Prezentace se nahrává, počkejte prosím

Prezentace se nahrává, počkejte prosím

Acidobazické rovnováhy (rovnováhy kyselin a zásad) pH - definice silné a slabé kyseliny a zásady, výpočet pH soli slabých kyselin a zásad, hydrolýza, výpočet.

Podobné prezentace


Prezentace na téma: "Acidobazické rovnováhy (rovnováhy kyselin a zásad) pH - definice silné a slabé kyseliny a zásady, výpočet pH soli slabých kyselin a zásad, hydrolýza, výpočet."— Transkript prezentace:

1 Acidobazické rovnováhy (rovnováhy kyselin a zásad) pH - definice silné a slabé kyseliny a zásady, výpočet pH soli slabých kyselin a zásad, hydrolýza, výpočet pH roztoků solí slabých kyselin a zásad pufry – složení, použití, pufrační kapacita, výpočet pH

2

3 kyselina (acid) = donor protonu (HCl) zásada (base) = akceptor protonu (NH 3 ) anion kyseliny po odštěpení protonu = konjugovaná báze (Cl - ) zásada po navázání protonu = konjugovaná kyselina (NH 4 - ) i ve čisté vodě dochází k přenosu protonu – autoprotolýza vody, rovnováha iontový produkt vody

4 pH definováno při vyjádření pomocí koncentrace:

5 slabé kyseliny, slabé zásady - disociují jen zčásti B (aq) + H 2 O  BH + (aq) + OH - (aq) disociační konstanta slabé kyseliny disociační konstanta slabé baze HA (aq) + H 2 O  H 3 O + (aq) + A - (aq) vztah disociační konstanty a rovnovážné konstanty:

6 stupeň konverze - vyjadřuje, kolik látky zreagovalo od začátku reakce do okamžiku t rovnovážný stupeň konverze – vyjadřuje, kolik látky zreagovalo od začátku reakce do ustavení rovnováhy

7 rovnovážné stupně konverze pro některé reakce – zvláštní název: disociční stupeň - rovnovážný stupeň konverze pro reakci disociace stupeň hydrolýzy - rovnovážný stupeň konverze pro reakci hydrolýzy

8 v rovnici pro disociační konstantu vystupují tři neznámé koncetrace - nelze vyřešit a vypočítat koncentrace jednotlivých forem v roztoku vyjádříme jednotlivé koncetrace pomocí disociačního stupně  a počáteční koncetrace slabé kyseliny: HA  A - + H + c o  c o  c o (1 -  ) c o  c o  do výrazu pro rovnovážnou konstantu dosadíme tato vyjádření: v rovnici je jen jedna neznámá, 

9 hodnoty disociačních konstant jsou malá čísla místo hodnot disocičních konstant se udávají hodnoty disociace slabé kyseliny závisí na koncentraci čím zředěnější roztok, tím větší disociace

10 výpočet pH slabé kyseliny: nejprve nutno vypočíst stupeň disociace ze vztahu v prvním kroku počítáme  přibližně za předpokladu, že  << 1, ze zjednodušeného vztahu:

11 vyjde-li stupeň disociace < % (záleží na požadované přesnosti výpočtu), počítáme dále se získanou hodnotou  vyjde-li stupeň disociace vyšší: řešíme nezjednodušenou kvadratickou rovnici (výpočet diskriminantu, s jeho pomocí výpočet kořenů, aplikace okrajových podmínek  rozhodnutí, který kořen má smysl)

12 vícesytné kyseliny: disociace probíhá postupně: disociace 1. vodíku - disociace do 1. stupně disociace 2. vodíku - disociace do 2. stupně disociace 3. vodíku - disociace do 3. stupně kyselina šťavelová, kyselina citronová,... rozdíly disociačních konstant do jednotlivých stupňů - o několik řádů: kyselina citronová: kyselina fosforečná:

