Prezentace se nahrává, počkejte prosím

Prezentace se nahrává, počkejte prosím

Teorie kyselin a zásad Výpočty pH Joško Ivica. OTÁZKY - OPAKOVÁNÍ 1)Napište vzorce kyseliny chlorovodíkové, hydroxidu draselného a reakce jejich disociace.

Podobné prezentace


Prezentace na téma: "Teorie kyselin a zásad Výpočty pH Joško Ivica. OTÁZKY - OPAKOVÁNÍ 1)Napište vzorce kyseliny chlorovodíkové, hydroxidu draselného a reakce jejich disociace."— Transkript prezentace:

1 Teorie kyselin a zásad Výpočty pH Joško Ivica

2 OTÁZKY - OPAKOVÁNÍ 1)Napište vzorce kyseliny chlorovodíkové, hydroxidu draselného a reakce jejich disociace ve vodě 2)Napište vzorce kyseliny octové, amoniaku a reakce jejich disociace 3)Napište rovnici pro rovnovážnou konstantu disociace kyseliny octové 4)Napište vzorec octanu sodného a reakci jeho disociace. 5)Co je pH? 6)Iontový součin vody

3 OPAKOVÁNÍ 1)HCl H + + Cl - nebo HCl + H 2 O H 3 O + + Cl - KOH K + + OH - 2)CH 3 COOH + H 2 O CH 3 COO - + H 3 O + CH 3 COOH CH 3 COO - + H + NH 3 + H 2 O NH OH - 3) [CH 3 COO - ] [H + ] 4)CH 3 COONa CH 3 COO - + Na + 5)pH = -log[H + ] 6)K V = [H + ][OH - ] = 1,008· při 25°C pOH = -log[OH - ] pH + pOH = 14 = pK v ! H2OH2O KAKA KAKA KBKB [CH 3 COOH] K A =

4 Kyseliny a zásady Arrheniova teorie: Kyseliny jsou látky schopné disociovat ve vodě na vodíkový iont (H + ) a příslušný anion (pouze vodné prostředí) HNO 3  H + + NO 3 - Zásady jsou sloučeniny, které ve vodě disociují na hydroxidový iont a kation NaOH  Na + + OH - Brønstedova teorie: Kyseliny jsou látky schopné uvolňovat H +, a zásady jsou látky schopné H + vázat (platné i v nevodných prostředích) kyselina  H + + zásada konjugovaný pár

5 pH silných kyselin a zásad HA H + + A - úplná disociace kyseliny pH = -log a(H + ) a – aktivita a(H + ) = γ ± ·c(HA) γ ± - střední aktivitní koeficient U velmi zředěných roztoků γ ± = 1! c(HA) = [H + ] = [A - ] pH = -log[H + ]

6 pH silných kyselin a zásad BOH B + + OH - pH = 14 - pOH = 14 + [log a(OH - )] úplná disociace zásady c(BOH) = [OH - ] = [B + ] a(OH - ) = γ ± ·c(BOH) U velmi zředěných roztoků γ ± = 1! pH = 14 - pOH = 14 + log [OH - ] pOH = -log[OH - ]

7 pH slabých kyselin a zásad Disociace slabých kyselin (K a < ) HA + H 2 O A - + H 3 O + K a = = = [A - ][H 3 O + ] [HA] c-x xx x2x2 c-x = koncentrace kyseliny při rovnováze x = koncentrace produktů při rovnováze c-x c = počátečná koncentrace kyseliny c >> x u ředěných slabých kyselin x2x2 c pK a = -logK a pH = -log[H 3 O + ] [H 3 O + ] = x = (K a c) 1/2 / log pH = -log [H 3 O + ] = ½ [pK a – log(c)]

8 pH slabých kyselin a zásad Disociace slabých zásad B + H 2 O BH + + OH - c-xxx c-x = koncentrace zásady při rovnováze x = koncentrace produktů při rovnováze c = počátečná koncentrace zásady K b = [BH + ][OH - ] [BH] x2x2 c-x == x2x2 c c >> x u ředěných slabých zásad pK b = -logK b pOH = -log[OH - ] pH = 14 - pOH [OH - ] = x = (K b c) 1/2 / log pH = 14 – pOH = 14 – ½ [pK b – log(c)]

9 Hydrolýza soli Při rozpouštění soli, jejíž jeden ion pochází od silného elektrolytu (kyseliny nebo zásady) a druhý od slabého, dojde k její úplné disociaci, protože ionty silného elektrolytu mohou v roztoku existovat pouze v iontové formě Ionty slabého elektrolytu reagují s molekulami vody, čímž vytvoří konjugovanou částici Příklady: CH 3 COONa, KCN, NH 4 Cl, NH 4 NO 3

