Chemia AnalitycznaALKACYMETRIA

Autor: prof. dr hab. inż Marek Biziuk

Edycja i korekta: dr inż. Andrzej Wasik, mgr inż. Anna Jastrzębska

Katedra Chemii AnalitycznejWydział Chemiczny

Politechnika Gdańska2001

ALKACYMETRIA

1 Pojęcia kwasu i zasady1.1 Teoria Arrheniusa

KWAS - dysocjuje tworząc jon H+

ZASADA - dysocjuje tworząc jon OH -

reakcja hydrolizy: sól + woda = kwas + zasada

reakcja zobojętniania: kwas + zasada = woda + sól

1.2 Teoria Brönsteda - Lowry'ego (protonowa)

KWAS - substancja zdolna do oddawania protonówZASADA - substancja zdolna do przyjmowania protonów

KWAS1⇔ ZASADA1 + [H+]

CH3COOH + H2O ⇔ CH3COO + H3O+

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 = ]][[]][[

2

3

OHHAAOH −+

KWAS1 ZASADA2 ZASADA1 KWAS2

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

KHA = ][

]][[ 3

HAAOH −+

Stopień dysocjacji:

α = ][][

][−

−

+ AHAA

1.3 Teoria Lewisa (elektronowa teoria wiązań)

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

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

ALKACYMETRIA

Acydymetria

(oznaczanie zawartych w badanym roztworzezasad za pomocą miareczkowaniamianowanym roztworem kwasu)

Alkalimetria

(oznaczanie w roztworze zawartościkwasów za pomocą miareczkowania

mianowanym roztworem zasady)

2 Równania krzywych miareczkowaniaalkacymetrycznego

)f(G)v(F]OHlg[pH t ==−= +3

++++++ −=−−=⋅−=−= HHHHHHa flgpHclgflg)cflg(algHp

pHHpa >

-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: HA + H2O ⇔ H3O+ + A-

titrant: BOH ⇔ B+ + OH-

ostatecznie: H3O+ +OH- ⇔ H2O + H2O

Reakcja zobojętniania - odwrócenie reakcji autoprotolizy wody.

W roztworze mamy cztery jony:−+−+ +++ OHBAOH 3

Musi być spełniony warunek:−−++ +=+ OHABOH 3 (1)

Miareczkujemy mocną zasadą:

vvvcB

o

B

+⋅=+ ][ (2)

Jeśli mamy kwas niecałkowicie zdysocjowany:

][][][

3+

− =OHHAKA a (3)

Bilans masy:

vvvc

HAAo

oHA

+⋅

=+− ][][ (4)

[HA] z (3) do (4)

vvvc

KOHK

Ao

oHA

a

a

+⋅

+= +

−

][][

3

(5)

][][

3+

− =OH

KOH w (6)

oHA

B

vcvcf = (7)

Podstawiamy: (2), (5), (6) i (7) do (1), co daje:

(8)

Równanie (8) wyraża zależność [H3O+] = f(v) = G(f) i jest słuszne zarówno dla mocnych isłabych kwasów, jak i dla roztworów rozcieńczonych ( 610−<HAc ).

Założenia upraszczające:

][]][[ 3

HAAOHKa

−+

=

α =HAc

A ][ −

=][][

][−

−

+ AHAA

a

a

KOHK

+= + ][ 3

α

i stąd: ( ) ][][ 3

3

++ −=−⋅

+OH

OHK

fvv

vc w

o

oHA α (9)

]OH[]OH[

KK]OH[

Kf

vvvc w

a

a

o

oHA +++ −=

+

−⋅+ 3

33

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

2.1.1.1 Alkalimetria mocnych kwasów

zał. α = 1 lub Ka → ∞

( ) ][][

1 33

++ −=−⋅

+OH

OHK

fvv

vc w

o

oHA (10)

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

Przed PR (nadmiar kwasu)zał. upraszczające:

