Chemia Analityczna Alkcymetria

Chemia Analityczna ALKACYMETRIA Autor: prof. dr hab. inż Marek Biziuk Edycja i korekta: dr inż. Andrzej Wasik, mgr inż. Anna Jastrzębska

Katedra Chemii Analitycznej Wydział Chemiczny Politechnika Gdańska 2001

ALKACYMETRIA 1 Pojęcia kwasu i zasady 1.1 Teoria Arrheniusa - dysocjuje tworząc jon H+ ZASADA - dysocjuje tworząc jon OH KWAS

reakcja hydrolizy:

sól + woda = kwas + zasada

reakcja zobojętniania:

kwas + zasada = woda + sól

1.2 Teoria Brönsteda - Lowry'ego (protonowa) KWAS -

substancja zdolna do oddawania protonów ZASADA - substancja zdolna do przyjmowania protonów KWAS1⇔ ZASADA1 +

[H+]

CH3COOH + H2O ⇔ CH3COO + H3O+ KWAS1

ZASADA2

ZASADA1

KWAS2

Jony również mają właściwości kwasowo-zasadowe Reakcja protolizy

- reakcja wymiany protonu między kwasem oddającym proton a zasadą przyjmującą proton, przebiega zawsze w kierunku słabszego kwasu i słabszej zasady (reakcja zobojętniania i hydrolizy).

Reakcja autoprotolizy

- jak wyżej z tym, że ta sama substancja spełnia rolę zarówno kwasu jak i zasady, np. woda, kwas octowy

Stechiometryczna stała równowagi reakcji dysocjacji kwasu jednoprotonowego: K'HA =

[ H 3O + ][ A− ] [ HA][ H 2O]

Stała dysocjacji kwasu jednoprotonowego (pamiętając, że [H2O] = 55,4 mol/dm3 = const) KHA =

[ H 3O + ][ A− ] [ HA]

Stopień dysocjacji:

[ A− ] α= [ HA] + [ A− ]

1.3 Teoria Lewisa (elektronowa teoria wiązań) KWASY

- związki o nie zapełnionej powłoce elektronowej, które mogą przyjąć jedną lub więcej par elektronowych) – akceptory

ZASADY

- dysponują wolną parą elektronów, które mogą przekazać innemu atomowi (wiązanie koordynacyjne) – donory

ALKACYMETRIA

Alkalimetria

Acydymetria

(oznaczanie w roztworze zawartości kwasów za pomocą miareczkowania mianowanym roztworem zasady)

(oznaczanie zawartych w badanym roztworze zasad za pomocą miareczkowania mianowanym roztworem kwasu)

2 Równania krzywych miareczkowania alkacymetrycznego pH = − lg[ H 3O + ] = F ( vt ) = G( f ) pa H = − lg a H + = − lg( f H + ⋅ c H + ) = − lg f H + − lg c H + = pH − lg f H +

p a H > pH -lg (0,9) = 0,05 -lg 0,8 = 0,1 Hydratacja protonu ⇒ jon hydroniowy jest najmocniejszym w wodzie kwasem

2.1 Obliczanie krzywych miareczkowania alkacymetrycznego 2.1.1 Alkalimetria Zgodnie z teorią Brönsted'a-Lowry'ego (1923).

oznaczany kwas: titrant: ostatecznie:

HA + H2O ⇔ H3O+ + ABOH ⇔ B+ + OHH3O+ +OH- ⇔ H2O + H2O

Reakcja zobojętniania - odwrócenie reakcji autoprotolizy wody. W roztworze mamy cztery jony: H 3O + + A − + B + + OH − Musi być spełniony warunek: H 3O + + B + = A − + OH −

(1)

Miareczkujemy mocną zasadą: c ⋅v [B + ] = B vo + v

(2)

Jeśli mamy kwas niecałkowicie zdysocjowany: K [ HA] [ A− ] = a + [ H 3O ]

(3)

Bilans masy:

