrek word, wat die waterstof effens positief laat en die chloor effens negatief.

Let wel: As jy nie seker is oor elektronegatiwiteit en bindingspolariteit nie, kan dit nuttig wees om hierdie skakel te volg.

Gebruik die TERUG-knoppie op jou blaaier om vinnig na hierdie bladsy terug te keer.

Die eensame paar op die stikstof van 'n ammoniakmolekule word aangetrokke tot die effens positiewe waterstofatoom in die HCl. Soos dit dit nader, word die elektrone in die waterstof-chloorbinding nog verder na die chloor afgestoot.

Uiteindelik word 'n koördinaatbinding tussen die stikstof en die waterstof gevorm, en die chloor breek as 'n chloried-ioon weg.

Dit word die beste getoon deur gebruik te maak van die "curly arrow"-notasie wat algemeen in organiese reaksiemeganismes gebruik word.

Let wel: As jy nie gelukkig is oor die gebruik van krulpyle om bewegings van elektronpare te wys nie, moet jy hierdie skakel volg.

Gebruik die TERUG-knoppie op jou blaaier om vinnig na hierdie bladsy terug te keer.

Die hele HCl-molekule dien as 'n Lewissuur. Dit aanvaar 'n paar elektrone uit die ammoniak, en in die proses breek dit op. Lewissure hoef nie noodwendig 'n bestaande leë orbitaal te hê nie.

'n Laaste opmerking oor Lewis sure en basisse

As jy 'n VK A'-vlak student is, kan jy soms die terme teëkom Lewis suur en Lewis basis in handboeke of ander bronne. Al wat jy moet onthou is:

'n Lewissuur is 'n elektronpaar-ontvanger.

'n Lewis-basis is 'n elektronpaarskenker.

Let wel: Onthou dit deur te dink aan ammoniak wat as 'n basis optree. Die meeste mense op hierdie vlak is bekend met die reaktiewe alleenpaar op die stikstof wat waterstofione aanvaar. Ammoniak is basies as gevolg van sy eensame paar. Dit beteken dat basisse alleenpare moet hê om te skenk. Sure is die teenoorgestelde.

Vir alle algemene doeleindes, hou by die Bronsted-Lowry-teorie.

Vrae om jou begrip te toets

As dit die eerste stel vrae is wat jy gedoen het, lees asseblief die inleidende bladsy voor jy begin. Jy sal die TERUGKNOP op jou blaaier moet gebruik om daarna terug te kom hierheen.


Poliprotiese sure is sure wat verskeie protone per molekule kan verloor. Hulle kan verder in gekategoriseer word diprotiese sure en triprotiese sure, dié wat onderskeidelik twee en drie protone kan skenk. Die beste manier om poliprotiese sure en basisse te demonstreer is met 'n titrasiekurwe. 'n Titrasiekurwe vertoon die veelvuldige suurdissosiasiekonstantes ((K_a)) soos hieronder uitgebeeld.

Hier is 'n lys van 'n paar algemene poliprotiese sure:

Naam Formule (pmb<>>) (pmb<>>) (pmb<>>)
Swaelsuur (sterk, diproties) H2SO4 1,0 x 10 3 1,2 x 10 -2 -
Koolstofsuur (swak, diproties) H2CO3 4,2 x 10 -7 4,8 x 10 -11 -
Fosforsuur (swak, triproties) H3PO4 7,1 x 10 -3 6,3 x 10 -8 4,2 x 10 -13


Sure basisse en soute

--Wat het die formules van die basisse hierbo in gemeen?

--A BRÖNSTED-LOWRY SUUR is 'n proton/waterstofioon (H+) skenker

--A BRÖNSTED-LOWRY BASIS is 'n proton/waterstofioon (H+)-ontvanger

Bv. NH3(aq) + H2O(l) £ NH4+(aq) + OH-(aq)
Watter reaktant is 'n protonskenker? Proton-aannemer?
B-L basis? B-L suur?

