Chemické výpočty – část 2 Pavla Balínová

Teorie kyselin a zásad Arrheniova teorie kyselina = látka schopná odštěpit H+ (CH3COOH ↔ CH3COO- + H+) zásada = látka schopná odštěpit OH- Brönsted – Lowryho teorie kyselina = částice schopná odštěpit H+ zásada = částice schopná vázat H+ HCl + H2O ↔ H3O+ + 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

Autoprotolýza vody Voda patří mezi amfiprotní rozpouštědla (může přijímat i odevzdávat H+). H2O + H2O ↔ H3O+ + OH- Rovnovážná konstanta Keq = [H3O+].[OH-] [H2O]2 Iontový součin vody Kw = [H3O+].[OH-] Koncentrace H3O+ v čisté vodě je 0.000 0001 = 1.10-7 mol/l. Koncentrace OH- je také rovna 1.10-7 mol/l. Čistá voda je neutrální roztok bez přebytku H3O+ nebo OH- iontů. Iontový produkt je součinem koncentrací H3O+ a OH- a po dosazení dostaneme: 1.10-7 . 1.10-7 = 1.10-14 Kw = 1.10-14

Iontový součin vody Kw = [H3O+] . [OH-] 10–14 = [H3O+] . [OH-] / log log 10–14 = log ([H3O+] . [OH-]) log(a x b) = log a + log b log 10–14 = log [H3O+] + log [OH-] - 14 = log [H3O+] + log [OH-] / · (-1) 14 = - log [H3O+] - log [OH-] log KW pH pOH - log KW = pKW pKW = pH + pOH = 14

Jestliže přidáme kyselinu do čisté vody, pak stoupá [H3O+] a [OH-] klesá tak dlouho, dokud se koncentrace obou iontů nerovná 1.10-14 → roztok má kyselou reakci Jestliže přidáme zásadu do čisté vody, pak stoupá [OH-] a [H3O+] klesá tak dlouho, dokud se koncentrace obou iontů nerovná 1.10-14 → roztok má zásaditou reakci Příklad: Citronová šťáva má [H3O+] = 0,01 M. Jaká je [OH-] ? [H3O+] . [OH-] = 1.10-14 1.10-2 . [OH-] = 1.10-14 [OH-] = 1.10-12

Stupnice pH Záporné exponenty vyjadřují aktuální (okamžité) koncentrace H3O+ 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 [H3O+] [H3O+] Př. pH roztoku, který má koncentraci [H3O+] = 1.10-4 je 4.

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

pH silných kyselin Silné kyseliny jsou prakticky zcela disociovány ve vodě, snadno odštěpují H+ za tvorby H3O+ a aniontu. Obecně: HA → H+ + A- Př. HCl + H2O ↔ H3O+ + Cl- Příklady silných kyselin: HCl, H2SO4, HClO4, HNO3,…. pH = - log [H3O+] = - log cHA Výpočty: 1) 0,1 M HCl, pH = ? 2) Silná kyselina s pH: a) 1,6 c = ? b) 3,0 c = ? 3) 0,08 M H2SO4, pH =? 4) Ředění silné kyseliny z původní c1 = 0,1 M na c2 = 0,01 M, Δ pH=?

pH slabých kyselin Slabé kyseliny disociují ve vodě pouze částečně. Tvoří proto relativně malé množství H3O+ iontů. Většina jejich molekul zůstává v nedisociované formě. Př. H2CO3 + H2O ↔ HCO3- + H3O+ Příklady slabých kyselin: H2CO3, CH3COOH, H3BO3,…. Kdis = [H+].[A-] [HA] Kdis ≤ 10–2 Kdis = [H+] . [A-] [H+] = [A-] [HA] [HA] = cHA Kdis = [H+]2 cHA Kdis = KHA KHA · cHA = [H+]2 /log log (KHA · cHA ) = 2 · log [H+] log KHA + log cHA = 2 · log [H+] / ½ ½ log KHA + ½ log cHA = log [H+] / · (-1) -½ log KHA - ½ log cHA = - log [H+] - log KHA = pKHA ½ pKHA - ½ log cHA = pH → pH = ½ pKHA - ½ log cHA pH = ½ (pKHA – log cHA)

pH slabých kyselin - výpočty 1) 0,01 M kys. octová, Kdis = 1,8 . 10-5, pH = ? 2) 0,1 M kys. mléčná, pH = 2,4, Kdis = ? 3) Ředění roztoku slabé kyseliny z původní c1 = 0,1 M na c2 = 0,01 M, ∆ pH = ?

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 cBOH 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 = ?

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. NH3 + H2O ↔ NH4+ + OH- Příklady slabých zásad: NH3, anilin, … Kdis = [B+].[OH-] [BOH] pKBOH = - log Kdis pOH = ½ (pKBOH – log cBOH) pH = 14 – pOH Výpočty: 1) 0,2 M NH4OH, pK = 4,74, pH = ? 2) 0,06 M dimethylamin, pK = 3.27, pH = ?

pH pufrů Pufry jsou roztoky schopné udržovat stálou hodnotu pH po malém přídavku kyseliny nebo zásady. Složení pufrů: a) slabá kys. + její sůl (př. CH3COOH + CH3COONa) b) slabá zásada + její sůl (př. NH4OH + NH4Cl) c) směs dvou solí (př. Na2HPO4 + NaH2PO4) d) látky amfoterní povahy (proteiny) Henderson – Hasselbalchova rovnice pH = pKA + log (cS . VS / cA . VA) → pro kyselý pufr pOH = pKB + log (cS . VS / cB . VB) pH = 14 – pOH → pro zásaditý pufr

pH pufrů - výpočty 1) 200 ml 0,5 M kys. octové + 100 ml 0,5 M octanu sodného → pufr, pKA = 4,76, pH = ? 2) 20 ml 0,05 M NH4Cl + 27 ml 0,2 M NH4OH → pufr, K = 1,85 . 10-5, pH = ? 3) Nejdůležitějším pufračním systémem v krvi je bikarbonátový pufr (HCO3- / H2CO3). Vypočítejte poměr jeho složek HCO3- / H2CO3, jestliže pH pufru je 7,38 a pK(H2CO3) = 6,1.