Prezentace se nahrává, počkejte prosím

Prezentace se nahrává, počkejte prosím

Soli Soli jsou iontové sloučeniny vzniklé neutralizační reakcí. –Např. NaCl je sůl vzniklá reakcí kyseliny HCl a zásady NaOH. Př.: Napište neutralizační.

Podobné prezentace


Prezentace na téma: "Soli Soli jsou iontové sloučeniny vzniklé neutralizační reakcí. –Např. NaCl je sůl vzniklá reakcí kyseliny HCl a zásady NaOH. Př.: Napište neutralizační."— Transkript prezentace:

1 Soli Soli jsou iontové sloučeniny vzniklé neutralizační reakcí. –Např. NaCl je sůl vzniklá reakcí kyseliny HCl a zásady NaOH. Př.: Napište neutralizační reakce jejichž produktem jsou CH 3 COONa, NaCN, NH 4 Cl, (NH 4 ) 2 CO 3. Soli jsou vzhledem k iontovému charakteru vazby často rozpustné ve vodě. Vlastnosti soli závisí na síle kyseliny a zásady ze které sůl vznikla. - Např. některé rozpuštěné soli ovlivňují pH roztoku.

2 pH roztoků solí - hydrolýza Soli silných kyselin a silných zásad pH roztoku neovlivňují (např. NaCl, KCl, LiClO 4 …) Roztoky solí slabé kyseliny a silná zásady jsou (mírně) zásadité, roztoky solí silné kyseliny a slabé zásady jsou (mírně) kyselé. Příčina: ionty slabé kyseliny/zásady podléhají hydrolýze A  (aq) + H 2 O(l)  HA(aq) + OH  (aq) B + (aq) + H 2 O(l)  BOH(aq) + H 3 O + (aq) Př.: Odhadněte pH roztoků CH 3 COONa, NaCN, NH 4 Cl, N 2 H 5 Br. U solí slabých kyselin a slabých zásad rozhoduje velikost K a a K b kyselé a zásadité části soli. Př.: Odhadněte zda je roztok NH 4 CN spíše kyselý nebo zásaditý. K a (HCN) = 4.9x10  10, K b (NH 4 OH) = 1.8x10  5.

3 Efekt společného iontu Rovnováhu v roztoku ovlivní přídavek některého z iontů, které se na rovnováze podílejí. Př.: NaClO do roztoku HClO; do roztoku NH 3. Ovlivnění plyne ze vztahu pro rovnovážnou konstantu: např. přídavkem NaClO do roztoku HClO dojde k potlačení disociace kyseliny a roztok bude méně kyselý než před přídavkem soli. HClO+ H 2 O  H 3 O + + ClO  NaClO  Na + + ClO 

4 Pufry Pufr je směs konjugovaného páru slabé kyseliny a zásady (nebo naopak), odolává změně pH. Např. směs slabé kyseliny HA a její sodné soli: HA (aq) H + (aq) + A - (aq) NaA (s) Na + (aq) + A - (aq) K a = [H + ][A - ] [HA] [H + ] = K a [HA] [A - ] -log [H + ] = -log K a - log [HA] [A - ] pH = pK a + log [A - ] [HA] [H + ] = K a ·r [HA] [A - ] r = Hendersonova- Hasselbalchova rovnice

5 Pufrační účinek Nejvyšší pufrační kapacita dosažena v případě [kyselina] = [zásada], pH = pKa. pH v pufrační oblasti je úměrné podílu koncentrací konjugované kyseliny a zásady. Jde o příklad efektu společného iontu (aniont soli potlačuje disociaci kyseliny). Př.: ekvimolární směs CH 3 COOH a CH 3 COONa. Po přídavku silné kyseliny: Po přídavku silné zásady: H + (aq) + CH 3 COO - (aq) CH 3 COOH (aq) OH - (aq) + CH 3 COOH (aq) CH 3 COO - (aq) + H 2 O (l)

6 Stabilizace pH pufrem HCl H + + Cl - HCl + CH 3 COO - CH 3 COOH + Cl -

7 Výpočty pH v pufrech Př.: Vypočítejte pH roztoku který obsahuje Na 2 HPO 4 o koncentraci M a KH 2 PO 4 o koncentraci M. pK a2 =7.20. Př.: Určete podíl koncentrací kyseliny a její konjugované zásady v roztoku o pH = 5.45 a pK a = Př.: Vypočítejte pH roztoku, který obsahuje NH 3 o koncentraci M a NH 4 Cl o koncentraci M. Př.: Určete pH směsi vzniklé z 5.00 ml M NaOH a ml M HClO, je-li K a = 3.5x10  8. Př.: Vypočítejte pH ml fosfátového pufru, který obsahuje ekvimolární koncentrace (0.200 M) kyseliny a soli, po přídavku ml M NaOH nebo ml M HCl. pK a2 = 7.20

8 Udržování pH v krvi

9 Neutralizace Neutralizační reakce je reakce kyseliny a zásady za vzniku soli a vody. Rozsah neutralizační reakce je téměř kvantitativní, výjimka může nastat u neutralizace slabé kyseliny slabou zásadou. Př.: slabá kyselina se silnou zásadou: HClO + NaOH  NaClO + H 2 OK = ? Př.: slabá kyselina se slabou zásadou: Př.: Určete rozsah neutralizační reakce dimethylaminu (K b = 5.4x10  4 ) s HF (K a = 3.5x10  4 ) nebo s HClO (K a = 3.5x10  8 ).

