A reakciósebesség jellemzi a reakciók időbeli lefutását (ls. Reakciókinetika c. {8.} fejezet).
a. Egyirányú reakciók*
b. Megfordítható reakciók (ls. 8. fejezet)
*Külső kényszer hatására (pl. nagy nyomás) az egyirányú reakciók ellenkező irányba is végbemehetnek, tehát legalábbis elméletileg minden kémiai reakció megfordítható.
a. Protonátmenettel járó reakciók
b. Elektronátmenettel járó reakciók
c. Egyéb
6.1. A reakció eredménye szerint
6.2. Elemi lépések szerint
6.3. Reagens természete szerint
a savak olyan anyagok, amelyek hidrogénionra (és anionra), a bázisok pedig
hidroxidionra (és kationra) disszociálnak vizes oldatban.
a savak proton leadásra, a bázisok proton felvételére képes anyagok. A Brönsted-féle
sav-bázis fogalom magába foglalja az arrheniusi savakat és bázisokat is, de
annál széleskörűbben értelmezhető…
Ezen okokból a későbbiekben Brönsted elméletét alkalmazzuk
a sav-bázis reakciók értelmezésekor!
[Egyéb sav-bázis elméletek: Lewis-féle (1938); Lux-féle (1939) elmélet; Pearson-féle
"soft-hard" sav-bázis elmélet (1963).]
Proton leadásra és felvételre is képesek. Az amfotéria szintén relatív fogalom.
A gyakorlatban leginkább a vizes oldatoKban amfoterként viselkedő
anyagokról beszélünk: ilyen maga a víz, a hidrogéntartalmú összetett anionok
(pl.
), illetve néhány szerves vegyület (pl. az imidazol, az aminosavak stb.). A
cseppfolyós ammóniában a vízhez viszonyítva bázisként viselkedő ammónia is amfoterként
viselkedik:
Első megközelítésben azok az erős savak, amelyek könnyen adják át protonjukat,
erős bázisok, amelyek könnyen protonálódnak.
A protolítikus reakciók is egyensúlyi reakciók.
Erős savaknak azokat a vegyületeket nevezhetjük, amelyek híg
vizes oldatban gyakorlatilag teljesen disszociálnak, vagyis egyensúlyi
állandójuk nagy. Ilyenek a szervetlen, ún. ásványi savak között akadnak:
HCl, HBr, HI, H2SO4, HNO3, HClO4
stb. {pl. Ks(HNO3)= 1,2}
A gyenge savak híg vizes oldatban sem disszociálnak teljesen.
A disszociációfok
(jele: α; α =
= 0-1 ) a hígítással még híg (c < 0,1 mol/dm3) oldatok esetén
is nagymértéKben nő. Gyenge savak: H2S, az oxósavak közül
az alacsonyabb oxidációs számú központi atomot tartalmazó H2SO3,
HNO2, HClO2, HOCl stb., valamint a szénsav (H2CO3)
és a legtöbb szerves sav (HCOOH, CH3COOH, a fenol stb.).
A saverősséget a savállandóval adhatjuk meg. Egy HA összegképletű savra :
Minél kisebb Ks értéke, annál gyengébb savról van szó.
Erős bázisokat gyakorlatilag csak az ionvegyületek között találunk.
Ilyenek az alkálifém-hidroxidok (NaOH, KOH) és a legtöbb alkáliföldfém-hidroxid
{Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2}, melyek vízben
jól oldódnak, az oldódás során teljesen disszociálnak:
NaOH (s)
Na+ (aq) + OH- (aq)
Gyenge bázisok egyrészt azok az anyagok, amelyek molekulái közül még híg vizes
oldatban sem protonálódik az összes.
A bázis állandó:
Ilyen gyenge bázisok a szerves vegyületek közé tartozó aminok is. A bázisokra is igaz, hogy minél gyengébb bázisról van szó, annál kisebb a bázisállandó értéke. Továbbá gyenge bázisnak tekinthetők a vízben rosszul oldódó, rosszul disszociáló hidroxidok is. Ezek többnyire a közönséges csapadék-ként kiváló vegyületek {pl. Mg(OH)2, Fe(OH)3 stb.}, gyakorlatilag az összes p- és d-mezőbeli fém-hidroxidok.
A víz autoprotolíziséből H2O + H2O
H3O+ + OH- következően a tiszta víz is
tartalmaz oxónium- és hidroxidionokat. Például 25°C-on:
[H3O+]=[OH-]=1·10-7 mol/dm3
Ezek koncentrációját a bevitt savak és bázisok megváltoztatják. A bevitt sav
növeli az oxóniumion-koncentrációt, ezzel - a kémiai egyensúly törvénye miatt
- csökkenti a víz autoprotolíziséből származó hidroxidion-koncentrációt. A bevitt
bázis növeli a hidroxidion-koncentrációt, lúgos kémhatást okoz. Csökkenti a
víz autoprotolízisét, és ezzel visszaszorítja az oxóniumionok koncentrációját.
A 25°C-on fennálló összefüggés:
Kv= [H3O+]·[OH-] = 1·10-14
Semleges kémhatású oldatban:
[H3O+] = [OH-]=1·10-7
mol/dm3,
Savas kémhatású oldatban:
[H3O+] > [OH-], így [H3O+] >
1·10-7 mol/dm3,
Lúgos kémhatású oldatban:
[H3O+] < [OH-], így [H3O+]
< 1·10-7 mol/dm3.
A kémhatás egyszerűbb kifejezésére vezették be a pH fogalmát, amely
az oldat oxóniumion-koncentrációjának negatív, tízes alapú logaritmusa:
pH= -lg[H3O+]. |
pKv= pH + pOH= 14 (25°C-on!)
Maguk is sav-bázis tulajdonságú anyagok, amelyek az oldat kémhatását úgy jelzik, hogy protonleadásuk vagy protonfelvételük után bekövetkező molekulán belüli kötésátrendeződésük színváltozással jár. A színváltozás meghatározott pH-tartományban történik (keverékindikátoroknál a színváltozás folyamatos)!
erősen lúgos | semleges | erősen savas | átcsapási pH | |
fenolftalein | piros | színtelen | színtelen | 8,2-10,0 |
metilnarancs | sárga | sárga | piros | 3,1-4,4 |
lakmusz | kék | lila | piros | 5,0-8,0 |
univerzál indikátor | kék | zöld v. sárga | piros | fokozatos színváltozás |
Olyan kémiai reakció, amelyben valamilyen só anionja vagy kationja lép protolitikus
reakcióba a vízmolekulákkal.
Ha egy erős sav (pl.HCl) a vízzel reakcióba lép, a belőle keletkező bázis (Cl-)
a mellette feltüntetett savval (H3O+) szemben igen gyenge
bázisként viselkedik
Ebből az is következik, hogy egy, a vízhez képest gyenge savból származó anion az oxónium-ionokkal szemben erős bázisként viselkedik.
Ha egy vizes oldatba az erős savból, illetve a gyenge savból származó ion kerül (NaCl, CH3COONa), akkor ezek közül csak a gyenge savból származó anionról feltételezhető, hogy az oxóniumionokhoz képest jóval gyengébb savként viselkedő vízmolekulákkal szemben számottevő bázicitást mutat.
CH3COO- + H2O
CH3COOH + OH-
A folyamat egyensúlyi állandója tulajdonképpen a gyenge savból származó anionra vonatkoztatott bázisállandó, amit hidrolízisállandónak is nevezhetünk.
- feladatok -
- archívum -
- versenyfeladatok -