10 Soli slabých kyselin a silných zásad CH 3 COONa  CH 3 COO - + Na + K A = [CH 3 COO - ][H + ] [CH 3 COOH] CH 3 COO - + H 2 O CH 3 COOH + OH - K H = [CH 3 COOH]OH - [] [CH 3 COO - ] [H + ][OH - ] = K v Platí, že K H ·K A = K V  K H = K V /K A CH 3 COO - + H 2 O CH 3 COOH + OH - c-x c = počátečná koncentrace soli c-x = koncentrace anionu slabé kyseliny v rovnováze xx x = koncentrace produktů v rovnováze [CH 3 COOH] = [OH - ] KAKA = K V = [OH - ] 2 c c-x = c

11 Z toho vyplývá obecný výraz pro výpočet pH solí slabých kyselin a silných zásad: [OH - ] 2 = K v · c (soli) KAKA pOH = 7 – 1/2[pK A – log(c)] pH = 14 - pOH pH = 7 + ½ [pK A + log(c)]

12 Soli slabých zásad a silných kyselin NH 4 Cl  NH Cl - K B = NH H 2 O NH 3 + H 3 O + K H = [H + ][OH - ] = K v Platí, že K H ·K B = K V  K H = K V /K B [NH 4 + ][OH - ] [NH 3 ] [H 3 O + ] [NH 4 + ] NH H 2 O NH 3 + H 3 O + [H 3 O + ] = [NH 3 ] c-xxx KVKV KBKB = [H 3 O + ] 2 c c = počátečná koncentrace soli c-x = koncentrace kationu slabé zásady v rovnováze x = koncentrace produktů v rovnováze c-x = c

13 Z toho vyplývá obecný výraz pro výpočet pH solí slabých zásad a silných kyselin: [H 3 O + ] 2 = K v · c(soli) KBKB pH = 7 - ½[pK B + log(c)]

14 Soli slabých zásad a slabých kyselin Aniony a kationy slabé kyseliny a zásady tvořící sůl o koncentraci c reagují s vodou, např. NH 4 CN CN - + H 2 O = HCN + OH - NH H 2 O = NH 3 + H 3 O + NH CN - HCN + NH 3 c-x c-x x x c-x = c K H = [HCN][NH 3 ]/[CN - ][NH 4 + ] = [HCN] 2 /[CN - ] 2 Platí, že K H · K A ·K B = K V  K H = K v /K A K B K A = [H 3 O + ][CN - ]/[HCN]  (1/K H ) 1/2 [H 3 O + ] 2 = K A 2 K H = K V · K A /K B [H 3 O + ] 2 = K V · K A KBKB pH = 7 + ½[pK A - pK B ]

15 PUFRY Pufry (tlumivé roztoky) = konjugovaný pár kyseliny nebo zásady, který je schopný udržovat v jistém rozmezí stabilní pH po přidání silné kyseliny či zásady do systému Pufry jsou obvykle směsi slabých kyselin a jejich solí se silnými zásadami, nebo směsi slabých zásad a jejich solí se silnými kyselinami Důležitost pufračních systémů v organismu (krev, mezibuněčný prostor, buňky)

16 Výpočty pH roztoků pufrů Pufr sestavající se ze slabé kyseliny a její soli se silnou zásadou HA + H 2 O A - + H 3 O + K a Henderson – Hasselbalchova rovnice pH = pKa + log[A-]/[HA] HA – slabá kyselina A - – konjugovaná zásada Pufr sestavající se ze slabé zásady a její soli se silnou kyselinou B + H 2 O BH + + OH - pOH = pK b + log[BH + ]/[B] B – slabá zásada BH + - konjugovaná kyselina

17 Výpočty pH 1.Vypočítejte pH 1 mM KOH! 2.Vypočítejte pH 0.01 M kyseliny mravenčí (HCOOH) při 25°C, pK a = 3.8! 3.Vypočítejte pH M NH 3 při 25°C, pK b = 4.8! 4.Vypočítejte pH 0.1 M NaCN při 25°C, pK a = 9.21! 5.Vypočítejte pH 0.7 M NH 4 Cl při 25°C, pK b = 4.8! 6.Vypočítejte pH 5 mM laktátu ammoného CH 3 CH(OH)COONH 4 při 25°C, pK a = 3.86, pK b = 4.8! 7.Vypočítejte pH pufru, který obsahuje 0.1 M CH 3 COONa a 0.1 M CH 3 COOH, pK a = 4.8! 8.Vypočítejte pH pufru, který obsahuje 0.1 M NH 4 Cl a 1 M NH 3, pK b = 4.8!

