Prezentace se nahrává, počkejte prosím

Prezentace se nahrává, počkejte prosím

Kapaliny a roztoky Rozpustnost Rozpustnost – děj na molekulární úrovni Rozpouštění látek ve vodě – narušení struktury vody.

Podobné prezentace


Prezentace na téma: "Kapaliny a roztoky Rozpustnost Rozpustnost – děj na molekulární úrovni Rozpouštění látek ve vodě – narušení struktury vody."— Transkript prezentace:

1 Kapaliny a roztoky Rozpustnost Rozpustnost – děj na molekulární úrovni Rozpouštění látek ve vodě – narušení struktury vody

2 Kapaliny a roztoky Rozdíl v  H H mezi aniontem a kationtem / (kJ·mol –1 ) Entalpie roztoku / (kJ·mol –1 ) LiI

3 Málo rozpustné látky Solvatační energie Solvatační energie > mřížková energie srážecí reakce Málo rozpustné látky: srážecí reakce SO 4 2– Ba 2+ BaSO 4 2 Na + + SO 4 2– + Ba Cl –  BaSO Na Cl – Na + HCO 3 – NaHCO 3 Na + + NH Cl – + HCO 3 –  NaHCO 3 + NH Cl – vyjádření rozpustnosti : – S – součin rozpustnosti S S = = = = [ [ [ [A]n · [B]m

4 Kyseliny – Zásady (pH) [H+] [OH–] = 10–14 H + OH – 14 Arrhenius H +, OH – log[H + ] + log[OH – ] = 14 7 – log[H + ] = 7 pH = – log [H 3 O + ] pH  0 – 14 konjugované dvojice BrønstedH + ; konjugované dvojice H + + H 2 O  H 3 O + HClO 4 + CH 3 COOH  CH 3 COOH ClO 4 –

5 Rozdělení rozpuštědel I. PROTICKÁ H + I. PROTICKÁ – odštěpují H +, rekombinace etOH + NH 4 +  NH 3 + etOH 2 + etOH + RNH 2  RNH 3 + etO – amfiprotní a) amfiprotní – donor i akceptor protonu (voda, alkoholy) II. APROTICKÁ II. APROTICKÁ – uhlovodíky protofilní b) protofilní – bazické (NH 3 ) NH 3 + CH 3 COOH  NH CH 3 COO – protogenní c) protogenní – kyselé (H 2 SO 4 ) H 2 SO 4 + R 2 O  R 2 OH + + HSO 4 –

6 Síla Brønstedových kyselin HA     H+ + A– a A - pH pH kyseliny: pH = pK a + log a HA [H 3 O + ] [F – ] K a HF (aq) + H 2 O (l)  H 3 O + (aq) + F – (aq) K a = [HF] [NH 4 + ] [OH – ] K b NH 3 (aq) + H 2 O (l)  NH 4 + (aq) + OH – (aq) K b = [NH 3 ] K w 2 H 2 O (l)  H 3 O + (aq) + OH – (aq) K w = [H 3 O + ] [OH – ] iontový součin vody Ka · Kb = Kw p pp pKa + pKb = pKw  pH = – log [H 3 O + ] p K = – log K disociační konstanta kyseliny disociační konstanta zásady autoprotolýza vody

7 Síla Brønstedových kyselin KyselinaHA A–A–A–A– KaKaKaKa pKapKapKapKa jodovodíkováHII–I– –11 chloristá HClO 4 ClO 4 –10 –10 bromovodíkováHBrBr – 10 9 –9 –9 chlorovodíkováHClCl – 10 7 –7 –7 sírová H 2 SO 4 HSO 4 – 10 2 –2 –2 oxoniový kationt H3O+H3O+H3O+H3O+ H2OH2O ,0 trihydrogenfosforečná H 3 PO 4 H 2 PO 4 – 7,5 · 10 –32,12 fluorovodíkováHFF–F– 3,5 · 10 –43,45 uhličitá H 2 CO 3 HCO 3 – 4,3 · 10 –76,37 sulfan H2SH2SH2SH2SHS – 9,1 · 10 –87,04 amonium NH 4 + NH 3 5,6 · 10 –109,25 kyanovodíkováHCNCN – 4,9 · 10 –109,31