[ A − ] + [ HA] =

c HA ⋅ vo vo + v

(4)

[HA] z (3) do (4)

[ A− ] =

Ka c v ⋅ HA o (5) + [ H 3O ] + K a vo + v

[OH − ] =

Kw [ H 3O + ]

cB v c HA vo Podstawiamy: (2), (5), (6) i (7) do (1), co daje: f =

c HA vo  Ka ⋅  f − vo + v  [ H 3O + ] + K a

(6) (7)

 Kw + =  [ H O + ] − [ H 3O ] 3 

(8)

Ogólne równanie miareczkowania alkalimetrycznego (Uwikłana postać dwuparametrycznego równania III stopnia względem [H3O+]) +

Równanie (8) wyraża zależność [H3O ] = f(v) = G(f) i jest słuszne zarówno dla mocnych i słabych kwasów, jak i dla roztworów rozcieńczonych ( c HA < 10 −6 ). Założenia upraszczające:

[ H 3O + ][ A − ] Ka = [ HA] [ A− ] [ A− ] α= = c HA [ HA] + [ A − ]

α=

i stąd:

Ka [ H 3O + ] + K a

c HA vo Kw ⋅( f −α) = − [ H 3O + ] + vo + v [ H 3O ]

(9)

2.1.1.1 Alkalimetria mocnych kwasów zał. α = 1 lub Ka → ∞

c HA v o Kw ⋅ ( f − 1) = − [ H 3O + ] + vo + v [ H 3O ]

(10)

(Równanie II stopnia (względem [H3O+]) z jednym parametrem ( c HA ))

Przed PR (nadmiar kwasu) zał. upraszczające:

[ H 3O + ] >> [OH − ] =

Kw ≅0 [ H 3O + ]

c HA vo ⋅ (1 − f ) = [ H 3O + ] vo + v pH = − lg[ H 3O + ] = − lg

(11)

c HA vo − c B v vo + v

W PR (f=1) ze wzoru (10):

Kw − [ H 3O + ] = 0 + [ H 3O ] pH = − lg K w = 7

Po PR (nadmiar zasady: f>1) zał. upraszczające:

[OH − ] =

Kw >> [ H 3 O + ] = 0 [ H 3O + ]

z równania (11):

c HA vo Kw ⋅ ( f − 1) = vo + v [ H 3O + ] podstawiamy f:

pH = − lg[ H 3O + ] = pK w + lg

WNIOSEK: pH = f (c B )

c B v o − c HA vo vo + v

Przebieg krzywych miareczkowania: pH = f(v) = G(f) 1. Położenie PR 2. ∆pH 3. Wpływ stężenia miareczkowanego kwasu na przebieg krzywej miareczkowania.

WNIOSKI ANALITYCZNE: PR = 7 niezależnie od c HA Krzywe nie są w pełni symetryczne ze względu na efekt rozcieńczenia W miarę zmniejszania się c HA skok krzywej maleje W miarę zmniejszania się c HA maleje precyzja miareczkowania Mocne kwasy można miareczkować zarówno wobec fenoloftaleiny (∆pH: 8.3-10), jak i oranżu metylowego (∆pH: 3.1-4.4) dla c HA =1 i 0.1, ∆pH = 7-6 6. Rozcieńczone kwasy c ≅ 0.01 należy miareczkować wobec błękitu bromotymolowego (∆pH = 6.2-7.6), ∆pH ≅ 1 dla c HA = 0.001 7. Kwasów o stężeniu c HA < 0.001 praktycznie nie miareczkuje się.

1. 2. 3. 4. 5.

