Acidobazické rovnováhy (rovnováhy kyselin a zásad) pH - definice silné a slabé kyseliny a zásady, výpočet pH soli slabých kyselin a zásad, hydrolýza, výpočet.

Prezentace na téma: "Acidobazické rovnováhy (rovnováhy kyselin a zásad) pH - definice silné a slabé kyseliny a zásady, výpočet pH soli slabých kyselin a zásad, hydrolýza, výpočet."— Transkript prezentace:

1 Acidobazické rovnováhy (rovnováhy kyselin a zásad) pH - definice silné a slabé kyseliny a zásady, výpočet pH soli slabých kyselin a zásad, hydrolýza, výpočet pH roztoků solí slabých kyselin a zásad pufry – složení, použití, pufrační kapacita, výpočet pH

2

3 kyselina (acid) = donor protonu (HCl) zásada (base) = akceptor protonu (NH3) anion kyseliny po odštěpení protonu = konjugovaná báze (Cl-) zásada po navázání protonu = konjugovaná kyselina (NH4-) i ve čisté vodě dochází k přenosu protonu – autoprotolýza vody, rovnováha iontový produkt vody proton se nemůže v roztoku vyskytovat samostatně, po odštěpení (disociaci) z kyseliny se naváže na molekulu vody v čisté vodě jen malá část molekul vody disociuje, proto aktivita (koncentrace) vody se disociací prakticky nezmění, lze ji zahrnout do konstanty, dostaneme novou konstantu zvanou iontový produkt vody

4 pH definováno při vyjádření pomocí koncentrace:

5 slabé kyseliny, slabé zásady - disociují jen zčásti
HA (aq) + H2O  H3O+ (aq) + A- (aq) disociační konstanta slabé kyseliny B (aq) + H2 O  BH+ (aq) + OH- (aq) disociační konstanta slabé kyseliny se od rovnovážné konstanty pro disociaci slabé kyseliny liší tím, že koncentrace vody je zahrnuta do konstanty, takže vznikla nová konstanta (obdoba iontového produktu vody) totéž platí pro disociační konstantu báze a její odvození z rovnovážné konstanty asociace baze s protonem disociační konstanta slabé baze vztah disociační konstanty a rovnovážné konstanty:

6 stupeň konverze - vyjadřuje, kolik látky zreagovalo
od začátku reakce do okamžiku t rovnovážný stupeň konverze – vyjadřuje, kolik látky zreagovalo od začátku reakce do ustavení rovnováhy u rovnovážného stupně konverze je počtem zreagovaných molů myšlen počet molů látky, který zreagoval, než soustava dospěla do rovnováhy

7 stupeň hydrolýzy - rovnovážný stupeň konverze pro reakci hydrolýzy
rovnovážné stupně konverze pro některé reakce – zvláštní název: disociční stupeň - rovnovážný stupeň konverze pro reakci disociace stupeň hydrolýzy - rovnovážný stupeň konverze pro reakci hydrolýzy disociační stupeň = počet disociovaných molekul ku počátečnímu počtu molekul. stupeň hydrolýzy = počet molekul, které podlehly hydrolýze ku počátečnímu počtu molekul

8 v rovnici pro disociační konstantu vystupují tři neznámé koncetrace - nelze vyřešit a vypočítat koncentrace jednotlivých forem v roztoku vyjádříme jednotlivé koncetrace pomocí disociačního stupně a a počáteční koncetrace slabé kyseliny: HA  A H+ co- coa = co (1 - a) coa coa do výrazu pro rovnovážnou konstantu dosadíme tato vyjádření: v rovnici je jen jedna neznámá,a

9 hodnoty disociačních konstant jsou malá čísla
místo hodnot disocičních konstant se udávají hodnoty pK je obdoba pH, je stejným způsobem definovaná (přes záporný dekadický logaritmus dané veličiny) závislost disociace slabé kyseliny na koncentraci – viz konktrétní přiklady na disociace slabých kyseliny disociace slabé kyseliny závisí na koncentraci čím zředěnější roztok, tím větší disociace