10 Titrace Titrace je proces, využívající reakce spojené se změnou barvy nebo jiné veličiny k určení koncentrace jednoho z reaktantů. Titrační křivka neutralizační titrace udává pH jako funkci přidaného objemu kyseliny/zásady o známé koncentraci. K prudké změně pH dojde v okolí bodu ekvivalence. Stanovením bodu ekvivalence lze zjistit koncentraci titrantu. Př.: bod ekvivalence v ml roztoku kyseliny nastal po přídavku ml M NaOH. Jaká je koncentrace (jednosytné) kyseliny?

11 Titrační křivka: silná kyselina a silná zásada NaOH (aq) + HCl (aq) H 2 O (l) + NaCl (aq) OH - (aq) + H + (aq) H 2 O (l)

12 Titrace silné kyseliny silnou zásadou Zásada postupně neutralizuje kyselinu a pH se zvyšuje. n b = moly přidané zásady n a,r = moly zbývající kyseliny, n H3O+ = n a,r n a,r = n a  n b = C a V a  C b V b Platí až do bodu ekvivalence, který je v tomto případě kolem pH = 7. Za bodem ekvivalence je pH určeno pouze přebytečným množstvím zásady. Př.: Určete pH roztoku 10.0 ml M HCl po přídavku 5.00, 10.0 a 15.0 ml M NaOH.

13 Titrace slabé kyseliny silnou zásadou Zásada postupně neutralizuje kyselinu a pH se zvyšuje. n b = moly přidané zásady n HA = moly zbývající kyseliny n HA = C HA V HA  C b V b n A  = n b = C b V b Platí do bodu ekvivalence, kterým je pH soli slabé kyseliny se silnou zásadou. Za bodem ekvivalence je pH určeno pouze přebytečným množstvím zásady. Př.: Určete pH roztoku 10.0 ml M kyseliny octové po přídavku 5.00, 10.0 a 15.0 ml M NaOH. K a = 1.75x10  5.

14 Titrační křivka: slabá kyselina a silná zásada CH 3 COOH (aq) + NaOH (aq) CH 3 COONa (aq) + H 2 O (l) CH 3 COOH (aq) + OH - (aq) CH 3 COO - (aq) + H 2 O (l) CH 3 COO - (aq) + H 2 O (l) OH - (aq) + CH 3 COOH (aq)

15 Výběr vhodného indikátoru Př.: Jaký indikátor je vhodný k titraci HNO 2 odměrným roztokem KOH? - Slabá kyselina titrovaná silnou zásadou. - V bodě ekvivalence bude konjugovaná báze slabé kyseliny, očekávané pH > 7.

16 Titrační křivka a pracovní oblast indikátorů

17 Rozpouštěcí rovnováhy AgCl (s) Ag + (aq) + Cl - (aq) K sp = [Ag + ][Cl - ]K sp je součin rozpustnosti MgF 2 (s) Mg 2+ (aq) + 2F - (aq) K sp = [Mg 2+ ][F - ] 2 Ag 2 CO 3 (s) 2Ag + (aq) + CO (aq) K sp = [Ag + ] 2 [CO ] Ca 3 (PO 4 ) 2 (s) 3Ca 2+ (aq) + 2PO (aq) K sp = [Ca 2+ ] 3 [PO ] 2 Rozpouštění iontových látek ve vodě: Q = K sp Nasycený roztok Q < K sp Nenasycený roztok Q > K sp Přesycený roztok

18 Součin rozpustnosti některých minerálů

19 Výpočet rozpustnosti Př.: Jaká je rozpustnost AgCl v g/l ? AgCl (s) Ag + (aq) + Cl - (aq) K sp = [Ag + ][Cl - ] = s 2 počátek (M) rovnováha (M) 0.00 ss s = K sp  = 1.3 x [Ag + ] = 1.3 x M [Cl - ] = 1.3 x M rozpustnost AgCl = 1.3 x mol AgCl 1 l roztoku g AgCl 1 mol AgCl x = 1.9 x g/L K sp = 1.6 x

20 Vliv společného iontu na rozpustnost AgBr (s) Ag + (aq) + Br - (aq) K sp = 7.7 x s 2 = K sp s = 8.8 x NaBr (s) Na + (aq) + Br - (aq) [Br - ] = M AgBr (s) Ag + (aq) + Br - (aq) [Ag + ] = s [Br - ] = s  K sp = x s s = 7.7 x Přídavek společného iontu snižuje rozpustnost soli. Př.: Jaká je molární rozpustnost AgBr (a) v čisté vodě; (b) v M roztoku NaBr?

21 Tvorba vaječné skořápky Ca 2+ (aq) + CO 3 2- (aq) CaCO 3 (s) H 2 CO 3 (aq) H + (aq) + HCO 3 - (aq) HCO 3 - (aq) H + (aq) + CO 3 2- (aq) CO 2 (g) + H 2 O (l) H 2 CO 3 (aq)


Stáhnout ppt "Soli Soli jsou iontové sloučeniny vzniklé neutralizační reakcí. –Např. NaCl je sůl vzniklá reakcí kyseliny HCl a zásady NaOH. Př.: Napište neutralizační."

Podobné prezentace


Reklamy Google