--A GEVOEGDE SUUR is wat die basis word nadat dit 'n proton aanvaar het

--A VERVOEGDE BASIS is wat die suur word nadat dit 'n proton geskenk het
Bv. Wat is die gekonjugeerde suur en basis in die volgende reaksies
HCl(g) + H2O(l) £ H3O+(aq) + Cl-(aq)

Bv. Wat is die gekonjugeerde suur van elk van die volgende:
NH3, H2O, OH-, HCO3-, CO32-, NH2-

Bv. Wat is die gekonjugeerde basis van elk van die volgende:
NH3, H2O, HCO3-, H2CO3, H2SO4, HSO4-

--A HIDRONIONE (H3O+) is die ioon wat ontstaan ​​wanneer 'n watermolekule 'n waterstofioon verkry

-- 'n AMFOTERIES stof is een wat soos 'n suur of basis kan optree

-- Watter stowwe in die voorbeelde hierbo is amfoteries?

--A LEWIS SUUR is 'n elektronpaar-ontvanger a LEWIS BASIS is 'n elektronpaar skenker

-- 'n SUUR ANHIDRIDE is 'n nie-metaaloksied wat, wanneer dit in water opgelos word, 'n suur produseer

--A BASIESE ANHIDRIDE is 'n metaaloksied wat, wanneer dit in water opgelos word, 'n basis produseer
Bv. Na2O(s) + H2O(l) ß 2NaOH(aq)

--Is die volgende suur- of basiese anhidriede?
CaO, SO2, NO2, K2O, BaO

SIEN 19.1 AFDELING ASSESSERING, P. 593

Afdeling 19.2-Waterstofione en suurheid
SLEUTEL KONSEPTE

  • Hoe is [H+] en [OH-] verwant in 'n waterige oplossing?
  • Hoe word die waterstofioonkonsentrasie gebruik om 'n oplossing as neutraal, suur of basies te klassifiseer?
  • Wat is die belangrikste eienskap van 'n suur-basis-aanwyser?

--Water is amfoteries (wat beteken dit?) en kan ondergaan SELF (OUTO)-IONISERING
H2O(l) + H2O(l) £ H3O+(aq) + OH-(aq)
of
H2O(l) £ H+(aq) + OH-(aq)

--In suiwer water, [H3O+] = [OH-] = 1 X 10-7 M

--Aangesien 'n ewewig bestaan ​​tussen watermolekules, hidroniumione en hidroksiedione
Keq = [H3O+][OH-]/[H2O]2

Aangesien [H2O] baie groter is as [H3O+] en [OH-] en in wese konstant is, kan 'n mens [H2O]2 na die ander kant van die vergelyking beweeg om te verkry
[H2O]2 Keq = [H3O+][OH-]

--Die IOONPRODUK KONSTANT VIR WATER (Kw) is die produk van die konsentrasies van H3O+ (of H+) en OH-
Kw = [H3O+][OH-] = (1 X 10-7 M)2 = 1 X 10-14

--Wat gebeur met die konsentrasie van H3O+ (H+) as 'n suur by water gevoeg word? OH- konsentrasie? As 'n basis bygevoeg word?

Bv. SIEN VOORBEELDPROBLEEM 19.1, OEFENPROBLEME 9, 10, P. 596

--Die pH van 'n oplossing is die negatiewe logaritme van [H3O+] (of [H+])
pH = -log[H3O+]

Bv. Wat is die pH van 'n neutrale oplossing?

Bv. Wat is die pH van 'n oplossing met [H+] = 6 X 10-10 M

Bv. Wat is die [H3O+] ([H+]) van 'n oplossing met
pH = 4.8?

--Op te som
1. An SUUR OPLOSSINGN is een waarin
[H3O+] > [OH-]
pH < 7
[H3O+] > 1 X 10-7M

2. A BASIESE (ALKALIESE) OPLOSSING is een waarin
[H3O+] < [OH-]
pH > 7
[H3O+] < 1 X 10-7M

3. A NEUTRALE OPLOSSING is een waarin
[H3O+] = [OH-] = 1 X 10-7M
pH = 7

--pOH is die negatiewe logaritme van die [OH-]
pOH = -log[OH-]

--As mens die negatiewe logaritme van beide kante van die Kw-vergelyking neem- Kw = [H3O+][OH-] = 1 X 10-14
die resultaat is nog 'n nuttige vergelyking
pH + pOH = 14

--Gegewe een van die volgende
[H3O+] [OH-] pH pOH
'n mens behoort die ander drie waardes vir 'n waterige oplossing te kan bereken

Bv. 'n Oplossing het 'n [H3O+] = 4,2 X 10-10 M. Wat is die [OH-], pH en pOH?

