zuur-Base-evenwichten

Diprotische en Triprotische zuren en basen

Diprotische zuren

de problemen in verband met het zuurevenwicht die tot nu toe zijn besproken, hebben zich gericht op een familie van samenstellingen die monoprotische zuren worden genoemd. Elk van deze zuren heeft één enkel H+ – ion, orproton, het kan doneren wanneer het als Brnsted-zuur fungeert. Zoutzuur (HCl), aceticacid (CH3CO2H of HOAc), salpeterzuur (HNO3), en benzoicacid (C6H5CO2H) zijn allemaal monoprotische zuren.,

verscheidene belangrijke zuren kunnen als polyprotische zuren worden geclassificeerd, die meer dan één H+ – ion kunnen verliezen wanneer zij als Brnsted-zuren werken. Diprotische zuren, zoals zwavelzuur (H2SO4), koolzuur (H2CO3), waterstofsulfide (H2S), chroomzuur (H2CrO4) en oxalicacid (H2C2O4) hebben twee zure waterstofatomen. Triproticzuren,zoals fosforzuur (H3PO4) en citroenzuur (C6H8O7), hebben er drie.

Er is meestal een groot verschil in het gemak waarmee deze zuren de eerste en tweede (of tweede en derde) protonen verliezen., Wanneer zwavelzuur wordt geclassificeerd als een sterk zuur, gaan studenten er vaak van uit dat het beide protonen verliest wanneer het reageert met water.Dat is geen legitieme veronderstelling. Zwavelzuur is een sterk zuur omdat Kafor het verlies van het eerste proton veel groter is dan 1. We gaan er daarom van uit dat alle H2SO4 moleculen in een waterige oplossing het eerste proton verliezen om het hso4-, of waterstofsulfaat, ion te vormen.,

But Ka for the loss of the second proton is only 10-2 andonly 10% of the H2SO4 molecules in a 1 M solution lose asecond proton.

H2SO4 verliest alleen beide H+ – ionen wanneer het reageert met abase, zoals ammoniak.

onderstaande tabel geeft de waarden van Ka voor enkele veel voorkomende polyprotische zuren.Het grote verschil tussen de waarden van Ka voor het sequentiële verlies van protonen door een polyprotinezuur is belangrijk omdat het betekent dat we kunnen aannemen dat deze zuurten stap voor stap uiteenvallenanassumptie bekend als stapsgewijze dissociatie.,

Acid-Dissociation Equilibrium Constants for Common Polyprotic zuren

laten we eens kijken naar de consequentie van de veronderstelling dat polyprotic zuren protonen onestep per keer verliezen door de chemie van een verzadigde oplossing van H2S in water te onderzoeken.

waterstofsulfide is het stinkende gas dat rotte eieren onaangenaam maakt odor.It is echter een uitstekende bron van het s2 – ion en wordt daarom vaak gebruikt in inleidende scheikundelaboratoria. H2S is een zwak zuur dat in stappen uiteenvalt., Sommige van de H2S moleculen verliezen een proton in de eerste stap om het HS-, of waterstofsulfide, ion te vormen.

Een kleine fractie van de HS – ionen gevormd in deze reactie ga vervolgens naar loseanother H+ – ion in een tweede stap.,

Since there are two steps in this reaction, we can write two equilibrium constantexpressions.

Although each of these equations contains three terms, there are only four unknowns,, , and becausethe and terms appear in both equations., De term vertegenwoordigt de totale H3O + ionconcentratie van beide stappen en moet daarom dezelfde waarde hebben in beide vergelijkingen.Evenzo moet de term, die het evenwicht vertegenwoordigt tussen de HS-ionen gevormd in de eerste stap en de HS – ionen verbruikt in de tweede stap,dezelfde waarde hebben voor beide vergelijkingen.

vier vergelijkingen zijn nodig om vier onbekenden op te lossen. We hebben al twee vergelijkingen:de KA1 en Ka2 uitdrukkingen. We zullen nog twee vergelijkingen moeten vinden of een paar veronderstellingen die twee vergelijkingen kunnen genereren.,We kunnen een aanname baseren op het feit dat de waarde van Ka1 voor dit zuur bijna een miljoen keer groter is dan de waarde van Ka2.

Ka1 >> Ka2

Dit betekent dat slechts een klein deel van de in de eerste stap gevormde HS – ionen in de tweede stap dissociëren. Als dit waar is, komen de meeste H3O+ionen in deze oplossing uit de dissociatie van H2S, en de meeste HS-ionen gevormd in deze reactie PSS blijven in oplossing. Als gevolg hiervan kunnen we aannemen dat de H3O+en HS – ion concentraties min of meer gelijk zijn.,

We moeten nog een vergelijking, en dus nog een aanname. Merk op dat H2 een zwak zuur is (Ka1 = 1,0 x 10-7, Ka2 = 1,3 x 10-13). We kunnen dus aannemen dat de meeste H2S die in water oplost nog aanwezig zullen zijn wanneer de oplossing in evenwicht is. Met andere woorden, we kunnen aannemen dat de evenwichtsconcentratie van H2S ongeveer gelijk is aan de oorspronkelijke concentratie.,