2.1.1.2 Alkalimetria słabych kwasów

c HA vo  Ka ⋅  f − vo + v  [ H 3O + ] + K a

 Kw  = − [ H 3O + ] + H O [ ] 3 

zał. upraszczające: v=0, f=0

Kw ≅0 [ H 3O + ] Ka [ H 3O + ] = c HA ⋅ [ H 3O + ] + K a

[ H 3O + ] >> [OH − ] = stąd:

gdy Ka → 0 (b. słaby kwas) ⇒ [H3O+] >> Ka

⇒

[ H 3O + ] = K a ⋅ c HA

pH = 1 / 2( pK a − lg c HA )

Przed PR (0 < f < 1)

Ka c HA vo c v = B >> ([OH − ] − [ H 3O + ]) ≅ 0 ⇒ f = + vo + v [ H 3O ] + K a c HA v o c v 1− B c HA v o c v − cB v [ H 3O +] = Ka ⋅ = Ka ⋅ HA o cB v cB v c HA vo

gdy c HA = c B ⇒

pH = pK a + lg

v −v v = pK a − lg o vo − v v

WNIOSEK: pH nie zależy od c HA

W PR (f=1) dla słabego kwasu w PR pH > 7

Kw = [OH − ] >> [ H 3 O + ] ≅ 0 + [ H 3O ] c HA vo  Ka ⋅ 1 − vo + v  [ H 3 O + ] + K a

 Kw  = +  [ H 3O ]

K a >> [ H 3O + ]

pH = 1 / 2( pK a + pK w + lg c HA ⋅

vo ) vo + v

dla c HA = c B pH = 1 / 2( pK a + pK w + lg c HA − lg 2) WNIOSKI: 1. w PR pH zawsze większe od 7 2. tym większe od 7 im większe jest c HA i pK a 3. PR w pH > 1 / 2 pK w

Po PR (∞ > f >1) zał. upraszczające:

K a >> [ H 3O + ] Kw = [OH − ] >> [ H 3 O + ] ≅ 0 [ H 3O + ] c HA vo Kw ⋅ ( f − 1) = vo + v [ H 3O + ] vo + v [ H 3O + ] = K w ⋅ c B v − c HA vo c v − c HA vo pH = pK w + lg B vo + v

dla c HA = c B

pH = pK w + lg c

v − vo vo + v

Przebieg krzywych miareczkowania alkalimetrycznego w zależności od mocy kwasu WNIOSKI: 1. Przy tym samym stężeniu początkowym kwasów, pH w punkcie początkowym zależy od mocy kwasu (Ka) i przesuwa się w kierunku większych wartości pH w miarę zmniejszania się mocy kwasu. 2. W przedziale 0 < f < 1 przebieg krzywej miareczkowania nie zależy od stężenia kwasu. Dla mocnego kwasu krzywa jest bardziej płaska, dla słabego (Ka< 10-3) pH zmienia się nieznacznie ze wzrostem f, gdyż mamy wówczas roztwór buforowy: mieszaninę słabego kwasu z jego solą z mocną zasadą. 3. pH w PR w przypadku alkalimetrii słabych kwasów leży zawsze powyżej 7 i jest tym wyższe im wyższe jest stężenie miareczkowanego kwasu oraz im słabszy jest kwas. 4. Odpowiednim wskaźnikiem wizualnym jest w tym przypadku fenoloftaleina (∆pH: 108,3). 5. Skok krzywej miareczkowania jest tym większy im większe jest stężenie początkowe analitu. 6. Skok krzywej miareczkowania maleje w miarę zmniejszania się mocy miareczkowanego kwasu. 7. Precyzja miareczkowania maleje ze zmniejszaniem się mocy i stężenia miareczkowanego kwasu. 8. Kwasów bardzo słabych (Ka < 10-7) nie można praktycznie miareczkować ze względu na mały skok krzywej miareczkowania. 9. Do miareczkowania bardzo słabych kwasów (w środowisku wodnym) należy stosować inny, odpowiedni rozpuszczalnik, w którym moc kwasu wzrośnie – rozpuszczalnik protofilny o większym charakterze zasadowym niż woda, np. amoniak, aminy organiczne.