18 1. c(KOH) = 0,001 M = [K + ] = [OH - ] KOH  K + + OH - pOH = -log [OH - ] = 3 pH = 14 – pOH = 11

19 2. c(HCOOH) = 0.01 M, pK a = 3.8 HCOOH ↔ HCOO - + H x=c x x x = konc. produktů při rovnováze ↓ konc. HCOOH při rovnováze K a =[HCOO - ][H + ]/[HCOOH] = x 2 /c = [H + ] 2 /0.01 [H + ] = (K a ·0.01) 1/2 pH = -log[H + ] = ½ [3.8 – log(0.01)] = 2.9

20 3. c(NH 3 ) = M, pK b = 4.8 H 2 O NH 3 NH OH x x x x = konc. produktů při rovnováze ↓ konc. NH 3 při rovnováze x = c K b =[NH 4 + ][OH - ]/[NH 3 ] = x 2 /c = [OH - ] 2 /0.001 [OH - ] = (K b ·0.001) 1/2 pOH = -log[OH - ] = ½ [pK b - log(0.001)] pH = 14 - ½ [4.8 - log(0.001)] = 14 – 3.9 = 10.1

21 4. c(NaCN) = 0.1 M, pK a = 9.21 NaCN  Na + + CN - HCN H + + CN - K a =[H + ][CN - ]/[HCN] CN - + H 2 O HCN + OH - K H = [OH - ][HCN]/[CN - ] c-x = c x x [HCN] = [OH - ] K v = K a K H  K v / K a = [OH - ] 2 /c  [OH - ] = (K v c/ K a ) 1/2 pOH = ½(pK v – pK a + log c)  pH = 14 - ½(pK v – pK a + log c) = pH = 7 + ½ [pK A + log(c)] = 7 + ½ ( log 0.1) = 11.1

22 5. c(NH 4 Cl) = 0.7 M, pK b = 4.8 NH 4 Cl  NH Cl - NH 3 NH OH - K b = [NH 4 + ][OH - ]/[NH 3 ] NH H 2 O NH 3 + H 3 O + K H = [NH 3 ][H 3 O + ]/[NH 4 + ] c-x = c x x [NH 3 ] = [H 3 O + ] K v = K a K H  K v / K a = [H 3 O + ] 2 /c  [H 3 O + ] = (K v c/K b ) 1/2 pH = 7 - ½[pK B + log(c)] = 7 – ½ (4.8 – 0.15) = 4.68 H2OH2O

23 6. c(CH 3 CH(OH)COONH 4 ) = M, pK a = 3.86, pK b = 4.8 CH 3 CH(OH)COO - + H 2 O CH 3 CH(OH)COOH + OH - NH H 2 O NH 3 + H 3 O + CH 3 CH(OH)COO - + NH 4 + CH 3 CH(OH)COOH + NH 3 c-x c-x x x K H = [CH 3 CH(OH)COOH][NH 3 ]/[CH 3 CH(OH)COO - ][NH 4 + ] = [CH 3 CH(OH)COOH] 2 /[CH 3 CH(OH)COO - ] 2 K v = K H K A K B  K H = K v /K A K B K A = [H 3 O + ][CH 3 CH(OH)COO - ]/[CH 3 CH(OH)COOH] [H 3 O + ] 2 = K A 2 K H = K V · K A /K B pH = 7 + ½[pK A - pK B ]= 7 + ½ [3.86 – 4.8] = 6.53 (1/K H ) 1/2

24 M CH 3 COONa, 0.1 M CH 3 COOH, pK a = 4.8 CH 3 COOH + H 2 O CH 3 COO - + H 3 O + K a pH = pK a + log [CH 3 COO - ]/[CH 3 COOH] = = 4.8

25 M NH 4 Cl a 1 M NH 3, pK b = 4.8 NH 3 + H 2 O NH OH - K b pOH = pK b + log [NH 4 Cl]/[NH 3 ] = 4.8 – 1 = 3.8 pH = 14 – pOH = 10.2


Stáhnout ppt "Teorie kyselin a zásad Výpočty pH Joško Ivica. OTÁZKY - OPAKOVÁNÍ 1)Napište vzorce kyseliny chlorovodíkové, hydroxidu draselného a reakce jejich disociace."

Podobné prezentace


Reklamy Google