Bv. 'n Oplossing het 'n pH = 9,2. Wat is die [H3O+], pOH en [OH-]?

Bv. 'n Oplossing het 'n [OH-] = 3,5 X 10-3 M. Wat is die [H3O+], pH en pOH?

Bv. 'n Oplossing het 'n pOH = 4.5. Wat is die [OH-], pH en [H3O+]?

-- 'n AANWYDER (HIN) is 'n swak suur of basis wat 'n kleurverandering by 'n spesifieke pH ondergaan wanneer die molekule 'n proton bykry of verloor
HIn £ H+ + In-
SIEN FIG. 19.12, P. 602

Bv. Universele aanwyser, pH-papier, rooi/blou lakmoespapier

--'n pH-meter is 'n elektriese instrument wat gebruik word om vinnige, akkurate pH-metings te maak
SIEN FIG. 19.15, P. 603

SIEN 19.2 AFDELING ASSESSERING, P. 604

Afdeling 19.3-Sterkte van sure en basisse
SLEUTEL KONSEPTE

  • Hoe hou die waarde van 'n suurdissosiasiekonstante verband met die sterkte van 'n suur?
  • Hoe kan jy 'n suurdissosiasiekonstante (Ka) van 'n swak suur bereken?

--A STERK SUUR is een wat heeltemal in waterige oplossing ioniseer
Bv. HCl(g) + H2O(l) ß H3O+(aq) + Cl-(aq)

--A SWAK SUUR is een wat slegs gedeeltelik in waterige oplossing ioniseer
Bv. CH3COOH(aq) + H2O(l) £ CH3COO-(aq) + H3O+(aq)

--Die sterk binêre sure is HCl, HBr, HI

--'n Duimreël vir sterk ternêre sure is
"As die aantal suurstof die aantal waterstowwe met twee of meer oorskry, is die suur sterk"
Bv. H2SO4-sterk H2SO3-swak

Bv. Wat is die konsentrasie H3O+ in 'n 0,3 M oplossing van HNO3? Wat is die pH?

Bv. Wat is die pH van 'n 1,3 M oplossing van HCl?

--Aangesien 'n ewewig tussen 'n swak suur en sy gekonjugeerde basis bestaan, kan 'n ewewigsuitdrukking vir 'n swak suur HA geskryf word
HA(aq) + H2O(l) £ A-(aq) + H3O+(aq)

[H2O] is in wese 'n konstante, en kan na die ander kant van die vergelyking geskuif word om 'n nuwe konstante te vorm- die SUUR IONISASIE (DISSOSIASIE) KONSTANT (Ka)
Ka = [A-][H3O+] / [HA]

--Hoe groter Ka vir 'n suur is, hoe sterker is die suur
SIEN TABEL 19.7, P. 607

--Skryf die Ka-uitdrukking vir elk van die volgende
H2SO4, HSO4-, H2CO3, HCO3-, CH3COOH

--Let op dat die gekonjugeerde basis van 'n poliprotiese suur 'n swakker suur is as die oorspronklike suur
Bv. H3PO4

--A STERK BASIS is een wat heeltemal dissosieer in waterige oplossing

--Alle oplosbare metaalhidroksiede is sterk basisse, veral Groep 1 en swaar Groep 2 hidroksiede

--A SWAK BASIS is een wat effens met water reageer om OH-
Bv. NH3(aq) + H2O(l) £ NH4+(aq) + OH-(aq)

--Let daarop dat die reaksie in die voorbeeld hierbo na links by ewewig lê

Bv. Wat is die [OH-] van 'n 0,75 M NaOH-oplossing? Wat is die pH?