We now have four equations in four unknowns.,

CH2S

Aangezien er altijd een unieke oplossing om vier vergelijkingen en vier onbekenden, we zijn nowready voor het berekenen van de H3O+, H2S, HS-en S2-concentraties in evenwicht in een verzadigde oplossing van H2S in water. Alles wat we moeten weten is dat een verzadigde oplossing van H2S in water een initiële concentratie heeft van ongeveer 0,10 M.,

omdat Ka1 zoveel groter is dan Ka2 voor dit zuur, kunnen we met de evenwichtsuitdrukking werken voor de eerste stap zonder ons op dit moment zorgen te maken over de tweede stap. We beginnen daarom met de uitdrukking voor KA1 voor dit zuur.

We roepen dan een van onze aannames aan.

CH2S0,10 m

het vervangen van deze benadering in de KA1-uitdrukking geeft de volgende vergelijking.

We roepen dan de andere aanname op.,

C

het vervangen van deze benadering in de KA1-uitdrukking geeft het volgende resultaat.

we lossen nu deze Geschatte vergelijking op voor C.

C1,0 x 10-4

indien onze twee veronderstellingen zijn geldig, we zijn drie vierde van de weg naar ons doel. We kennen de H2S -, H3O+ – en HS-concentraties.

0.10 m

1.,0 x 10-4 m

nadat de waarden van drie onbekenden uit de eerste evenwichtsuitdrukking, weturn naar de tweede evenwichtsuitdrukking, zijn geëxtraheerd.

door de bekende waarden van de H3O+ en HS – ionconcentraties in deze expressie te vervangen, wordt de volgende vergelijking verkregen.

omdat de evenwichtsconcentraties van de H3O+ en HS-ionen min of meer hetzelfde zijn, is de S2 – ionconcentratie bij evenwicht ongeveer gelijk aan de waarde van Ka2 voor dit zuur.

1.,3 x 10-13 M

Het is nu tijd om onze aannames te controleren. Is de dissociatie van H2S klein in vergelijking met de initiële concentratie? Bevestigend. De HS – en H3O + – ionconcentraties die uit deze berekening worden verkregen, zijn 1,0 x 10-4 M, hetgeen 0,1% van de initiële concentratie van H2S is. de volgende aanname is derhalve geldig.

CH2S 0.,10 M

is het verschil tussen de S2 – en HS – ionen groot genoeg om aan te nemen dat in wezen alle H3O+-ionen bij evenwicht in de eerste stap worden gevormd en dat in wezen alle HS-ionen bij deze stap in oplossing blijven? Bevestigend. De S2 – ion-concentratie die uit deze berekening voortvloeit, is 109 keer kleiner dan de HS-ion-concentratie. Dus, onze andere veronderstelling is ook geldig.

We kunnen de concentraties van de verschillende componenten van dit evenwicht als volgt samenvatten.,

0,10 M

1,0 x 10-4 M

1,3 x 10-13 M

Diprotic Bases

De technieken die we hebben gebruikt met diprotic zuren kan worden uitgebreid tot diprotic basen. De enige uitdaging is het berekenen van de waarden van Kb voor de basis.

omdat het een zout is, dissocieert natriumcarbonaat in zijn ionen wanneer het in water oplost.,

The carbonate ion then acts as a base toward water, picking up a pair of protons (oneat a time) to form the bicarbonate ion, HCO3- ion, and theneventually carbonic acid, H2CO3.,

The first step in solving this problem involves determining the values of Kb1and Kb2 for the carbonate ion. We start by comparing the Kbexpressions for the carbonate ion with the Ka expressions for carbonicacid.,

The expressions for Kb1 and Ka2 have something incommontheyboth depend on the concentrations of the HCO3- and CO32-ions. The expressions for Kb2 and Ka1 also havesomething in commontheyboth depend on the HCO3- and H2CO3concentrations., We kunnen dus KB1 uit Ka2 berekenen en Kb2 uit Ka1.

we beginnen met het vermenigvuldigen van de boven – en onderkant van de KA1-uitdrukking met de OH-ion-concentratie om de term in te voeren.

we groeperen termen in deze vergelijking als volgt.

de eerste term in deze vergelijking is de inverse van de KB2-uitdrukking,en de tweede term is de KW-uitdrukking.

het herschikken van deze vergelijking geeft het volgende resultaat.,

Ka1Kb2 = Kw

evenzo kunnen we de boven-en onderkant van de ka2-expression vermenigvuldigen met de OH-ion-concentratie.

Verzameltermen geven de volgende vergelijking.

de eerste term in deze vergelijking is de inverse van Kb1, en de tweede term is Kw.

deze vergelijking kan daarom als volgt worden herschikt.