0][

][][3

3 ≅=>> +−+

OHK

OHOH w

( ) ][1 3+=−⋅

+OHf

vvvc

o

oHA (11)

vvvcvc

OHpHo

BoHA

+−

−=−= + lg]lg[ 3

W PR (f=1)

ze wzoru (10): 0][][ 3

3

=− ++ OH

OHK w

7lg =−= wKpH

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

0][][

][ 33

=>>= ++

− OHOH

KOH w

z równania (11):

( )][

13

+=−⋅+ OH

Kf

vvvc w

o

oHA

podstawiamy f:

vvvcvc

pKOHpHo

oHAoBw +

−+=−= + lg]lg[ 3

WNIOSEK: )( BcfpH =

Przebieg krzywych miareczkowania: pH = f(v) = G(f)1. Położenie PR

2. ∆pH

3. Wpływ stężenia miareczkowanego kwasu na przebieg krzywej miareczkowania.

WNIOSKI ANALITYCZNE:

1. PR = 7 niezależnie od HAc2. Krzywe nie są w pełni symetryczne ze względu na efekt rozcieńczenia3. W miarę zmniejszania się HAc skok krzywej maleje4. W miarę zmniejszania się HAc maleje precyzja miareczkowania5. Mocne kwasy można miareczkować zarówno wobec fenoloftaleiny (∆pH: 8.3-10), jak i

oranżu metylowego (∆pH: 3.1-4.4) dla HAc =1 i 0.1, ∆pH = 7-66. Rozcieńczone kwasy c ≅ 0.01 należy miareczkować wobec błękitu bromotymolowego

(∆pH = 6.2-7.6), ∆pH ≅ 1 dla HAc = 0.0017. Kwasów o stężeniu HAc < 0.001 praktycznie nie miareczkuje się.

2.1.1.2 Alkalimetria słabych kwasów

][][][ 3

33

+++ −=

+

−⋅+

OHOH

KKOH

Kf

vvvc w

a

a

o

oHA

zał. upraszczające:v=0, f=0

0][

][][3

3 ≅=>> +−+

OHK

OHOH w

stąd:a

aHA KOH

KcOH

+⋅= +

+

][][

33

gdy Ka → 0 (b. słaby kwas) ⇒ [H3O+] >> Ka ⇒ HAa cKOH ⋅=+ ][ 3

)lg(2/1 HAa cpKpH −=

Przed PR (0 < f < 1)

0])[]([ 3 ≅−>>+

+− OHOHvv

vc

o

oHA ⇒ oHA

B

a

a

vcvc

KOHK

f =+

= + ][ 3

vcvcvcKa

vcvc

vcvc

KaOHB

BoHA

oHA

B

oHA

B

−⋅=

−⋅=+1

]3[

gdy BHA cc = ⇒v

vvpK

vvvpKpH o

ao

a−

−=−

+= lglg

WNIOSEK: pH nie zależy od HAc

W PR (f=1)

dla słabego kwasu w PR pH > 7

0][][][ 3

3

≅>>= +−+ OHOH

OHK w

][][1

33++ =

+

−⋅+ OH

KKOH

Kvv

vc w

a

a

o

oHA

][ 3+>> OHK a

)lg(2/1vv

vcpKpKpH

o

oHAwa +

⋅++=

dla BHA cc =)2lglg(2/1 −++= HAwa cpKpKpH

WNIOSKI:1. w PR pH zawsze większe od 72. tym większe od 7 im większe jest HAc i apK3. PR w wpKpH 2/1>

Po PR (∞∞∞∞ >>>> f >>>>1)

zał. upraszczające: ][ 3+>> OHK a

0][][][ 3

3

≅>>= +−+ OHOH

OHK w

( )][

13

+=−⋅+ OH

Kf

vvvc w

o

oHA

oHAB

ow vcvc

vvKOH

−+

⋅=+ ][ 3

vvvcvc

pKpHo

oHABw +

−+= lg

dla BHA cc =vv

vvcpKpH

o

ow +

−+= lg

Przebieg krzywych miareczkowania alkalimetrycznego w zależności od mocy kwasuWNIOSKI: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 zmniejszaniasię 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 sięnieznacznie ze wzrostem f, gdyż mamy wówczas roztwór buforowy: mieszaninę słabegokwasu z jego solą z mocną zasadą.