2.1.2 Acydymetria W roztworze mamy cztery jony: H 3O + + A − + B + + OH − Musi być spełniony warunek, że: H 3O + + B + = A − + OH − Miareczkujemy mocnym kwasem: c ⋅v [ A − ] = HA vo + v

(1)

(2)

Jeśli mamy zasadę niecałkowicie zdysocjowaną: K [ BOH ] [B + ] = b [OH − ]

(3)

Bilans masy:

[ B + ] + [ BOH ] =

cb ⋅ v o vo + v

(4)

[BOH] z (3) do (4) [B + ] =

Kb cv ⋅ b o − [OH ] + K b vo + v

(5)

Podstawiamy: (2), (5) do (1) [ H 3O + ] +

Kb cv c v ⋅ b o = HA o + [OH − ] − vo + v [OH ] + K b vo + v

 c B vo  Kb   = [OH − ] − [ H 3O + ] − f −  vo + v  [OH ] + K b  Ogólne równanie miareczkowania acydymetrycznego

(6)

(Uwikłana postać dwuparametrycznego równania III stopnia względem [H3O+])

+

Równanie (6) wyraża zależność [H3O ] = f(v) = G(f) i jest słuszne zarówno dla mocnych i słabych zasad, jak i dla roztworów rozcieńczonych ( cb < 10 −6 ).

zał. upraszczające:

Kb =

[OH − ][ B + ] [ BOH ]

[B + ] [B + ] = cB [ BOH ] + [ B + ] Kb α= [OH − ] + K b c B vo (α − f ) = [OH − ] − [ H 3O + ] vo + v

α=

i stąd

2.1.2.1 Acydymetria mocnych zasad zał. α = 1 lub Kb → ∞ f=0

pH =

pK w = pK w + lg c B [OH − ]]

Przed PR (nadmiar zasady) zał. upraszczające:

[OH − ] >> [ H 3 O + ] =

Kw ≅0 [OH − ]

c B vo ( 1 − f ) = [ OH − ] vo + v pH = − lg[ H 3O + ] = pKW + lg

cB vo − cHA v vo + v

W PR (f=1) pH = − lg K w = 7

Po PR (nadmiar kwasu: f>1) zał. upraszczające: [ H 3O + ] >> [OH − ] ≅ 0 Z ogólnego równania podstawiamy f c B vo ( f − 1) = [ H 3O + ] vo + v c HA v − c B vo pH = − lg vo + v WNIOSKI ANALITYCZNE: PR w pH = 7 niezależnie od c B . Krzywe nie są w pełni symetryczne ze względu na efekt rozcieńczenia. W miarę zmniejszania się c B skok krzywej maleje. W miarę zmniejszania się c B maleje precyzja miareczkowania. Mocne zasady można miareczkować wobec fenoloftaleiny (∆pH: 8.3-10), jak i oranżu metylowego (∆pH: 3.1-4.4) dla c B = 1 i 0.1, ∆pH: = 7-6. 6. Rozcieńczone zasady c< 0.01 należy miareczkować wobec błękitu bromotymolowego (∆pH: 6.2-7.6). 7. Zasad o stężeniu c B < 0,001 praktycznie nie miareczkuje się.

1. 2. 3. 4. 5.

2.1.2.2 Acydymetria słabych zasad

 c B vo  Kb  − f  = [OH − ] − [ H 3O + ] − vo + v  [OH ] + K b  zał. upraszczające:

stąd

v=0, f=0 [OH − ] >> [ H 3O + ] ≅ 0 Kb cB ⋅ = [OH − ] − [OH ] + K b

gdy K b (b. słaba zasada) ⇒ [OH − ] >> K b

⇒

[OH − ] 2 = c B K b =

pH = pK w + 1 / 2 lg c B − 1 / 2 pK b

Kw [ H 3O + ]

Przed PR (0 < f < 1) zał. upraszczające:

c B vo >> ([OH − ] − [ H 3O + ]) ≅ 0 vo + v

gdy c HA = c B ⇒

Kb  c B vo   - f  = 0 vo + v  [OH ] + Kb  Kb c HA vo f = = c B vo [OH − ] + K b c v − c HA v [OH −] = K b ⋅ B o c HA v v pH = pK w − pK b − lg vo − v