--Die BASISDISSOSIASIE KONSTANT (Kb) vir 'n swak basis is analoog aan Ka vir 'n swak suur vir die swak basis B
B + H2O £ HB+ + OH-

Kb = [HB+][OH-] / [B]

--Skryf die Kb-uitdrukking vir elk van die volgende
NH3, NH2-, SO42-

--Is daar 'n verskil tussen konsentrasie en sterkte van 'n suur/basis? Kan 'n mens 'n swak suur/basis oplossing met 'n hoë konsentrasie hê?

--Die Ka vir 'n swak suur of Kb vir 'n swak basis kan bereken word as 'n mens die aanvanklike konsentrasie van die suur/basis en die pH ken
Bv. SIEN VOORBEELDPROBLEEM 19.5, P. 610

SIEN 19.3 AFDELING ASSESSERING

Afdeling 19.4-Neutraliseringsreaksies
SLEUTELBEGRIPPE

  • Wat is die produkte van die reaksie van 'n suur met 'n basis?
  • Wat gebeur by die eindpunt van 'n titrasie?

--A SOUT is 'n verbinding wat bestaan ​​uit die anioon van 'n suur en 'n katioon van 'n basis
Bv. HCl + NaOH ß NaCl + HOH

--Die reaksie in die voorbeeld hierbo is a NEUTRALISERING REAKSIE-'n reaksie tussen 'n suur en 'n basis wat 'n sout en water produseer

--Suur-basis-reaksies word neutralisasiereaksies genoem, want as die reaksie 'n sterk suur en 'n sterk basis behels, en hulle is in stoïgiometries ekwivalente hoeveelhede, sal die resulterende oplossing neutraal wees

Bv. Watter suur/basis-kombinasie kan die volgende soute vorm (kation vanaf basis, anioon van suur):
KCl, NaNO3, CaCO3, KBr, (NH4)2SO4

--TITRASIE is 'n metode wat 'n standaardoplossing gebruik om die konsentrasie van 'n ander oplossing te meet

--A STANDAARD OPLOSSING is 'n oplossing met bekende konsentrasie

--In 'n titrasie reageer die opgeloste stowwe in die standaard en onbekende oplossing. Die standaardoplossing word by 'n gegewe volume onbekende oplossing gevoeg totdat die reaksie voltooi is en daar stoïgiometries ekwivalente hoeveelhede van die twee opgeloste stowwe is, genoem die EINDPUNT. Uit die volumetriese data wat verkry is, kan die konsentrasie van die onbekende oplossing bereken word

--In 'n sterk suur-sterk basis titrasie ('n neutralisasie reaksie), word die eindpunt bereik wanneer die pH 7 is (oplossing van 'n sterk suur sterk basis sout).

-- Oor die algemeen sal 'n titrasie soos volg verloop:
1. 'n Volume onbekende oplossing word gemeet en in 'n toepaslike houer geplaas (Erlenmeyer-fles)

2. Aanwyser (of 'n pH-metersonde) word by die onbekende oplossing gevoeg. 'n Aanwyser wat algemeen in studentelaboratoriums gebruik word, is fenolftaleïen (sien Fig. 19.12, bl. 602)

3. A BURET-gegradueerde instrument wat gebruik word om klein volumes vloeistof uit te meet - is gevul met die standaardoplossing en 'n aanvanklike volumelesing geneem

4. Standaardoplossing van die buret word in die onbekende oplossing vrygestel totdat die geringste kleurverandering opgespoor word

5. 'n Finale standaardoplossingvolumelesing word geneem

6. Berekening van onbekende oplossingskonsentrasie word uitgevoer

Bv. Die volgende volumetriese data is verkry uit die titrasie van 'n onbekende HCl-oplossing met 'n 0,75 M NaOH-oplossing:
Volume HCl-oplossing - 15,50 ml
Aanvanklike buretlesing - 0,52 ml
Finale buretlesing - 27,87 ml
Bereken die konsentrasie van die onbekende oplossing.

Bv. As 23,4 cm3 0,551M NaOH gebruik word om 50,0 cm3 HCl tot by die eindpunt te titreer, wat is die konsentrasie van die HCl-oplossing?

