Please note that some of the translations on this page are AI generated. Click here for the English version.
Kwasy są klasyfikowane według liczby protonów w cząsteczce, które mogą oddać w reakcji. Kwasy takie jak HCl, HNO3 i HCN, które zawierają jeden ulegający jonizacji atom wodoru w każdej cząsteczce, nazywane są kwasami monoprotonowymi. Ich reakcje z wodą to:
| Kwasy monoprotonowe: Reakcje z wodą |
| HCl (aq) + H2O (l) ⟶ H3O+ (aq) + Cl− (aq) |
| HNO3 (aq) + H2O (l) ⟶ H3O+ (aq) + NO3− (aq) |
| HCN (aq) + H2O (l) ⇌ H3O+ (aq) + CN− (aq) |
Mimo że zawiera cztery atomy wodoru, kwas octowy CH3CO2H jest również monoprotonowy, ponieważ tylko atom wodoru z grupy karboksylowej (COOH) reaguje z zasadami:
Podobnie zasady monoprotyczne to zasady, które akceptują pojedynczy proton.
Kwasy diprotonowe zawierają dwa zdolne do jonizacji atomy wodoru na cząsteczkę; jonizacja takich kwasów zachodzi w dwóch etapach. Pierwsza jonizacja zawsze zachodzi w większym stopniu niż druga jonizacja. Na przykład kwas siarkowy, mocny kwas, jonizuje w następujący sposób:
| Kwas diprotowy: Kwas siarkowy (H2SO4) | ||
| Pierwsza jonizacja | H2SO4 (aq) + H2O (l) ⇌ H3O+ (aq) + HSO4− (aq) | Ka1 = more than 102; complete dissociation |
| Druga jonizacja | HSO4− (aq) + H2O (l) ⇌ H3O+ (aq) + SO42− (aq) | Ka2 = 1.2 × 10−2 |
Ten stopniowy proces jonizacji zachodzi dla wszystkich kwasów poliprotonowych. Przykładem słabego kwasu diprotonowego jest kwas węglowy, H2CO3. Pierwsza jonizacja kwasu węglowego daje w małych ilościach jony hydroniowe i jony wodorowęglanowe.
Pierwsza jonizacja: H2CO3 (aq) + H2O (l) ⇌ H3O+ (aq) + HCO3− (aq)
Jon wodorowęglanowy może również działać jako kwas. Jonizuje i tworzy jony hydroniowe i jony węglanowe w jeszcze mniejszych ilościach.
Druga jonizacja: HCO3− (aq) + H2O (l) ⇌ H3O+ (aq) + CO32− (aq)
KH2CO3 jest większy od KHCO3− 104-krotnie, zatem H2CO3 jest dominującym producentem jonów hydroniowych w roztworze. Oznacza to, że niewielka część HCO3− utworzonego w wyniku jonizacji H2CO3 jonizuje, dając jony hydroniowe (i jony węglanowe), a stężenia H3O+ i HCO3− są praktycznie równe w czystym wodnym roztworze H2CO3.
Jeżeli pierwsza stała jonizacji słabego kwasu diprotonowego jest większa od drugiej co najmniej 20-krotnie, należy potraktować pierwszą jonizację oddzielnie i obliczyć wynikające z niej stężenia przed obliczeniem stężeń związków powstałych w wyniku późniejszej jonizacji. Podejście to zademonstrowano w poniższym przykładowym ćwiczeniu.
Jonizacja kwasu diprotowego
„Woda gazowana” zawiera smaczną ilość rozpuszczonego dwutlenku węgla. Roztwór jest kwaśny, ponieważ CO2 reaguje z wodą, tworząc kwas węglowy, H2CO3. Czym są [H3O+], [HCO3−] i [CO32−] w nasyconym roztworze CO2 o początkowej wartości [H2CO3] = 0,033?
Jak wskazują stałe jonizacji, H2CO3 jest znacznie silniejszym kwasem niż HCO3−, zatem etapowe reakcje jonizacji można traktować oddzielnie. Korzystając z dostarczonych informacji, sporządza się tabelę ICE dla tego pierwszego etapu jonizacji:
| H2CO3 (wodny) | H3O+ (wodny) | HCO3− (wodny) | |
| Stężenie początkowe (M) | 0.033 | ~0 | 0 |
| Zmień (M) | −x | +x | +x |
| Stężenie równowagowe (M) | 0.033 − x | x | x |
Podstawienie stężeń równowagowych do równania równowagi daje
Zakładając x << 0,033 i rozwiązując uproszczone równanie, otrzymujemy
Tabela ICE zdefiniowała x jako równe molarności jonów wodorowęglanowych i molarności jonów hydroniowych:
Wykorzystując obliczone powyżej stężenie jonów wodorowęglanowych, druga jonizacja poddawana jest podobnemu obliczeniu równowagi: HCO3− (aq) + H2O (l) ⇌ H3O+ (aq) + CO32− (aq)
Podsumowując: w równowadze [H2CO3] = 0,033 M; [H3O+] = 1,2 × 10-4; [HCO3-] = 1,2 × 10-4 M; i [CO32−] = 4,7 × 10−11 M.