W PR (f=1) dla słabej zasady w PR pH < 7 [ H 3O + ] >> [OH − ]

 c B vo  Kb Kw  − 1 = −[ H 3O + ] = − − vo + v  [OH ] + K b [OH − ]   c v  pH = 1 / 2 pK w − pK b − lg B o  vo − v   WNIOSKI: 1. w PR pH zawsze mniejsze od 7 2. tym mniejsze od 7 im większe jest c B i pK b 3. PR w pH <1/2 pKw

Po PR (∞ > f >1) zał. upraszczające: K b >> [OH − ] ≅ 0

Kw = [OH − ] << [ H 3O + ] + [ H 3O ] c B vo (1 − f ) = −[ H 3O + ] vo + v pH = − lg

c HA v − c B v o vo + v

WNIOSKI: 1. Przy tym samym stężeniu początkowym zasad, pH w punkcie początkowym zależy od mocy zasady (Kb) i przesuwa się w kierunku mniejszych wartości pH w miarę zmniejszania się mocy zasady. 2. W przedziale 0 < f < 1 przebieg krzywej miareczkowania nie zależy od stężenia zasady. Dla mocnej zasady krzywa jest bardziej płaska, dla słabej (Kb < 10-3) pH zmienia się nieznacznie ze wzrostem f, gdyż mamy wówczas roztwór buforowy: mieszaninę słabej zasady z jej solą z mocnym kwasem. 3. pH w PR w przypadku acydymetrii słabych zasad leży zawsze poniżej 7 i jest tym niższe im wyższe jest stężenie miareczkowanej zasady oraz im słabsza jest zasada. 4. Odpowiednim wskaźnikiem wizualnym jest w tym przypadku oranż metylowy (∆pH: 3.14.4) lub czerwień metylowa ((∆pH: 4.4-6.3). 5. Skok krzywej miareczkowania jest tym większy im większe jest stężenie początkowe analitu. 6. Skok krzywej miareczkowania maleje w miarę zmniejszania się mocy miareczkowanej zasady. 7. Precyzja miareczkowania maleje ze zmniejszaniem się mocy i stężenia miareczkowanej zasady. 8. Zasad bardzo słabych (Kb< 10-7) nie można praktycznie miareczkować ze względu na mały skok krzywej miareczkowania. 9. Do miareczkowania bardzo słabych zasad (w środowisku wodnym) należy stosować inny, odpowiedni rozpuszczalnik, w którym moc zasady wzrośnie – rozpuszczalnik protogenny o większym charakterze kwasowym niż woda, np. kwas octowy, kwas mrówkowy.

2.1.2.3 Acydymetria węglanów H 2 CO 3 + H 2 O ⇔ HCO3− + H 3O + K 1 = 10 −7 HCO3− + H 2 O ⇔ CO32− + H 3O + K 2 = 10 −11

Miareczkowanie węglanu sodu CO32− + H 3O + ⇔ HCO3− + H 2 O pK B1 = 3.7 (średnio mocna zasada anionowa) HCO3− + H 3O + ⇔ H 2 CO 3 + H 2 O pK B 2 = 7.6 (słaba anionowa)

Dla f = 0 pH = pK w − 1 / 2 pK B1 + 1 / 2 lg c = 14 − 1.8 − 0.5 = 11.7

c B = 0.1

pH = 11.7

pH = pK w − pK B1 − lg

ca v c B1v o − c a v

Dla f = 0.5 PR1 pH = pK w − 1 / 2( pK B1 + pK B 2 ) = 14 − 5.6 = 8.4

Dla f = 1 (słaby kwas H2CO3) [ H +] = K a 2 ⋅ ca 2

pH = 1 / 2( pK w − pK B1 − lg c B + lg 2) = 7 − 3.8 + 0.5 + 0.2 = 3.9

Dla f = 2

pH ≅ 1

(bez uwzględnienia rozcieńczenia) WNIOSKI: 1. miareczkować powoli (lokalne przesycenia) 2. intensywnie mieszać 3. ochłodzić 4. możliwe zanieczyszczenia CO2

