Prezentace se nahrává, počkejte prosím

Prezentace se nahrává, počkejte prosím

Chemické výpočty – část 2 Pavla Balínová. Teorie kyselin a zásad Arrheniova teorie kyselina = látka schopná odštěpit H + (CH 3 COOH ↔ CH 3 COO - + H +

Podobné prezentace


Prezentace na téma: "Chemické výpočty – část 2 Pavla Balínová. Teorie kyselin a zásad Arrheniova teorie kyselina = látka schopná odštěpit H + (CH 3 COOH ↔ CH 3 COO - + H +"— Transkript prezentace:

1 Chemické výpočty – část 2 Pavla Balínová

2 Teorie kyselin a zásad Arrheniova teorie kyselina = látka schopná odštěpit H + (CH 3 COOH ↔ CH 3 COO - + H + ) zásada = látka schopná odštěpit OH - Brönsted – Lowryho teorie kyselina = částice schopná odštěpit H + zásada = částice schopná vázat H + HCl + H 2 O ↔ H 3 O + + Cl - kyselina 1 zásada 2 kyselina 2 zásada 1 konjugovaný pár 1 Lewisova teorie – vychází z elektronové struktury zásada = látka mající volný elektronový pár kyselina = látka mající volný orbital

3 Autoprotolýza vody Voda patří mezi amfiprotní rozpouštědla (může přijímat i odevzdávat H + ). H 2 O + H 2 O ↔ H 3 O + + OH - Rovnovážná konstanta K eq = [H 3 O + ].[OH - ] [H 2 O] 2 Iontový součin vody K w = [H 3 O + ].[OH - ] Koncentrace H 3 O + v čisté vodě je = mol/l. Koncentrace OH - je také rovna mol/l. Čistá voda je neutrální roztok bez přebytku H 3 O + nebo OH - iontů. Iontový produkt je součinem koncentrací H 3 O + a OH - a po dosazení dostaneme: = K w =

4 Iontový součin vody K w = [H 3 O + ]. [OH - ] 10 –14 = [H 3 O + ]. [OH - ] / log log 10 –14 = log ([H 3 O + ]. [OH - ]) log(a x b) = log a + log b log 10 –14 = log [H 3 O + ] + log [OH - ] - 14 = log [H 3 O + ] + log [OH - ] / · (-1) 14 = - log [H 3 O + ] - log [OH - ] -log K W pH pOH - log K W = pK W pK W = pH + pOH = 14

5 Jestliže přidáme kyselinu do čisté vody, pak stoupá [H 3 O + ] a [OH - ] klesá tak dlouho, dokud se koncentrace obou iontů nerovná → roztok má kyselou reakci Jestliže přidáme zásadu do čisté vody, pak stoupá [OH - ] a [H 3 O + ] klesá tak dlouho, dokud se koncentrace obou iontů nerovná → roztok má zásaditou reakci Příklad: Citronová šťáva má [H 3 O + ] = 0,01 M. Jaká je [OH - ] ? [H 3 O + ]. [OH - ] = [OH - ] = [OH - ] =

6 Stupnice pH Záporné exponenty vyjadřují aktuální (okamžité) koncentrace H 3 O + a OH - iontů. V roce 1909, S. P. L. Sørensen zavedl, že pouze číslo v exponentu se bude využívat k vyjádření kyselosti. Sørensenova stupnice (0 – 14) se stala známou jako stupnice pH („hydrogen power“). pH = log 1 = - log [H 3 O + ] [H 3 O + ] Př. pH roztoku, který má koncentraci [H 3 O + ] = je 4.

7 Hodnoty pH vybraných substancí substance pH baterie do auta 0,5 žaludeční šťáva 1,5 – 2,0 ocet 2,9 káva 5,0 moč 6,0 čistá voda 7,0 krev 7,35 – 7,45 mýdlo 9,0 – 10,0

8 pH silných kyselin Silné kyseliny jsou prakticky zcela disociovány ve vodě, snadno odštěpují H + za tvorby H 3 O + a aniontu. Obecně: HA → H + + A - Př. HCl + H 2 O ↔ H 3 O + + Cl - Příklady silných kyselin: HCl, H 2 SO 4, HClO 4, HNO 3,…. pH = - log [H 3 O + ] = - log c HA Výpočty: 1) 0,1 M HCl, pH = ? 2) Silná kyselina s pH: a) 1,6 c = ? b) 3,0 c = ? 3) 0,08 M H 2 SO 4, pH =? 4) Ředění silné kyseliny z původní c 1 = 0,1 M na c 2 = 0,01 M, Δ pH=?