8 Kyselina fosforečná H 3 PO 4 [H + ] [H 2 PO 4 – ] H 3 PO 4 K 1 p K 1 = 2,15 H 3 PO 4  H + + H 2 PO 4 – K 1 = p K 1 = 2,15 [H 3 PO 4 ] [H + ] [HPO 4 2 – ] H 2 PO 4 – K 2 p K 2 = 7,20 H 2 PO 4 –  H + + HPO 4 2– K 2 = p K 2 = 7,20 [H 2 PO 4 – ] [H + ] [PO 4 3 – ] HPO 4 2– K 3 p K 3 = 12,37 HPO 4 2–  H + + PO 4 3– K 3 = p K 3 = 12,37 [HPO 4 2 – ] tří Disociace do tří stupňů:

9 Distribuční diagram H 3 PO % 50 % 100 %pH H 3 PO 4 H 2 PO 4 – HPO 4 2– PO 4 3–

10 Kyseliny – Zásady Síla kyselin H + Síla kyselin – schopnost odštěpovat proton H + >>>> HI > HBr > HCl > HFH 2 S > H 2 O Neutralizace Neutralizace :H + + OH –  H 2 O Vytěsňování kyselin a zásad < LiOH < KOH << Ca(OH) 2 < Sr(OH) 2 < Ba(OH) 2 >> KOH > Ca(OH) 2 > … Zásady: >> H 2 SO 4 > H 2 SeO 4 HNO 3 > HSbO 4 >> H 2 SO 4 > H 2 SO 3 H 3 PO 4 > H 3 PO 3

11 Jednoduché oxokyseliny typu O p E(OH) q Paulingova pravidla: 1)pK a 1)pK a ~ (8 – 5 p) 2)uq > 1pK a 5 2)u kyselin, kde q > 1, rozdíl konsekutivních pK a je asi 5 p = 0 p = 1 p = 2 p = 3

12 Síla kyselin a zásad pKapKa  [Fe(H 2 O) 6 ] 3+ (aq) + H 2 O (l)   [Fe(H 2 O) 5 (OH)] 2+ (aq) + H 3 O + (aq) poloměr iontu průměr molekuly vody

13 Kyselinotvorné, zásadotvorné a amfoterní oxidy kyselinotvorné SO 3 + H 2 O  H 2 SO 4 zásadotvorné CaO + H 2 O  Ca(OH) 2 amfoterní Al 2 O H 3 O H 2 O  2 [Al(H 2 O) 6 ] 3+ Al 2 O OH – + 3 H 2 O  2 [Al(OH) 4 ] –

14 Kyselinotvorné, zásadotvorné a amfoterní oxidy Kyselá oblast Bazická oblast Oxidační číslo Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Bazické Amfoterní Kyselé

15 Polyoxokationty [Fe(H 2 O) 6 ] 3+ (aq) + H 2 O (l)  [Fe(H 2 O) 5 (OH)] 2+ (aq) + H 3 O + (aq) [Fe(H 2 O) 6 ] 3+ [Fe(H 2 O) 5 (OH)] 2+

16 Polyoxokationty [Fe 2 O(H 2 O) 10 ] 2+ [AlO 4 {Al(OH) 2 } 12 ] 7+

17 Polyoxoanionty [P 2 O 7 ] 4–

18 Polykyseliny – polyanionty Slabé kyseliny, např.: H 3 PO 4 4 H 3 PO 4 + P 2 O 5  3 H 4 P 2 O 7 2 Na 2 HPO 4  Na 4 P 2 O 7 + H 2 O 2 CrO 4 2– + 2 H +  Cr 2 O 7 2– + H 2 O Cr 2 O 7 2– + 2 OH –  2 CrO 4 2– + H 2 O – O 3 S–O–H + H–O–SO 3 –  – O 3 S–O–SO 3 – + H 2 O Hlavní podskupiny: 3. – 6. Přechodné prvky: V, Cr, Mo, W (NH 4 ) 6 Mo 7 O 24 (NH 4 ) 3 [PMo 12 O 24 ]