m NaOH = f NaOH ⋅ c ⋅ (a − b) m Na2CO3 = f Na2CO3 ⋅ c ⋅ 2b

3 Wskaźniki w alkacymetrii 3.1 Wskaźniki wizualne jednobarwne i dwubarwne Absorpcja światła przez daną strukturę chemiczną wskaźnika przesuwa się zgodnie z ogólna regułą tym bardziej w kierunku dłuższych fal, im bardziej zwiększa się liczba sprzężonych liniowo wiązań podwójnych.

3.1.1 Wskaźniki dwubarwne – oranż metylowy (amfolit) +

InH + H2O ⇔ In- + H3O układ liniowo sprzężonych

wiązania podwójne nie

wiązań podwójnych

sprzężone liniowo

barwa czerwona

barwa żółta

postać kwasowa, zdolna do odczepiania jonu H3O

+

postać zasadowa, zdolna do przyłączania jonu H3O

pH < 3

+

pH > 4.4

[ In − ][ H 3O + ] [ InH ] [ InH ] pH = pK In − lg [ In − ]

K In =

WNIOSKI: 1. Barwa przejściowa (cebulkowa), gdy [InH] = [In-] 2. Oszacowanie błędu (stosunek [InH] do [In-] jak 1:10

pH = pK In ± 1 , czyli ∆pH = ±1 3. czy zależy od stężenia wskaźnika

 [ InH ]   pH = f  lg −   [ In ]  nie zależy od stężenia wskaźnika (dla wskaźników dwubarwnych)

3.1.2 Wskaźniki jednobarwne – fenoloftaleina (barwna postać tylko zasadowa) +

InH + H2O ⇔ In- + H3O brak sprzężonych liniowo

układ liniowo sprzężonych

wiązań podwójnych

wiązań podwójnych

bezbarwna

barwa czerwona

postać kwasowa

postać zasadowa

pH < 8.3

pH > 10

pH = pK In − lg

[ InH ] [ In − ]

[InH] = cInH - [In-], ale dla słabych kwasów lub zasad cInH>>[In-],

więc

pH ≅ pK In + lg[ In − ] − lg c In WNIOSKI: 1. pK zależy od cIn 2. Błąd wskaźnika można skorygować wykonując ślepą próbę dla cIn 3. cIn powinno być możliwie małe, aby móc tylko zaobserwować zmianę barwy

4 Alkacymetria w środowisku niewodnym 1. gdy oznaczane kwasy lub zasady nie są rozpuszczalne w wodzie 2. w celu zwiększenia względnej mocy oznaczanych kwasów lub zasad 3. w celu zróżnicowania względnej mocy kwasów lub zasad przy ich jednoczesnym oznaczaniu 4. gdy w wodzie analit wykazuje charakter obojętny

Teoria Arheniusa (jedynie roztwory wodne) •

mocznik : -

obojętny w wodzie

-

kwas w ciekłym amoniaku

-

zasada w bezwodnym kwasie octowym

•

•

NH4Cl : -

obojętny w wodzie (typowa sól)

-

w ciekłym amoniaku – kwas

-

w ciekłym HF zachowuje się jak zasada

HNO3 :

Teoria Brönsteda: (kwas - substancja oddająca protony, zasada - substancja przyjmująca protony) Reakcje protolizy (wymiany protonów): KWAS1

ZASADA2

ZASADA1

A-

CH3COO-

+

H3 O

⇔

CH3COO-

+

NH4

⇔

ClO4-

+

CH3COOH2

⇔

OH-

+

NH4

+

B

⇔

BH

CH3COOH

+

H2 O

⇔

CH3COOH

+

NH3

+ CH3COOH

H2 O

NH3

+

+

+

AH

HClO4

KWAS2

+ + +

+

Kwasy i zasady są substancjami przechodzącymi wzajemnie w siebie. Mogą to być cząsteczki obojętne lub jony.

