Prezentace se nahrává, počkejte prosím

Prezentace se nahrává, počkejte prosím

OBECNÁ CHEMIE ROZTOKY ELEKTROLYTŮ Ing. Alena Hejtmánková, CSc. Katedra chemie Agronomická fakulta ČZU Praha © Praha, 2003.

Podobné prezentace


Prezentace na téma: "OBECNÁ CHEMIE ROZTOKY ELEKTROLYTŮ Ing. Alena Hejtmánková, CSc. Katedra chemie Agronomická fakulta ČZU Praha © Praha, 2003."— Transkript prezentace:

1 OBECNÁ CHEMIE ROZTOKY ELEKTROLYTŮ Ing. Alena Hejtmánková, CSc. Katedra chemie Agronomická fakulta ČZU Praha © Praha, 2003

2 Obecná chemie. Roztoky elektrolytů.2 ZÁKLADNÍ POJMY/1   BAAB Elektrolyty u při rozpouštění v polárním rozpouštědle disociují na ionty  vedou elektrický proud u elektrolyty pravé (iontové krystaly) u elektrolyty potenciální (polární kovalentní vazba) Elektrolytická disociace

3 Obecná chemie. Roztoky elektrolytů.3 ZÁKLADNÍ POJMY/2 závisí na: u na kvalitě u elektrolytu u rozpouštědla u teplotě u koncentraci Disociační stupeň  nn n α nedisdis   10,α 

4 Obecná chemie. Roztoky elektrolytů.4 ZÁKLADNÍ POJMY/3 pro silně zředěné roztoky   1 Disociační konstanta K dis Elektrolyty u silné (úplná disociace, K dis a  nemají význam) u slabé (částečná disociace)   BAAB [AB] ][B][A K dis  

5 Obecná chemie. Roztoky elektrolytů.5 ZÁKLADNÍ POJMY/4 ElektrolytyStupeň disociace silné  > 0,3 středně silné 0,03 <  < 0,3 slabé  < 0,03 pro vodné roztoky 0,1 mol/l při T = 18 °C

6 Obecná chemie. Roztoky elektrolytů.6 DISOCIACE VODY Význam pH u biochemie u zemědělství u přístup živin RoztokpHKoncentrace iontů kyselýpH < 7[H 3 O + ] > [OH  ] neutrálnípH = 7[H 3 O + ] = [OH  ] zásaditýpH > 7[H 3 O + ] < [OH  ] 14pOHpH  Autoprotolýza vody   OHOHOH dis O][H ][OH]O[H K   V mol.l10][OH]O[H 10][OH]O[HK     ]O logpH 3  

7 Obecná chemie. Roztoky elektrolytů.7 PROTOLYTICKÉ REAKCE (ACIDOBAZICKÉ ROVNOVÁHY) /1   HA konjugovaný pár kyselinazásada  H B 2. Brönsted–Löwry (1922) – transfer protonu H + 1. S. Arrhenius (1889) – teorie platí jen pro vodné roztoky   BBOHOH   AHHA

8 Obecná chemie. Roztoky elektrolytů.8 PROTOLYTICKÉ REAKCE (ACIDOBAZICKÉ ROVNOVÁHY) /2 B1B1  B2B2 konjugovaný pár K2K2 obecně K 1  konjugovaný pár H+H+

9 Obecná chemie. Roztoky elektrolytů.9 PROTOLYTICKÉ REAKCE (ACIDOBAZICKÉ ROVNOVÁHY) /3   HHCNCN   ClHHCl silná kyselinaslabá zásada slabá kyselinasilná zásada slabá báze slabá kyselina   NHOHNH 3  4 H2OH2O   ClH3OH3O HCl  H2OH2O

10 Obecná chemie. Roztoky elektrolytů.10 Amfiprotní u polární (autoprotolýza) u H 2 O, CH 3 OH, C 2 H 5 OH Aprotní u nepolární u CHCl 3 Protogenní u kyselá u HCl, HF, H 2 SO 4 Protofilní u bazická u NH 3, pyridin TYPY ROZPOUŠTĚDEL H+H+ H+H+ H+H+ H+H+ amfiprotní aprotní protogenní protofilní

11 Obecná chemie. Roztoky elektrolytů.11 VLIV ROZPOUŠTĚDLA NA SÍLU KYSELINY   4333 NHCOOCHNHCOOHCH   323 HCOOCHHCOOHCHO 3 O  33 FCOOHCHHFCOOHCH + 2 – silná kyselina slabá kyselina báze pojem kyselina a báze je relativní

12 Obecná chemie. Roztoky elektrolytů.12 DISOCIACE KYSELIN A ZÁSAD [B] ][OH][BH O][HKK 2disB   [HA] ][A]O[H O][HKK 3 2disA   AOHOHHA 32   OHBHBOH 2   Vícesytné kyseliny K A = K AI. K AII. K AIII silné středně silné K A = 10 –2 – 10 –4 slabé

13 Obecná chemie. Roztoky elektrolytů.13 Kyseliny u odštěpitelný H → H + u polární kovalentní vazba u heterolyticky štěpitelná vazba O–H VZTAH STRUKTURY A ACIDOBAZICKÝCH VLASTNOSTÍ /1 H – O – P – O H H u bezkyslíkaté kyseliny vliv rozdílu elektronegativity a iontové poloměry NH 3 H2OH2OHF PH 3 H2SH2SHCl

14 Obecná chemie. Roztoky elektrolytů.14 K dis1 K dis2 K dis3 VZTAH STRUKTURY A ACIDOBAZICKÝCH VLASTNOSTÍ /2 HClOHClO 2 HClO 3 HClO 4 silné kyseliny H n XO n+2 H n XO n+3 pokles elektronegativity Cl–OHBr–OHI–OH u kyslíkaté kyseliny u odhad ze stechiometrického vzorce u vícesytné kyseliny 10 5