19 Superkyseliny R 3 CH + H 2 SO 3 F +  R 3 CH HSO 3 F  H 2 + R 3 C +  rozklad  

20 Lewisovy kyseliny a báze H + + OH –  H 2 O H + + H 2 O  H 3 O + Lewis: –báze – báze obsahuje volný elektronový pár –kyselina – kyselina má k dispozici prázdný orbital SiF F –  [SiF 6 ] 2– Cu NH 3  [Cu(NH 3 ) 6 ] 2+ A A–B :B A A–B :B kyselina komplex báze LUMO HOMO

21 Lewisovy kyseliny a báze Lewis: –báze – báze obsahuje volný elektronový pár –kyselina – kyselina má k dispozici prázdný orbital

22 Oxidace a redukce Oxidační číslo číslo – H: +1 +1, O: –2–2–2–2 e – Oxidačně-redukční reakce – přenos elektronu e – Elektrodový potenciál kovů solný můstek H2H2 H2H2 Zn (s) Pt Zn 2+ (aq) H + (aq) E (a) (a) 2 H + (aq) + 2 e –  H 2 (g) Eº = 0 (b) (b) Zn 2+ (aq) + 2 e –  Zn (s) Eº = –0,76 (a) – (b): 2 H + (aq) + Zn (s)   Zn 2+ (aq) + H 2 (g) Eº = + 0,76

23 Elektrodový potenciál kovů Au 3+ / Au = + 1,50 Cu 2+ / Cu = + 0,34 H + / H = 0,0 Zn 2+ / Zn = – 0,76 Al 3+ / Al = – 1,63 Li 3+ / Li = – 3,05 R T E E = Eº + log a M n+ n F EºEºEºEº řada napětí kovů Nernstova rovnice 0,059 E E  Eº + log [M n+ ] n

24 Elektrodový potenciál 0,059 [ox] E E  Eº + log n [red] R T [ox] E E = Eº + log n F [red] E Oxidační / redukční potenciál E, Eº Standardní oxidační / redukční potenciál Eº solný můstek H2H2 H2H2 Pt Fe 2+ Fe 3+ (aq) H + (aq) E [ox] = [red] E= EºEºEºEº

25 Standardní elektrodový potenciál E º Elektrodové reakce Dvojice Eº / V F e – = 2 F – F 2 / F – + 2,87 O H e – = H 2 O + O 2 O 3 / O 2 + 2,07 S 2 O 8 2– + 2 e – = 2 SO 4 2– S 2 O 8 2– / SO 4 2– + 2,01 H 2 O H e – = 2 H 2 O H 2 O 2 / H 2 O + 1,77 MnO 4 – + 8 H e – = Mn H 2 O MnO 4 – / Mn ,51 Cl e – = 2 Cl – Cl 2 / Cl – + 1,36 Cr 2 O 7 2– + 14 H e – = 2 Cr H 2 O Cr 2 O 7 2– / Cr ,33 Br e – = 2 Br – Br 2 / Br – + 1,065 Ag e – = Ag Ag + / Ag + 0,799 Fe e – = Fe 2+ Fe 3+ / Fe ,77 I e – = 2 I – I 2 / I – + 0,54 Sn e – = Sn 2+ Sn 4+ / Sn ,15 2 H e – = H 2 H + / H 2 0,00 Zn e – = Zn Zn 2+ / Zn – 0,763 3 Al e – = Al Al 3+ / Al – 1,66 Na + + e – = Na Na + / Na – 2,71 Ca e – = Ca Ca 2+ / Ca – 2,87 K + + e – = K K + / K – 2,925