9 pH slabých kyselin Slabé kyseliny disociují ve vodě pouze částečně. Tvoří proto relativně malé množství H 3 O + iontů. Většina jejich molekul zůstává v nedisociované formě. Př. H 2 CO 3 + H 2 O ↔ HCO H 3 O + Příklady slabých kyselin: H 2 CO 3, CH 3 COOH, H 3 BO 3,…. K dis = [H + ].[A - ] [HA] K dis ≤ 10 –2 K dis = [H + ]. [A - ] [H + ] = [A - ] [HA] [HA] = c HA K dis = [H + ] 2 c HA K dis = K HA K HA · c HA = [H + ] 2 /log log (K HA · c HA ) = 2 · log [H + ] log K HA + log c HA = 2 · log [H + ] / ½ ½ log K HA + ½ log c HA = log [H + ] / · (-1) -½ log K HA - ½ log c HA = - log [H + ] - log K HA = pK HA ½ pK HA - ½ log c HA = pH → pH = ½ pK HA - ½ log c HA pH = ½ (pK HA – log c HA )

10 pH slabých kyselin - výpočty 1) 0,01 M kys. octová, K dis = 1, , pH = ? 2) 0,1 M kys. mléčná, pH = 2,4, K dis = ? 3) Ředění roztoku slabé kyseliny z původní c 1 = 0,1 M na c 2 = 0,01 M, ∆ pH = ?

11 pH silných zásad Silné zásady jsou prakticky zcela disociovány ve vodě. Obecně: BOH → B + + OH - Př. NaOH ↔ Na + + OH - Příklady silných zásad: NaOH, KOH, LiOH, …. pOH = - log [OH - ] = - log c BOH pH = 14 - pOH Výpočty: 1) 0,01 M KOH, pH = ? 2) Silná báze s pH: a) 11 c = ? b) 10,3 c = ? 3) 0,1 M Ba(OH) 2, pH = ? 4) 50 ml roztoku obsahuje 4 mg NaOH. Mr (NaOH) = 40 pH = ?

12 pH slabých zásad Slabé zásady disociují ve vodě pouze částečně, a proto produkují relativně málo OH - iontů. Většina jejich molekul zůstává v nedisociované formě. Př. NH 3 + H 2 O ↔ NH OH - Příklady slabých zásad: NH 3, anilin, … K dis = [B + ].[OH - ] [BOH] pK BOH = - log K dis pOH = ½ (pK BOH – log c BOH ) pH = 14 – pOH Výpočty: 1) 0,2 M NH 4 OH, pK = 4,74, pH = ? 2) 0,06 M dimethylamin, pK = 3.27, pH = ?

13 pH pufrů Pufry jsou roztoky schopné udržovat stálou hodnotu pH po malém přídavku kyseliny nebo zásady. Složení pufrů: a) slabá kys. + její sůl (př. CH 3 COOH + CH 3 COONa) b) slabá zásada + její sůl (př. NH 4 OH + NH 4 Cl) c) směs dvou solí (př. Na 2 HPO 4 + NaH 2 PO 4 ) d) látky amfoterní povahy (proteiny) Henderson – Hasselbalchova rovnice pH = pK A + log (c S. V S / c A. V A ) → pro kyselý pufr pOH = pK B + log (c S. V S / c B. V B ) pH = 14 – pOH → pro zásaditý pufr

14 pH pufrů - výpočty 1) 200 ml 0,5 M kys. octové ml 0,5 M octanu sodného → pufr, pK A = 4,76, pH = ? 2) 20 ml 0,05 M NH 4 Cl + 27 ml 0,2 M NH 4 OH → pufr, K = 1, , pH = ? 3) Nejdůležitějším pufračním systémem v krvi je bikarbonátový pufr (HCO 3 - / H 2 CO 3 ). Vypočítejte poměr jeho složek HCO 3 - / H 2 CO 3, jestliže pH pufru je 7,38 a pK(H 2 CO 3 ) = 6,1.


Stáhnout ppt "Chemické výpočty – část 2 Pavla Balínová. Teorie kyselin a zásad Arrheniova teorie kyselina = látka schopná odštěpit H + (CH 3 COOH ↔ CH 3 COO - + H +"

Podobné prezentace


Reklamy Google