3. pH w PR w przypadku alkalimetrii słabych kwasów leży zawsze powyżej 7 i jest tymwyższe im wyższe jest stężenie miareczkowanego kwasu oraz im słabszy jest kwas.

4. Odpowiednim wskaźnikiem wizualnym jest w tym przypadku fenoloftaleina (∆pH: 10-8,3).

5. Skok krzywej miareczkowania jest tym większy im większe jest stężenie początkoweanalitu.

6. Skok krzywej miareczkowania maleje w miarę zmniejszania się mocy miareczkowanegokwasu.

7. Precyzja miareczkowania maleje ze zmniejszaniem się mocy i stężenia miareczkowanegokwasu.

8. Kwasów bardzo słabych (Ka < 10-7) nie można praktycznie miareczkować ze względu namały skok krzywej miareczkowania.

9. Do miareczkowania bardzo słabych kwasów (w środowisku wodnym) należy stosowaćinny, odpowiedni rozpuszczalnik, w którym moc kwasu wzrośnie – rozpuszczalnikprotofilny o większym charakterze zasadowym niż woda, np. amoniak, aminy organiczne.

2.1.2 Acydymetria

W roztworze mamy cztery jony:−+−+ +++ OHBAOH 3

Musi być spełniony warunek, że:−−++ +=+ OHABOH 3 (1)

Miareczkujemy mocnym kwasem:

vvvcA

o

HA

+⋅

=− ][ (2)

Jeśli mamy zasadę niecałkowicie zdysocjowaną:

][][

][ −+ =

OHBOHK

B b (3)

Bilans masy:

vvvc

BOHBo

ob

+⋅

=++ ][][ (4)

[BOH] z (3) do (4)

vvvc

KOHK

Bo

ob

b

b

+⋅

+= −

+

][][ (5)

Podstawiamy: (2), (5) do (1)

][][

][ 3−

−+ +

+=

+⋅

++ OH

vvvc

vvvc

KOHK

OHo

oHA

o

ob

b

b

(6)

Równanie (6) wyraża zależność [H3O+] = f(v) = G(f) i jest słuszne zarówno dla mocnych isłabych zasad, jak i dla roztworów rozcieńczonych ( 610−<bc ).

zał. upraszczające:

][]][[

BOHBOHKb

+−

=

][][][][

+

++

+==

BBOHB

cB

B

α

b

b

KOHK

+= − ][

α

i stąd ( ) ][][ 3+− −=−

+OHOHf

vvvc

o

oB α

2.1.2.1 Acydymetria mocnych zasad

zał. α = 1 lub Kb → ∞

f=0

Bww cpK

OHpK

pH lg]][

+== −

Przed PR (nadmiar zasady)zał. upraszczające:

0][

][][ 3 ≅=>> −+−

OHK

OHOH w

( ) ][f −=−+

HO1vv

vc

o

oB

vvvcc v

OHpHo

oB HA

+−

+= pKW−= + lg]lg[ 3

][][][ 3

+−− −=

−

++OHOHf

KOHK

vvvc

b

b

o

oB

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

W PR (f=1)7lg =−= wKpH

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

0][][ 3 ≅>> −+ OHOH

Z ogólnego równania podstawiamy f

( ) ][1 3+=−

+OHf

vvvc

o

oB

vvvcvc

pHo

oBHA

+−

−= lg

WNIOSKI ANALITYCZNE:

1. PR w pH = 7 niezależnie od Bc .2. Krzywe nie są w pełni symetryczne ze względu na efekt rozcieńczenia.3. W miarę zmniejszania się Bc skok krzywej maleje.4. W miarę zmniejszania się Bc maleje precyzja miareczkowania.5. Mocne zasady można miareczkować wobec fenoloftaleiny (∆pH: 8.3-10), jak i oranżu

metylowego (∆pH: 3.1-4.4) dla Bc = 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 Bc < 0,001 praktycznie nie miareczkuje się.