26 Latimerovy diagramy ClO 4 – ClO 3 – HClO 2 HClOCl 2 Cl – – – 1 + 1,20+ 1,18 + 1,65+ 1,67 + 1,36 pH = 0 pH = 14 ClO 4 – ClO 3 – ClO 2 – ClO – Cl 2 Cl – + 0,37+ 0,30 + 0,68+ 0,42 + 1,36 + 0,89 ClO 4 – (aq) + 2 H + (aq) + 2 e –  ClO 3 – (aq) + H 2 O (l)

27 Frostovy diagramy N E  / V Oxidační číslo N O2O2 Kyselé Bazické N E N E  Oxidační číslo Nejstabilnější oxidační stav Vzrůstající stabilita O2O2O2O2 H2O2H2O2H2O2H2O2 H2OH2OH2OH2O + 0,70+ 1,76 + 1,23

28 pH závislost N E  / VN E  / V Oxidační číslo N Cl 2 Cl – ClO – ClO 2 – ClO 3 – ClO 4 – HClO 2 HClO HClO 3 HClO 4

29 Redox reakce OxidaceRedukce Oxidace  Redukce –IV … –I, 0, +I … +VIII 2 Fe 3+ + Sn 2+  2 Fe 2+ + Sn 4+ Fe e –  Fe 2+ Eº 1 = + 0,77 V Sn e –  Sn 2+ Eº 2 = + 0,15 V n F (E 1 º – E 2 º) ln K ln K = R T Mn VII O 4 – + 8 H e –  Mn H 2 O Eº = + 1,51 V Mn VII O 4 – + 2 H 2 O + 3 e –  Mn IV O OH – Eº = + 1,23 V Mn VII O 4 – + 1 e –  Mn VII O 4 2 – Eº = + 0,57 V 2 · (0,77 – 0,15) ln K = 0,059 K =  Eº = 0,2 V  K = 10 6,7

30 Redox reakce Příklady vyčíslování redoxních rovnic: NaCl I O + 2 KI + H 2 O  NaCl –I + I KOH Mn VII O 4 – + 5 Fe H +  Mn Fe 3+ + H 2 O 3 As 2 S HNO H 2 O  6 H 3 AsO H 2 SO NO 3 Cl KOH  5 KCl + KClO H 2 O Disproporcionace Cu + (aq)  Cu 2+ (aq) + Cu 0 (s) Cu + (aq) + e –  Cu 0 (s) Eº 1 = + 0,52 V Cu 2+ (aq) + e –  Cu + (aq) Eº 2 = + 0,16 V Eº + 0,36 V Eº = 0,52 – 0,16 = + 0,36 V

31 Mechanismus redox reakcí Mechanismus e – Mechanismus – přenos elektronů e – solvát Rozpouštění sodíku v kapalném amoniaku Na + x NH 3 (l)  Na(NH 3 ) e – (NH 3 ) x

32 Srážkový a můstkový mechanismus přenosu e – Fe I IVIV II I Ir e–e–e–e– (a) (b) L Co II I I I Cr 5L

33 Přenos elektronu Tunelový efekt Tunelový efekt – prostor Energie Energie – Gibbsova energie, aktivační energie Reakce koordinačních sloučenin

34 Radikálové reakce A — B  A + B H 2 O  H– __ H 2 O  H– O + H Br 2  Br + Br h iniciace Br + H 2  HBr + H H + Br 2  HBr + Br retardace H + HBr  H 2 + Br Br + HBr  Br 2 + H terminace Br + Br  Br 2 H + Br  HBr H + H  H propagace Reakce Reakce molekulové, radikálové


Stáhnout ppt "Kapaliny a roztoky Rozpustnost Rozpustnost – děj na molekulární úrovni Rozpouštění látek ve vodě – narušení struktury vody."

Podobné prezentace


Reklamy Google