Bv. Hoeveel cm3 van 0,0947M NaOH is nodig om 21,4 cm3 van 0,106M HCl te neutraliseer?

Bv. Hoeveel cm3 van 0.200M KOH sal 15.0 cm3 van 0.400M H2SO4 heeltemal neutraliseer?

Afdeling 19.5-Soute in Oplossing
SLEUTEL KONSEPTE

--Terwyl soute gevorm uit reaksies van sterk sure met sterk basisse neutrale oplossings produseer, is dit nie die geval vir soute van swak sure of basisse nie

--In SOUTHIDROLISE, ione van 'n sout reageer met water om 'n oormaat H3O+ (H+) of OH- te produseer, wat die pH van die oplossing verander

--Beskou soute wat gevorm word uit die volgende suur/basis neutralisasiereaksies
1. STERK SUUR + SWAK BASIS
Bv. Al(NO3)3 (van Al(OH)3 en HNO3)
Al3+ reageer met water om die swak basis weer te vorm
Al3+ + 3HOH £ Al(OH)3 + 3H+
Since this reaction lies to the right, and produces excess H+ (H3O+), the pH is lowered and an acidic solution is the result.
Will NO3- react with water to re-form HNO3? Hoekom of hoekom nie?

2. WEAK ACID + STRONG BASE
Bv. NaCH3COO (from CH3COOH + NaOH)
CH3COO- reacts with water to re-form the weak acid
CH3COO- + HOH £ CH3COOH + OH-
Since this reaction lies to the right, and produces excess OH-, the pH is raised and a basic solution is the result.
Will Na+ react with water to re-form NaOH? Hoekom of hoekom nie?

--Why will the salt from a strong acid/base reaction produce a neutral solution?

--What type of solution will a weak base/weak acid salt produce?

--To summarize
strong acid + strong base salt – neutral solution
strong acid + weak base salt – acidic solution
weak acid + strong base salt – basic solution
weak acid + weak base salt - ?

Bv. Will the following salts produce an acidic, basic, or neutral solution?
NaBr, NaSO3, CaSO4, NH4Cl, NH4NO3, KClO2

--A BUFFER is a solution of
1. a weak acid and one of its salts
of
2. a weak base and one of its salts
that resists changes in pH when small amounts of acid or base are added

--In a buffer system, an equilibrium is established between the weak acid and its conjugate base or the weak base and its conjugate acid. These provide species for added acid or base to react with instead of reacting with water and changing pH
Bv. CH3COOH and NaCH3COO buffer
The species present in this buffer system are
CH3COOH Na+ CH3COO- H2O
An equilibrium between acid and conjugate base is established
CH3COOH + H2O £ CH3COO- + H3O+

If acid is added to the system, the proton is donated to the strongest base present-acetate
If base is added to the system, the strongest acid donates a proton-acetic acid
In either case, the concentration of H3O+ doesn’t change significantly, nor does the pH

--The BUFFER CAPACITY of a buffer system is the amount of acid or base that can be added to a buffer solution before a significant change in pH occurs

--What would determine buffer capacity of a buffered system?

Web site link: http://www.duplinschools.net/

Author : not indicated on the source document of the above text

If you are the author of the text above and you not agree to share your knowledge for teaching, research, scholarship (for fair use as indicated in the United States copyrigh low) please send us an e-mail and we will remove your text quickly.


Polyprotic Acids

Acids differ in the number of protons they can donate. For example, monoprotic acids (a compound that is capable of donating one proton per molecule) are compounds that are capable of donating a single proton per molecule. Monoprotic acids include HF, HCl, HBr, HI, HNO3, and HNO2. All carboxylic acids that contain a single &minusCO2H group, such as acetic acid (CH3CO2H), are monoprotic acids, dissociating to form RCO2 &minus and H + . A compound that can donate more than one proton per molecule is known as a polyprotic acid . For example, H2SO4 can donate two H + ions in separate steps, so it is a diprotic acid (a compound that can donate two protons per molecule in separate steps) and H3PO4, which is capable of donating three protons in successive steps, is a triprotic acid (a compound that can donate three protons per molecule in separate steps), (Equation ( ef<4.3.4>), Equation ( ef<4.3.5>), and Equation ( ef<4.3.6>)):