2.1.2.2 Acydymetria słabych zasad

][][][ 3

+−− −=

−

++OHOHf

KOHK

vvvc

b

b

o

oB

zał. upraszczające:v=0, f=0

0][][ 3 ≅>> +− OHOH

stąd ][][

−− =

+⋅ OH

KOHK

cb

bB

gdy bK (b. słaba zasada) ⇒ bKOH >>− ][ ⇒][

][3

2+

− ==OH

KKcOH w

bB

bBw pKcpKpH 2/1lg2/1 −+=

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

0])[]([ 3 ≅−>>+

+− OHOHvv

vc

o

oB

0

=

+o

oB

v v

vc

oB

oHA

b

b

vcvc

KOHK

f =+

= − ][

vcvcvc

KOHHA

HAoBb

−⋅=−][

gdy BHA cc = ⇒vv

vpKpKpHo

bw −−−= lg

W PR (f=1)

dla słabej zasady w PR pH < 7

][][ 3−+ >> OHOH

][][1

][ 3 −+

− −=−=

−

++ OHK

OHKOH

Kvv

vc w

b

b

o

oB

−

−−=vv

vcpKpKpH

o

oBbw lg2/1

WNIOSKI:1. w PR pH zawsze mniejsze od 72. tym mniejsze od 7 im większe jest Bc i bpK

3. PR w pH <1/2 pKw

Po PR (∞∞∞∞ >>>> f >>>>1)zał. upraszczające:

0][ ≅>> −OHKb

][][][ 3

3

+−+ <<= OHOH

OHK w

( ) ][1 3+−=−

+OHf

vvvc

o

oB

vvvcvc

pHo

oBHA

+−

−= lg

Kb

Kb[OH ] +- - f

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 miaręzmniejszania 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 sięnieznacznie ze wzrostem f, gdyż mamy wówczas roztwór buforowy: mieszaninę słabejzasady z jej solą z mocnym kwasem.

3. pH w PR w przypadku acydymetrii słabych zasad leży zawsze poniżej 7 i jest tym niższeim wyższe jest stężenie miareczkowanej zasady oraz im słabsza jest zasada.

4. Odpowiednim wskaźnikiem wizualnym jest w tym przypadku oranż metylowy (∆pH: 3.1-4.4) lub czerwień metylowa ((∆pH: 4.4-6.3).

5. Skok krzywej miareczkowania jest tym większy im większe jest stężenie początkoweanalitu.

6. Skok krzywej miareczkowania maleje w miarę zmniejszania się mocy miareczkowanejzasady.

7. Precyzja miareczkowania maleje ze zmniejszaniem się mocy i stężenia miareczkowanejzasady.

8. Zasad bardzo słabych (Kb< 10-7) nie można praktycznie miareczkować ze względu namały skok krzywej miareczkowania.

9. Do miareczkowania bardzo słabych zasad (w środowisku wodnym) należy stosować inny,odpowiedni rozpuszczalnik, w którym moc zasady wzrośnie – rozpuszczalnik protogennyo większym charakterze kwasowym niż woda, np. kwas octowy, kwas mrówkowy.

2.1.2.3 Acydymetria węglanów

+− +⇔+ OHHCOOHCOH 33232 71 10−=K

+−− +⇔+ OHCOOHHCO 32323 11

2 10−=K

Miareczkowanie węglanu sodu

OHHCOOHCO 23323 +⇔+ −+− 7.31 =BpK

(średnio mocna zasada anionowa)

OHCOHOHHCO 23233 +⇔+ +− 6.72 =BpK(słaba anionowa)

Dla f = 0

7.115.08.114lg2/12/1 1 =−−=+−= cpKpKpH Bw

1.0=Bc pH = 11.7

vcvcvc

pKpKpHaoB

aBw −

−−=1

1 lg

Dla f = 0.5 PR1

4.86.514)(2/1 21 =−=+−= BBw pKpKpKpH

Dla f = 1 (słaby kwas H2CO

3)

