TOATE REFERATELE - ADAUGA REFERAT

Apa ca solvent - Chimie

 

 

Dizolvanţi apoşi
         
În cazul în care una din perechile acid-bază conjugate, ce constituie un sistem de tipul reprezentat în ecuaţia

 

Acid 1 + Bază 2   .      Bază 1 + Acid 2,

 

apare în proporţie mult mai mare decât cealaltă pereche acid-bază­­ poate fi considerat solvent.
O substanţă care se comportă faţa de acizi ca o bază şi faţa de baze ca acid este numită amfoteră sau amfiprotică.cât cealaltă pereche acid-bază  cealaltă pereche acid-bază pul reprezentat în ecuaţia Acid 1 +
Unul dintre dizolvanţii cei mai utilizaţi este apa. De aceea vom examina întâi echilibrul protolitic al unui acid AH, în soluţie apoasă:
                            AH + H2O             A- + H3O+

 

         Aplicând legea maselor  se obţine:
                           
                           

 

         Cum soluţia este diluată, adică  [A-], [AH], [H3O+] au valori foarte mici, concentraţia apei de la numitorul ecuaţiei este 1 este constantă  (cca. 55,5 moli/l ). De aceea ea se include în constanta de echilibru, obţinându-se:

 

                           

 

          Mărimea ka este constanta de aciditate a acidului AH şi reprezintă o măsură a tăriei acidului AH, în soluţie apoasă.
         Aplicând legea maselor ecuaţiei

 

                   H2O + H2O        H3O+ + HO-  se obţine constanta de aciditate a apei:

 

                  

 

         După cum se vede, apa este un acid foarte slab. Incluzând, din acelaşi motiv ca mai sus, concentraţia  [H2O] în constantă, se obţine constanta de autoprotoliză sau produsul ionic al apei:

 

                   kω= [HO+][HO-]= kω x55,5= 1,0x10-14 (la 250 )
        
         Aplicând legea maselor la reacţia de protoliză a unei baze, de exemplu:

 

                   NH3+H2O = NH4+ + HO-                         

 

 Se obţine constanta de bazicitate :

 

                 
        
         Constanta kb este o măsură a tăriei unei baze, în acelaşi mod ca mărimea ka, în cazul unui acid.
         Unităţile uzuale ale constantelor de echilibru protolitic sunt moli/l.
         Cele trei constante de echilibru, menţionate mai sus, sunt legate prin relaţia:

 

                            ka · kb = kω

 

în care ka şi kb se referă la perechea acid-bază conjugată.
         Protonul se deosebeşte de toţi ceilalţi ioni (cu excepţia particulelor α, He2+) prin aceea că este un simplu nucleu, fără înveliş de electroni. Raza sa este de aproximativ 10-13 cm, cu mult mai mică decât razele celorlalţi ioni, care sunt de ordinul 10-8 cm. Din cauza micimii lui, care determină un câmp foarte intens în jurul său, protonul nu poate exista liber, ci se combină cu orice pereche de electroni  neparticipanţi ai atomilor, moleculelor sau ionilor  care posedă asemenea electroni.
         În soluţie apoasă, protonul nu poate exista decât legat de o moleculă de apă, sub formă de ion hidroniu ( numit şi ion de oxoniu sau de hidroxoniu ):
        
                           

 

         Din motive de ordin practic, concentraţia ionilor de hidroniu, în soluţie apoasă, se exprimă sub forma exponentului de activitate, definit prin expresia:

 

                            pH = - log[H3O+]

 

         În mod similar, constantele de aciditate şi de bazicitate se pot exprima sub formă de exponenţi de aciditate şi exponenţi de bazicitate:

 

                            pka = - log ka;   pkb = - log kb

 

 

 
         Pentru un acid cu ka = 10-5 exponentul de aciditate este pka = 5.
Cu cât acidul este mai tare, valoarea numerică a pka este mai mică.
         Introducând valoarea lui kω în ecuaţia

 

                            ka · kb = kω  şi logaritmând se obţine :

 

                            pka = 14 - pkb

 

         Cu ajutorul acestei ecuaţii este posibil să se exprime aciditatea sau bazicitatea unei substanţe într-o scară unică. Unui acid tare îi corespunde o bază conjugată slabă şi invers.

 

         Constante şi exponenţi de aciditate (în soluţie apoasă)

 

 

      Acid
    Bază conjugată
          ka
          kb
HOOC-COOH
HOOC-COO-
5,7x10-2
         1,2
HCOOH
HCOO-
2,1x10-4
         3,7
HOOC-COO-
-OOC-COO-
6,8x10-5
         4,2
CH3COOH
CH3COO-
1,8x10-5
         4,75
NH4+
NH3­
3,3x10-10
         9,5
CH3 NH3+
CH3NH2
1,6x10-11
        10,8
(CH3)2NH2+
(CH3)2NH
1,2x10-11
        10,9
(CH3)3NH+
(CH3)3N
1,2x10-11
        10,9

 

 

 

Dizolvanţi neapoşi

 

          În soluţie apoasă, echilibrele protolitice sunt limitate de constate de autoprotoliză a apei, între două valori extreme, anume între pH = 0 şi 14. La pH = 0, concentraţia ionilor de H3O+ este 1 mol/l şi a ionilor de HO- este 10-14 moli/litru, la pH = 14, concentraţia ionilor de H3O+ este de 10-14 moli/l, iar la HO- este 1 mol/l.
          Se cunosc şi se utilizează şi alţi dizolvanţi, numiţi amfiprotici, care, întocmai ca apa, au atât proprietăţi acide cât şi bazice.

Pentru a vedea tot referatul

CLICK AICI

descarcat de 108 ori

nota totala 7.86

autor: dan


Inscriere in newsletter

Referate liceu (1282)

Ultimele cautari

Cele mai downloadate

 

acasa -
Viata de Student Referate Filme Porno Sex Shop Moda si Fashion Fashion Sales