Przykłady jonowych kwasów i zasad KWAS KATIONOWY

ZASADA

ANIONOWY

HSO −4

KATIONOWA

ANIONOWA

OH

NH +4

H2PO

[Al(H2O)5OH]2+

H3 O

HPO

[Fe(H2O)5OH]

+

− 4 2− 4 − 3

HCO

2+

-

wszystkie aniony kwasowe

Moc kwasów i zasad zależy od łatwości do przyłączania lub oddawania protonów (potencjału wymiany protonu wyrażanego w woltach + lub -)

HClO4 > HF > H2SO4 > HCl > CH3COOH > H2O > NH3 > NaOH

Właściwości rozpuszczalnika wpływające na wzajemne oddziaływanie z analitem: • stała dielektryczna • moment dipolowy •

zdolność do solwatacji

•

zdolność do asocjacji cząsteczek i jonów

generalnie: powinowactwo rozpuszczalnika do protonu

4.1 Podział rozpuszczalników stosowanych w alkacymetrii 1. aprotolityczne (aprotyczne) 2. protolityczne - protonodonorowe (protonogenne) - protonoakceptorowe (protonofilne) 3. amfiprotolityczne (amfoteryczne) 4. różnicujące

Rozpuszczalniki aprotolityczne - nie biorą udziału w reakcji, ponieważ nie tworzą jonów - rozpuszczone w nich związki nie ulegają dysocjacji -

nie podwyższają kwasowości lub zasadowości

-

nie hamują wędrówki protonu

wady: stosunkowo słaba rozpuszczalność związków organicznych przykłady: n-heksan, n-heptan, cykloheksan, trichlorometan, tetrachlorometan, benzen, chlorobenzen

Rozpuszczalniki protolityczne (biorą udział w wędrówce protonów) PROTOGENNE

(kwasowe, małe powinowactwo do protonu) – bezwodne kwasy, łatwo oddają

proton zwiększając charakter zasadowy a zmniejszając kwasowy substancji w nim rozpuszczonych

kwas octowy RNH2 + CH3COOH ⇔ RNH 3+ + CH3COOMoc słabych zasad zostaje nie tylko zwiększona, ale także różnice w mocy są niwelowane.

Trzy typy działań: -

bardzo słabe zasady nie tworzą octanów

-

średniej mocy zasady tworzą częściowo octany (indywidualne różnice

-

mocy rozpuszczonych zasad) stosunkowo mocne zasady tworzą octany, ich moc jest jednakowa

RNH 3+ + CH 3 COO- + CH 3 COOH +2 ClO −4 → RNH 3+ ClO −4 + 2CH 3 COOH Reakcja przebiega do końca jeśli oznaczana zasada jest protonoakceptorem silniejszym od rozpuszczalnika i sprzężonej zasady użytego kwasu R-NH 2 >> CH 3 COOH > ClO −4

inne: kwas mrówkowy – jon HCOOH +2 , bezwodnik kwasu octowego, kwas propionowy PROTONOFILOWE

(zasadowe, duże powinowactwo do protonu)

przykłady: aminy, DMF, ciekły amoniak, hydrazyna Im większe jest powinowactwo rozpuszczalnika do protonu, tym silniej zaznaczają się właściwości kwasowe rozpuszczonych w nim związków, a słabiej właściwości zasadowe. W ciekłym NH 3 bardzo słabe zasady (acetamid, mocznik, anilina) stają się słabymi kwasami – moc kwasów zostaje zwiększona (i zniwelowana) przez powstanie kwasu kationowego NH +4 ; AH + NH 3 ⇔ NH +4 + A-

Rozpuszczalniki różnicujące Organiczne związki tlenowe (wolne pary elektronów przy atomie tlenu – następuje obniżenie mocy rozpuszczonych w nich kwasów i zasad).

przykłady: etery, ketony, estry,alkohole