Elektrochemie

Elektrolytická disociace  chemický děj, při němž polární molekuly rozpouštědla buď štěpí chemické vazby molekul či krystalů rozpouštěné látky nebo naopak jsou štěpeny molekulami elektrolytu, přičemž vzniká roztok obsahující volně pohyblivé ionty Př.

Elektrolyty elektrolyty – kapalné látky vedoucí elektrický proud (vodné roztoky, kyseliny, zásady) vodivost elektrolytu způsobují kladné a záporné ionty ionty K+, OH-, Cl- nesou jeden elementární náboj, H+ nemůže sám existovat proto tvoří oxoniový ion

Rozdělení elektrolytů Silné elektrolyty – jsou v roztoku o libovolné koncentraci úplně disociované na ionty (soli anorganických kyselin a soli organických kyselin, hydroxidy a silné kyseliny) Slabé elektrolyty – jsou v roztoku přítomny částečně ve formě svých nedisociovaných molekul a solvatovaných iontů

Aktivita = „opravená“ koncentrace aktivitní koeficient složky X Nabývá hodnot od 0 do 1 Pro [X] →0 = 1 a tedy ax = [X]

Disociační rovnováha Chemická rovnováha mezi nedisociovaným elektrolytem a jeho solvatovanými ionty Slabé elektrolyty –rovnováha v homogenní soustavě Silné elektrolyty -rovnováha v heterogenní

Disociační rovnováha slabého elektrolytu Kd …. zdánlivá disociační konstanta KD … termodynamická disociační konstanta

Disociační rovnováhy silného elektrolytu

Součin rozpustnosti Zdánlivý součin rozpustnosti Termodynamický součin rozpustnosti

Součin rozpustnosti Elektrolyt disociuje Tabelováno pKS = -log KS

Protolýza rozpouštědel Kyseliny = donory protonů Zásady = akceptory protonů Dělení rozpouštědel: Aprotní – prakticky se nezúčastňujíprotolytických reakcí Protogenní – Brönstedovy kyseliny, snadno odštěpují proton Protofilní - Brönstedovy báze, snadno přijímají protony Amfiprotní – stejně snadno odštěpují i přijímají proton

Autoprotolýza - autoionizace 2 neutrální molekuly rozpouštědla si vymění proton a vznikne dvojice opačně nabitých iontů

Iontový součin vody Voda = amfiprotní rozpouštědlo Autoprotolytická konstanta vody = iontový součin vody – značí se KV

pH, pOH

Disociační rovnováhy Dělení kyselin a zásad Podle sytnosti – podle počtu kyselých vodíků Podle síly – slabé, středně silné, silné Disociace kyselin: Disociace zásad:

Disociační konstanta kyselin

Silné kyseliny pka < 1 Středně silné kyseliny

Slabé kyseliny – nepatrná část je disociována pKa > 5

Disociační konstanta zásad

Silné zásady pkb< 1 Středně silné zásady

Slabé zásady – nepatrná část je disociována

Hydrolýza . Disociační rovnováhy v roztocích elektrolytů Roztoky solí slabých kyselin a silných zásad jsou zásadité Roztoky solí silných zásad a slabých kyselin jsou kyselé

Sůl slabé kyseliny a silné zásady – zásaditý roztok Na2CO3 Na+ - stabilní CO32- - nestabilní …podléhá hydrolýze Sůl silné kyseliny a slabé zásady – kyselý roztok NH4Cl Cl- - stabilní NH4+ - nestabilní …podléhá hydrolýze Disociační konstanty A- a HB+ většinou nejsou tabelovány

Hydrolýza soli LA: A- … ze slabé kyseliny HA L+ … ze silné zásady LOH Pro protolytický systém HA/A- platí

Hydrolýza soli HBX: X- … ze silné kyseliny HX HB+ … ze slabé zásady HBOH Pro protolytický systém HB+/B platí

Pufry = tlumivé roztoky Třísložkové soustavy voda – kyselina HA– rozpustná sůl L+A- (L+ = indiferentní kation) Voda – zásada B – rozpustná sůl HB+X- (X- = indiferentní anion) Praktický význam mají pouze soustavy, kde HA je slabou nebo středně silnou kyselinou a B slabou nebo středně silnou zásadou

Kyselé pufry Složení: voda – slabá nebo středně silná kyselina HA – rozpustná sůl L+A- Disociace:

Hendersonova-Hasselbachova rovnice

Mechanismus stabilizace kyselého pufru Přidání silné kyseliny HX

Mechanismus stabilizace kyselého pufru Přidání silné zásady Z

Zásadité pufry Složení: voda – slabá nebo středně silná zásada B – rozpustná sůl HB+X- Disociace:

Hendersonova-Hasselbachova rovnice

Mechanismus stabilizace zásaditého pufru Přidání silné kyseliny HX

Mechanismus stabilizace zásaditého pufru Přidání silné zásady Z