13 acidobazické vlastnosti solí - hydrolýza soli od silných kyselin a silných zásad - neutrální reakce roztoků soli od slabých kyselin silných zásad - zásaditá reakce octan sodný, mravenčan draselný soli od silných kyselin a slabých zásad - kyselá reakce dusičnan amonný, soli organických zásad - např.chlorid TRISu - chlorid tris(hydroxymethylaminometanu) soli od slabých kyselin a slabých zásad - reakce neutrální, kyselá nebo zásaditá - záleží na poměru disociačních konstant

14 rozpustíme sůl, sůl po rozpuštění disociuje na ionty je-li kation od silné zásady a anion od silné kyseliny - solvatace, žádná další reakce je-li jedna z komponent od slabého elektrolytu (kyseliny, zásady), musí vyhovět disociační konstantě proto reakce s vodou na nedisociovanou formu - hydrolýza

15 konstanta hydrolýzy konstanty hydrolýzy nejsou tabelovány vypočítají se z disociačních konstant a iontového produktu vody

16 výpočet pH pro roztok soli, která hydrolyzuje: vyjádření konstanty hydrolýzy pomocí stupně hydrolýhy c 0 - c 0  c 0  c 0 

17 další postup analogický jako u výpočtu pH slabých kyselin : zjednodušený postup pro  <<1

18 pufry: pufr: a) roztok slabé kyseliny a její soli, obsahuje: b) roztok slabé zásady a její soli, obsahuje: jak pufry udržují pH: a) b)

19

20 výpočet pH pufru: Henderson - Haselbachova rovnice: a) b)

21 disociace potlačena (vysoká koncentrace kyselin + přítomnost aniontu ze soli) hydrolýza potlačena (vysoká koncentrace soli + přítomnost nedisociované formy z kyseliny)

22 pufrační kapacita. počet molů H+ (OH-), který způsobí změnu pH o jedničku největší pufrační kapacita (v kyselém i zásaditém směru) při pH = pKa (v roztoku je stejně iontů soli jako nedisociovaných molekul, poměr koncentrací je 1, log je roven nule) hodnoty pK a můžeme odečíst z titračních křivek slabých kyselin a zásad

23 acodobazická titrace, titrační křivky: silná kyselina + silná zásada pH na počátku pH v bodě ekvivalence =7 pH na konci 14 - pOH

24 silná zásada + silná kyselina pH na počátku 14 - pOH pH v bodě ekvivalence =7 pH na konci

25 titrace slabá kyselina + silná zásada: pH na počátku - podle koncentrace slabé kyseliny, podle pKa pH v bodě ekvivalence: sůl slabé kys. - hydrolýza pH hydrolyzované soli c = c (počáteční)/2 pK a

26 porovnání kyselin s různými hodnotami disociačních konstant:

27 titrace slabé kyseliny silnou zásadou - odečítání hodnoty disociační konstanty a oblasti pufrační kapacity: pK a

28 titrace slabé zásady silnou kyselinou, pKb, oblast pufrační kapacity: 14 - pK b

29 titrační křivka vícesytné kyseliny:

30 distribuční diagram ukazuje relativní zastoupení jednotlivých forem pK 1 pK 2

31 odkaz na animaci distribučních diagramů polyprotických (vícesytných) kyselin l

32 acidobazické indikátory – jsou to slabé kyseliny nedisociovaná a disociovaný forma se liší barvou (obsahují tedy chromofor absorbující ve VIS oblasti)

33 barvy acidobazických indikátorů v závislosti na pH a výběr indikátorů pro titraci

34 silná kyselina + silná zásada: žádný z indikátorů nemá přechod blízko bodu ekvivalence, ale závislost je tak příkrá, že vyhoví oba ke stanovení b. e.

35 slabá kyselina + silná zásada fenolftalein vyhoví v tomto konkrétním případě

36 slabá kyselina + slabá zásada příliš pozvolná změna na křivce, netitruje se na indikátor, pouze potenciometricky


Stáhnout ppt "Acidobazické rovnováhy (rovnováhy kyselin a zásad) pH - definice silné a slabé kyseliny a zásady, výpočet pH soli slabých kyselin a zásad, hydrolýza, výpočet."

Podobné prezentace


Reklamy Google