[ H_3 PO_4 (l) overset < ightleftharpoons>H ^+ ( a q ) + H_2 PO_4 ^- (aq) label<4.3.4>]

[ H_2 PO_4 ^- (aq) ightleftharpoons H ^+ (aq) + HPO_4^ <2->(aq) label<4.3.5>]

[ HPO_4^ <2->(aq) ightleftharpoons H^+ (aq) + PO_4^ <3->(aq) label<4.3.6>]

In chemical equations such as these, a double arrow is used to indicate that both the forward and reverse reactions occur simultaneously, so the forward reaction does not go to completion. Instead, the solution contains significant amounts of both reactants and products. Over time, the reaction reaches a state in which the concentration of each species in solution remains constant. The reaction is then said to be in ewewig (the point at which the rates of the forward and reverse reactions become the same, so that the net composition of the system no longer changes with time).


1 Antwoord 1

You are not right, Le Châtelier's principle plays a very important role.

Let's have a look at the reactions involving disodium monohydrogen phosphate, as it is an amphoteric substance and therefore a buffer on its own: egince< Na2HPO4 + H2O &<=> 2Na+ + H3+O + PO4^3- Na2HPO4 + H2O &<=> 2Na+ + <>^<->OH + H2PO4^- >end To a small extent, there will also be the formation of phosphoric acid, but we'll ignore that for the moment.

Let's ignore the counter ion and formulate the equilibrium constants: egin ce & K_1 &=frac<>),c(ce)><>), c(ce)> & = K_mathrmcdot c(ce) ce^OH + H2PO4^-> & K_2 &=frac<>),c(ce^OH>)><>), c(ce)>& = K_mathrmcdot c(ce) end The whole reaction can be described with a coupled equilibrium constant: $K = K_mathrmcdot K_mathrmcdot c^2(ce)$ At all times in a pure solution there will be phosphate, monohydrogen phosphate, dihydrogen phosphate and maybe even phosphoric acid in solution. Changing any of the concentrations of these species will change the equilibrium. The same equations can be applied to the sodium dihydrogen phosphate system. The initial concentrations of course will be different. Depending on the ratio of the two solutions, the pH will also change. The buffer capacity is of course not only dependent on the overall concentration, but also if it is near the ideal buffer point. Overall, polyprotic acids are very complicated systems and it solely depends on your understanding of the word "excellent" how the buffer behaves. There are many fine tuned buffer systems for various purposes, this website has quite a few neat tables. Chemistry: Acids and Bases Flashcards Preview

Turns red in acidic solution and blue in basic solution.

- Have a sour taste. - Aqueous solutions can conduct electricity. - React with bases to form water and a "salt." - Nonoxidizing acids react with metals to produce hydrogen gas. - Cause color changes in plant dyes, turn litmus paper red.

- Have a bitter taste. - Aqueous solutions can conduct electricity. - React with acids to form water and a "salt." - Feel slippery to the touch. - Cause color changes in plant dyes, turn litmus paper blue.

Swante Arrhenius formed this toward end of 19th century. He defined an acid as a species that produces H+ (a proton) in an aqueous solution and a base as a species that produces OH- (a hydroxide ion) in an aqueous solution. These definitions, though useful, fail to describe acidic and base behavior in nonaqueous media. An example of an Arrhenius acid, base, and acid-base reaction, respectively, are: HCl(aq) --> H+(aq) + Cl-(aq) NaOH(aq) --> Na+(aq) + OH-(aq) HCl(aq) + NaOH(aq) --> NaCl(aq) + H2O(l)

More general definition proposed by Johannes Bronsted and Thomas Lowry in 1923. An acid is a species that donates protons, while a base is a species that accepts protons. Advantage to this definition is it's not limited to aqueous solutions. Acids and bases always occur in pairs, called conjugate acid-base pairs. The two members of a conjugate pair are related by the transfer of a proton. For example, H3O+ is the conjugate acid of the base H2O and NO2- is the conjugate base of HNO2: H3O+(aq) H2O(aq) + H+(aq) HNO2(aq) NO2-(aq) + H+(aq)

At same time as Bronsted and Lowry, Gilbert Lewis also proposed a definition. He defined an acid as an electron-pair acceptor and a base as an electron-pair donor. Lewis's are the most inclusive definitions. Just as every Arrhenius acid is a Bronted-Lowry acid, every Bronsted-Lowry acid is also a Lewis acid. However, the Lewis definition encompasses some species not included within the Bronsted-Lowry definition. For example, BCl3 and AlCl3 can each accept an electron pair and are therefore Lewis acids, despite their inability to donate protons.