Ka2Kb1 = Kw

We kunnen nu de waarden van Kb1 en Kb2 voor het carbonaation berekenen.,

We zijn eindelijk klaar om de berekeningen uit te voeren. We beginnen met de KB1-expressie omdat het CO32-ion de sterkste base in deze resolutie is en dus de beste bron van het OH – ion.

het verschil tussen Kb1 en Kb2 voor het koolstofion is groot genoeg om te suggereren dat de meeste OH – ionen uit deze stap komen en de meeste HCO3 – ionen die in deze reactie worden gevormd, in oplossing blijven.,

C

de waarde van Kb1 is klein genoeg om aan te nemen dat Cis klein is in vergelijking met de initiële concentratie van het carbonaation. Als dit waar is,zal de concentratie van het CO32 – ion bij evenwicht ruwweg gelijk zijn aan de initiële concentratie van Na2CO3.

CNa2CO3

het vervangen van deze informatie in de uitdrukking Kb1 geeft het volgende resultaat.

Deze geschatte vergelijking kan nu worden opgelost voor C.,

C0.0046 M

We then use this value of Cto calculate the equilibrium concentrations of the OH-, HCO3-,and CO32- ions.

= 0.10 – C0.095M

C 0.0046 M

We now turn to the Kb2 expression.,

het vervangen van wat we weten over de oh – en HCO3 – ionconcentraties in deze vergelijking geeft het volgende resultaat.

volgens deze vergelijking is de H2CO3-concentratie voor het carbonaation ongeveer gelijk aan Kb2.

2,2 x 10-8 M

door de resultaten van onze berekeningen samen te vatten, kunnen we de veronderstellingen testen die deze resultaten opleveren.

0.,095 M

4,6 x 10-3 M

2,2 x 10-8 M

al onze aannames zijn geldig. De mate van de reactie tussen het CO32-ion en water om het HCO3 – ion te geven is minder dan 5% van de initiële concentratie van Na2CO3. Bovendien komt het grootste deel van het OH – ion uit de eerste stap, en blijft het grootste deel van het HCO3 – ion dat in deze stap wordt gevormd in oplossing.,

Triprotische zuren

onze technieken voor het bewerken van diprotinezuur of diprotische base-evenwichtsproblemen kunnen ook worden toegepast op triprotische zuren en basen. Om dit te illustreren, berekenen we de H3O+,H3PO4, H2Po4-, HPO42-en PO43 – concentraties bij evenwicht in een 0,10 M H3PO4-oplossing,waarvoor Ka1 = 7,1 x 10-3, Ka2 =6,3 x 10-8, en Ka3 = 4,2 x 10-13.

laten we aannemen dat dit zuur in stappen dissocieert en de eerste stap de meest uitgebreide reactie analyseren.,

We gaan er nu van uit dat het verschil tussen Ka1 en Ka2 groot genoeg is dat de meeste H3O+ – ionen uit deze eerste stap komen en de meeste H2Po4-ionen die in deze stap gevormd worden onoplosbaar blijven.

C

het vervangen van deze aanname door de KA1-uitdrukking geeft de volgende vergelijking.

de aanname dat klein is in vergelijking met de initiële concentratie van het zuur faalt in dit probleem., Maar we hebben deze aanname niet echt nodig omdat we de kwadratische formule of successieve benaderingen kunnen gebruiken om de vergelijking op te lossen. Hoe dan ook, we krijgen hetzelfde antwoord.

C= 0,023 M

We kunnen deze waarde van C gebruiken om de volgende informatie te verkrijgen.

0.10 – C0.077 M

0.023 M

Wij het nu de beurt aan de tweede sterkste zuur in deze oplossing.,

het vervangen van wat we weten over de H3O+-en H2PO4-ionconcentraties in deze expressie levert de volgende vergelijking op.

als onze veronderstellingen tot nu toe juist zijn, is de hpo42 – ionconcentratie in deze oplossing gelijk aan Ka2.

6.3 x 10-8

we hebben nog maar één vergelijking, de evenwichtsuitdrukking voor het zwakste zuur in de oplossing.,

het vervangen van wat we weten over de concentraties van de H3O+en HPO42 – ionen in deze expressie geeft de volgende vergelijking.

deze vergelijking kan worden opgelost voor de fosfaationenconcentratie bij evenwicht.

1,2 x 10-18 M

het samenvatten van de resultaten van de berekeningen helpt ons de veronderstellingen te controleren die onderweg zijn gemaakt.

0,077 m

0,023 m

6.,3 x 10-8 M

1,2 x 10-18 M

de enige benadering die bij de behandeling van dit probleem werd gebruikt, was de veronderstelling dat de zuurdesem stap voor stap uiteenvalt. Is het verschil tussen de concentraties van de H2Po4-en HPO42 – ionen groot genoeg om aan te nemen dat alle H3O+ – ionen uit de eerste stap komen? Bevestigend. Is het groot genoeg om de veronderstelling te rechtvaardigen dat in wezen alle H2PO4-gevormd in de eerste stap in oplossing blijft? Bevestigend.,

u mag nooit een voorbeeld tegenkomen van een polyprotinezuur waarvoor het verschil tussen opeenvolgende waarden van Ka te klein is om stapsgewijze dissociatie aan te nemen. Deze aanname werkt zelfs als we zouden verwachten dat het mislukt.