Kwas trójprotonowy to kwas, który ma trzy podatne na jonizację atomy H. Jednym z przykładów jest kwas fosforowy:
| Kwas trójprotonowy: Kwas fosforowy (H3PO4) | ||
| Pierwsza jonizacja | H3PO4 (aq) + H2O (l) ⇌ H3O+ (aq) + H2PO4− (aq) | Ka1 = 7,5 × 10−3 |
| II jonizacja | H2PO4− (aq) + H2O (l) ⇌ H3O+ (aq) + HPO42− (aq) | Ka2 = 6,2 × 10−8 |
| Trzecia jonizacja | HPO42− (aq) + H2O (l) ⇌ H3O+ (aq) + PO43− (aq) | Ka3 = 4,2 × 10−13 |
Jeśli chodzi o przykłady kwasu diprotonowego, każda kolejna reakcja jonizacji jest mniej rozległa niż poprzednia, co znajduje swoje odzwierciedlenie w malejących wartościach stopniowych stałych jonizacji kwasu. Jest to ogólna cecha kwasów poliprotonowych, a kolejne stałe jonizacji często różnią się od około 105 do 106.
Może się wydawać, że ten zestaw trzech reakcji dysocjacji komplikuje obliczenia stężeń równowagowych w roztworze H3PO4. Jednakże, ponieważ kolejne stałe jonizacji różnią się od 105 do 106 razy, istnieją duże różnice w małych zmianach stężenia towarzyszących reakcjom jonizacji. Pozwala to na stosowanie założeń i procesów upraszczających matematykę, jak pokazano w powyższych przykładach. Zasady poliprotyczne mogą przyjąć więcej niż jeden jon wodorowy. Jon węglanowy jest przykładem zasady diprotycznej, ponieważ może przyjąć dwa protony, jak pokazano poniżej. Podobnie jak w przypadku kwasów poliprotonowych, należy zauważyć, że stałe jonizacji zmniejszają się wraz z etapem jonizacji. Podobnie obliczenia równowagi z udziałem zasad poliprotonowych opierają się na tym samym podejściu, co w przypadku kwasów wieloprotonowych.
Kwasy monoprotonowe, podobnie jak kwas fluorowodorowy, zawierają pojedynczy jonizowalny proton. Natomiast kwasy poliprotonowe zawierają dwa lub więcej jonizowalnych protonów. Na przykład kwas siarkowy ma dwa jonizowalne protony, a kwas fosforowy ma trzy.
Kwas poliprotonowy traci kolejno każdy ze swoich protonów, a każda reakcja ma swoje własne Kaa.
Łatwiej jest usunąć proton z obojętnej cząsteczki niż z cząsteczki naładowanej ujemnie, ponieważ ładunek ujemny zwiększa siłę wiązania między protonem a anionem.
Dlatego dla kwasu fosforowego Ka do usuwania pierwszego protonu, Ka1, jest wyższy niż drugi proton, Ka2, który jest wyższy niż Ka3.
pH kwasu poliprotonowego można oszacować tylko przy użyciu pierwszej reakcji, jeśli Ka1 jest co najmniej tysiąc razy większe niż jego kolejne Kára.
Na przykład pH 0,050 molowego roztworu kwasu askorbinowego można określić za pomocą jego Ka1 i tabeli ICE.
Po rozpuszczeniu w wodzie kwas askorbinowy dysocjuje na jony hydroniowe i askorbinianowe. Ka1 dla tej reakcji wynosi 8 × 10−5 i jest równe stężeniu hydronimu pomnożonemu stężeniu monoanionu askorbinianu podzielonemu przez stężenie kwasu askorbinowego.
Dla tej reakcji można przygotować tabelę ICE ze stężeniami początkowymi i równowagowymi. Ze względu na małą wartość x, 0,050 minus x jest w przybliżeniu równe 0,050.
Podstawiając te wartości do wyrażenia dla Ka1, wartość x jest równa 0,0020 mola, co stanowi tylko 4% początkowego stężenia kwasu askorbinowego. W związku z tym przybliżenie jest prawidłowe.
pH roztworu wynosi 2,70.
Stężenie dianionu askorbinianu powstającego w drugim etapie reakcji można również obliczyć za pomocą Ka2 i tabeli ICE.
Ka2 jest równe 1,6 × 10−12 i można je wyrazić jako stężenie hydroniu razy stężenie dianionu askorbinianu podzielone przez stężenie monoanionu askorbinianu.
W przypadku tej reakcji tabelę ICE wypełnia się początkowym stężeniem monoanionu askorbinianu i hydroniu z pierwszej reakcji, 0,002 mola. Ze względu na małą wartość x można ją pominąć w stężeniach równowagowych monoanionu askorbinianu i hydroniu.
Po podstawieniu tych wartości w wyrażeniu Ka2 i rozwiązaniu, x wynosi 1,6 ×10−12 zębów trzonowych.
Ponieważ x jest mniejsze niż 5% z 0,002 mola, przybliżenie jest prawidłowe.
Ponieważ stężenie jonów hydroniowych, które powstały podczas drugiego etapu dysocjacji kwasu askorbinowego, jest znikome, pierwszy jonizowalny proton określa pH roztworu.