Nomenclature of Arrhenius Acids

The name of an acid is related to the name of the parent anion (the anion that combines with H+ to form the acid). Acids formed from anions whose names end in -ide have the predfix hydro- and the ending -ic. F Flouride = HF Hydrofluoric acid Br Bromide = HB Hydrobromic acid Acids formed from oxyanions are called oxyacids. If the anion ends in -ite (less oxygen), then the acid will end with -ous acid. If the anion ends in -ate (more oxygen), then the acid will end with -ic acid. Prefixes in the names of anions are retained. ClO- Hypochlorite --> HClO Hypochlorous Acid ClO2- Chlorite --> HClO2 Chlorous Acid CLO3- Chlorate --> HClO3 Chloric Acid ClO4- Perchlorate --> HClO4 Perchloric Acid NO2- Nitrite --> HNO2 Nitrous Acid NO3- Nitrate --> HNO3 Nitric Acid

Hydrogen Ion Equilibria (pH and pOH)

Hydrogen ion concentration, [H+], is generally measured as pH, where: pH = -log[H+] = log(1/[H+]) Likewise, hydroxide ion concentration, [OH-], is measured as pOH where: pOH = -log[OH-] = log(1/[OH-]) In any aqueous solution, the H2O solvent dissociates slightly: H2O(l) H+(aq) + OH-(aq) This dissociation is an equilibrium reaction and is therefore described by a contsant, Kw, the water dissociation constant. Kw = [H+][OH-] = 10^-14 Rewriting this equation is log form gives: pH + pOH = 14 In pure H2O, [H+] is equal to [OH-] because for every mole of H2O that dissociates, one mole of H+ and one mole of OH- are formed. A solution with equal concentration of H+ and OH- is neutral and has a pH of 7 (-log 10^-7 = 7). A pH below 7 indicates a relative excess of H+ ions and, therefore, an acidic solution a pH above 7 indicates a relative excess of OH- ions and, therefore, a basic solution.

A useful skill for various problems involving acids and bases, as well as their corresponding buffer solutions, is the ability to quickly convert pH, pOH, pKa, and pKb into nonlogarithmic form and vice versa. When the original value is a power of 10, the operation is relatively simple changing the sign on the exponent gives the corresponding p-scale value directly. Example: If [H+] = 0.001, or 10^-3, then pH = 3. If Kb = 1,0 x 10^-7, then pKb = 7. More difficulty arises when the original value is not an exact power of 10 exact calculation would be excessively onerous, but a simple method or approximation exists. If the nonlogarithmic value is written in proper scientific notation, it will look like n x 10^-m, where n is a number between 1 and 10. The log of this product can be written as log(n x 10^-m) = -m + log n, and the negative log is thus m - log n. Now, since n is a number between 1 and 10, its logarithm will be a fraction between 0 and 1, thus, m - log n will be between m - 1 and m. Further, the larger n is, the larger the fraction log n will be, and therefore the closer to m -1 our answer will be.

Relative Strengths of Acids and Bases

The strength of an acid or base will depend largely upon its ability to ionize. The strength of an acid, for example, can be measured by the fraction of the molecules of that acid undergoing ionization. Subsequently, the acid strength can be expressed by the following equation. % Ionization = (ionized acid concentration at equilibrium/initial concentration of acid) x 100% When an acid or base is strong, its conjugate base and acid will be weak. The stronger the acid, the weaker the conjugate base. Furthermore, within a series of weak acids, the stronger the acid, the weaker its conjugate base for all acids and bases included.