22][ aa cKH ⋅=+

9.32.05.08.37)2lglg(2/1 1 =++−=+−−= BBw cpKpKpH

Dla f = 2

pH ≅ 1(bez uwzględnienia rozcieńczenia)

WNIOSKI:1. miareczkować powoli (lokalne przesycenia)2. intensywnie mieszać3. ochłodzić4. możliwe zanieczyszczenia CO2

)( bacfm NaOHNaOH −⋅⋅=bcfm CONaCONa 2

3232⋅⋅=

3 Wskaźniki w alkacymetrii3.1 Wskaźniki wizualne jednobarwne i dwubarwne

Absorpcja światła przez daną strukturę chemiczną wskaźnika przesuwa się zgodnie zogólna regułą tym bardziej w kierunku dłuższych fal, im bardziej zwiększa się liczbasprzężonych liniowo wiązań podwójnych.

3.1.1 Wskaźniki dwubarwne – oranż metylowy (amfolit)

InH + H2O ⇔ In- + H3O+

układ liniowo sprzężonych

wiązań podwójnych

wiązania podwójne nie

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

][]][[ 3

InHOHInK In

+−

=

][][lg −−=

InInHpKpH In

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

1±= InpKpH , czyli 1±=∆pH

3. czy zależy od stężenia wskaźnika

= − ][

][lgInInHfpH

nie zależy od stężenia wskaźnika (dla wskaźników dwubarwnych)

3.1.2 Wskaźniki jednobarwne – fenoloftaleina (barwna postać tylkozasadowa)

InH + H2O ⇔ In- + H3O+

brak sprzężonych liniowo

wiązań podwójnych

układ liniowo sprzężonych

wiązań podwójnych

bezbarwna barwa czerwona

postać kwasowa postać zasadowa

pH < 8.3 pH > 10

][][lg −−=

InInHpKpH In

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

InIn cInpKpH lg]lg[ −+≅ −

WNIOSKI:1. pK zależy od cIn2. Błąd wskaźnika można skorygować wykonując ślepą próbę dla cIn3. cIn powinno być możliwie małe, aby móc tylko zaobserwować zmianę barwy

4 Alkacymetria w środowisku niewodnym1. gdy oznaczane kwasy lub zasady nie są rozpuszczalne w wodzie2. w celu zwiększenia względnej mocy oznaczanych kwasów lub zasad3. w celu zróżnicowania względnej mocy kwasów lub zasad przy ich jednoczesnym

oznaczaniu4. 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

• HNO3 :

- w ciekłym HF zachowuje się jak zasada

Teoria Brönsteda: (kwas - substancja oddająca protony, zasada - substancja przyjmującaprotony)

Reakcje protolizy (wymiany protonów):

KWAS1 ZASADA2 ZASADA1 KWAS2

AH + B ⇔ BH+

+ A-

CH3COOH + H2O ⇔ CH3COO- + H3O+

CH3COOH + NH3 ⇔ CH3COO- + NH4

+

HClO4 + CH3COOH ⇔ ClO4- + CH3COOH2

+

H2O + NH3 ⇔ OH- + NH4

+

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

Przykłady jonowych kwasów i zasad

KWAS ZASADA

KATIONOWY ANIONOWY KATIONOWA ANIONOWA

NH +4

H3O+

HSO −4

H2PO −4

HPO −24

HCO −3

[Al(H2O)5OH]2+

[Fe(H2O)5OH]2+

OH-

wszystkie anionykwasowe

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 jonówgeneralnie: 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 oddająproton zwiększając charakter zasadowy a zmniejszając kwasowy substancji w nimrozpuszczonych

kwas octowyRNH2 + CH3COOH ⇔ RNH +

3 + CH3COO-

Moc 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 odrozpuszczalnika 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 sięwłaściwości 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 kationowegoNH +

4 ;

AH + NH 3 ⇔ NH +4 + A-

Rozpuszczalniki różnicująceOrganiczne związki tlenowe (wolne pary elektronów przy atomie tlenu – następuje obniżeniemocy rozpuszczonych w nich kwasów i zasad).

przykłady: etery, ketony, estry,alkohole