15 Obecná chemie. Roztoky elektrolytů.15 Zásady u volný elektronový pár VZTAH STRUKTURY A ACIDOBAZICKÝCH VLASTNOSTÍ /3 protonizace H – N – H H H H + H + +

16 Obecná chemie. Roztoky elektrolytů.16 Zásady u látka sama H + nepřijímá, ale u všechny anionty jsou bazické VZTAH STRUKTURY A ACIDOBAZICKÝCH VLASTNOSTÍ /4 u elektropozitivita  HCOHCO Na2CONa OHHOH KKOH     LiOH NaOHMg(OH) 2 Al(OH) 3 KOH

17 Obecná chemie. Roztoky elektrolytů.17 Zásady u amfoterní hydroxidy VZTAH STRUKTURY A ACIDOBAZICKÝCH VLASTNOSTÍ /5 přednost má ta reakce, kdy vzniká slabší konjugovaná báze i kyselina silná kyselina vytěsní slabší z jejich solí

18 Obecná chemie. Roztoky elektrolytů.18 HYDROLÝZA SOLÍ/1   ClKKCl soli silných kyselin a zásad nehydrolyzují  pH = 7 1. hydrolyzují pouze ionty slabých kyselin a zásad Soli  silné elektrolyty  v roztocích úplně disociovány Hydrolýza  reakce iontů soli s H 2 O

19 Obecná chemie. Roztoky elektrolytů.19 HYDROLÝZA SOLÍ/2 soli slabých kyselin a silných zásad hydrolyzují  pH > 7 2.   NaCOOCHCOONaCH 33   OHCOOHCHOHCOOCH 323 A V H K K K  V ][H K ][OH    3 3 H ]COO[CH ][OHCOOH][CH K    hydrolytická konstanta silná báze stupeň hydrolýzy   hydrolyzované soli n n   rozpuštěné soli soliA V cK K  

20 Obecná chemie. Roztoky elektrolytů.20 HYDROLÝZA SOLÍ/3 soli silných kyselin a slabých zásad hydrolyzují  pH < 7 3. B V H K K K  hydrolytická konstanta silná kyselina stupeň hydrolýzy   hydrolyzované soli n n   rozpuštěné soli soliB V cK K   3424 OHOHNHOH2   44 ClNHClNH   4 34 H ][NH ]O[HOH][NH K    V 3 ][OH K ]O[H   

21 Obecná chemie. Roztoky elektrolytů.21 HYDROLÝZA SOLÍ/4 soli slabých kyselin a slabých zásad, hydrolyzují obě složky 4.4. pK A =  log K A SOZnZnSO   BA V H KK K K  BA V KK K  K A < K B pK A > pK B pH >7 K A = K B pK A = pK B pH = 7 K A > K B pK A < pK B pH < 7

22 Obecná chemie. Roztoky elektrolytů.22 HYDROLÝZA SOLÍ/5 Platí : Hydrolýza se podpoří (  je vyšší) u ředěním roztoku (c soli je menší) u čím je K A nebo K B nižší u zahřátím roztoku (hydrolýza je endotermická) Hydrolýza se potlačí (  je nižší) u zvýšením koncentrace produktů (H 3 O + OH  ) u zvýšením koncentrace soli u ochlazením roztoku Stabilizace iontů v roztoku přidáním kyseliny Význam u mění hodnotu pH (hnojiva, postřikové látky)

23 Obecná chemie. Roztoky elektrolytů.23 TLUMIVÉ ROZTOKY (ÚSTOJE, PUFRY)  HPONaPONaH 4242  ClNHOHNH slabá kyselina a její sůl 2. slabá báze a její sůl  COONaCHCOOHCH směs solí vícesytných kyselin Význam pufrů u tlumí výkyvy pH u příprava roztoků o daném pH Složení pufrů

24 Obecná chemie. Roztoky elektrolytů.24   HCOOCHCOOHCH  33 Na   COOCHCOONaCH  33   HCOOCHCOOHCH  33 c ky s c soli TLUMIVÉ ROZTOKY (ÚSTOJE, PUFRY) Jak pracuje pufr ??

25 Obecná chemie. Roztoky elektrolytů.25 pH PUFRŮ kys soli A c c logpKpH   3 3 A ]COO[CH COOH][CH log  K  log pH   3 3 A ]COO[CH COOH][CH K][H    3 3 A COOH][CH ][H]COO[CH K   Henderson-Hasselbachova rovnice

26 Obecná chemie. Roztoky elektrolytů.26   HCOOCHCOOHCH  33  přídavek H OH  přídavek OH 2 kys soli A c c logpKpH  Henderson-Hasselbachova rovnice Jak pracuje pufr ?? TLUMIVÉ ROZTOKY (ÚSTOJE, PUFRY)

27 Obecná chemie. Roztoky elektrolytů.27 KAPACITA PUFRU Složení pufru [%] Kapacita pufru [mol.l -1 ]  max sůlkyselina Kapacita pufru  u tlumivá schopnost  změna pH vyvolaná přídavkem H + nebo OH  u maximum pH = pK A => c soli = c kys pH = pK A ± 1 u účinnost pufru

28 28


Stáhnout ppt "OBECNÁ CHEMIE ROZTOKY ELEKTROLYTŮ Ing. Alena Hejtmánková, CSc. Katedra chemie Agronomická fakulta ČZU Praha © Praha, 2003."

Podobné prezentace


Reklamy Google