Strong acids and bases are those that completely dissociate into their component ions in aqueous solution. For example, when NaOH is added to water, it dissociates completely. Hence, in a 1-M solution of NaOH, complete dissociation gives 1 mole of OH- ions per liter of solution. pH = 14 - (-log[OH-]) = 14 + log[1] = 14 Virtually, no undissociated NaOH remains.

Note that the [OH-] contributed by the dissociation of H2O is considered to be negligible in this case.

Strong Acids & Bases: H2O Contribution

The contribution of OH- and H+ ions from the dissociation of H2O can be neglected only if the concentration of the acid or base is greater than 10^-7 M.

For example, the pH of a 1 x 10^-8 M HCl solution might appear to be 8 because -log(1x10^-8) = 8. However, a pH of 8 is in the basic pH range, and an HCl solution is not basic. This discrepancy arises from the fact that at low HCl concentrations, H+ from the dissociation of water does contribute significantly to the total [H+]. The [H+] from the dissociation of water is less than 1x10^-7 M due to the common ion effect.

The total concentration of H+ can be calculated from Kw = (x+1x10^-8)(x) = 1.0x10^-14, where x = [H+] = [OH-] (both from the dissociation of water molecules). Solving for x gives x = 9.5x10^-8 M, so [H+]total = (9.5x10 -8 + 1x10 -8 ) = 1.05x10 -7 M, and pH -log(1.05x10 -7 ) = 6.98, slightly less than 7, as should be expected for a very dilute, yet acidic solutions.

Strong Acids & Bases: Common Ones

Strong acids commonly encountered in the lab include HClO4 (perchloric acid), HNO3 (nitric acid), H2SO4 (sulfuric acid), and HCl (hydrochloric acid). Commonly encountered strong bases include NaOH (sodium hydroxide), KOH (potassium hydroxide), and other soluble hydroxides of Group IA and IIA metals.

Strong Acids & Bases: Calculation of pH and pOH

Calculation of the pH and pOH of strong acids and bases assumes complete dissociation of the acid or base in solution: [H+] = normality of strong acid and [OH-] = normality of strong base.

Those that only partially dissociate in aq solutions. A weak monoprotic acid (HA) in aqueous solution will achieve the following equilibrium after dissociation (H3O+ is equivalent to H+ in aqueous solution): HA(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + A-(aq)

Acid Dissociation Constant (Ka)

Measure of the degree to which an acid dissociates.

The weaker the acid, the smaller the Ka. Note that Ka does not contain an expression for the pure liquid, water.

Base Dissociation Constant (Kb)

Measure of the degree to which a base dissociates. The weaker the base, the smaller its Kb.

For a monovalent base, Kb is defined as follows: Kb = [B + ][OH - ] / [BOH]

The acid formed when a base gains a proton.

Base formed when an acid loses a proton.

Calculate concentration of H+ in a 2.0 M aqueous solution of acetic acid, CH3COOH (Ka = 1.8x10 -5 ).

First write the equlibrium reaction.

Next, write the expression for the acid dissociation constant.

Because acetic acid is a swak suur, the concentration of CH3COOH at equilibrium is equal to its initial concentration, 2.0 M, less the amount dissociated, x. Likewise, [H + ] = [CH3COO - ] = x, since each molecule of CH3COOH dissociates into one H + ion and one CH3COO - ion. Thus, the equation can be rewritten as follows:

We can approximate that 2.0 - x = 2.0 since acetic acid is a weak acid, and only slightly dissociates in water. This simplifies the calculation of x:

The fact that [x] is so much less than the initial concentration of acetic acid (2.0 M) validates the approximation otherwise, it would have been necessary to solve for x using the quadratic formula. (A rule of thumb is that the approximation is valid as long as x is less than 5% of the initial concentration.)


Kyk die video: pH and Buffers (Junie 2022).


Kommentaar:

  1. Grolkree

    Ek glo jy was verkeerd

  2. Nazragore

    I do not know that here and say this you can

  3. Rosswald

    Stem absoluut met jou saam. Dit lyk vir my na 'n goeie idee. Ek stem saam met jou.

  4. Amita

    U begaan 'n fout. Skryf vir my in PM.



Skryf 'n boodskap