10 výpočet pH slabé kyseliny:
nejprve nutno vypočíst stupeň disociace ze vztahu v prvním kroku počítáme a přibližně za předpokladu, že a << 1, ze zjednodušeného vztahu:

11 vyjde-li stupeň disociace vyšší:
vyjde-li stupeň disociace < % (záleží na požadované přesnosti výpočtu), počítáme dále se získanou hodnotou a vyjde-li stupeň disociace vyšší: řešíme nezjednodušenou kvadratickou rovnici (výpočet diskriminantu, s jeho pomocí výpočet kořenů, aplikace okrajových podmínek  rozhodnutí, který kořen má smysl) konkrétní výpočty – viz příklady

12 vícesytné kyseliny: kyselina šťavelová, kyselina citronová,... disociace probíhá postupně: disociace 1. vodíku - disociace do 1. stupně disociace 2. vodíku - disociace do 2. stupně disociace 3. vodíku - disociace do 3. stupně rozdíly disociačních konstant do jednotlivých stupňů - o několik řádů: kyselina citronová: kyselina fosforečná:

13 acidobazické vlastnosti solí - hydrolýza
soli od silných kyselin a silných zásad - neutrální reakce roztoků soli od slabých kyselin silných zásad - zásaditá reakce octan sodný, mravenčan draselný soli od silných kyselin a slabých zásad - kyselá reakce dusičnan amonný, soli organických zásad - např.chlorid TRISu - chlorid tris(hydroxymethylaminometanu) soli od slabých kyselin a slabých zásad - reakce neutrální, kyselá nebo zásaditá - záleží na poměru disociačních konstant

14 rozpustíme sůl, sůl po rozpuštění disociuje na ionty
je-li kation od silné zásady a anion od silné kyseliny - solvatace, žádná další reakce je-li jedna z komponent od slabého elektrolytu (kyseliny, zásady), musí vyhovět disociační konstantě proto reakce s vodou na nedisociovanou formu - hydrolýza

15 konstanta hydrolýzy konstanty hydrolýzy nejsou tabelovány vypočítají se z disociačních konstant a iontového produktu vody

16 pro roztok soli, která hydrolyzuje:
výpočet pH pro roztok soli, která hydrolyzuje: vyjádření konstanty hydrolýzy pomocí stupně hydrolýhy c0 - c0g c0g c0g stupeň hydrolýzy je rovnovážný stupeň konverze pro hydrolýzu první rovnice platí pro případ, kdy sůl obsahuje hydrolyzující kation druhá rovnice platí pro případ, kdy sůl obsahuje hydrolyzující anion c0 - c0g c0g c0g

17 další postup analogický jako u výpočtu pH slabých kyselin :
zjednodušený postup pro g <<1

18 pufry: pufr: a) roztok slabé kyseliny a její soli, obsahuje: b) roztok slabé zásady a její soli, obsahuje: jak pufry udržují pH: a) b)

19

20 výpočet pH pufru: Henderson - Haselbachova rovnice:

21 disociace potlačena (vysoká koncentrace kyselin + přítomnost aniontu ze soli) hydrolýza potlačena (vysoká koncentrace soli + přítomnost nedisociované formy z kyseliny)

22 pufrační kapacita. počet molů H+ (OH-), který způsobí změnu pH o jedničku největší pufrační kapacita (v kyselém i zásaditém směru) při pH = pKa (v roztoku je stejně iontů soli jako nedisociovaných molekul, poměr koncentrací je 1, log je roven nule) hodnoty pKa můžeme odečíst z titračních křivek slabých kyselin a zásad

23 acodobazická titrace, titrační křivky: silná kyselina + silná zásada
pH na počátku pH v bodě ekvivalence =7 pH na konci 14 - pOH

24 silná zásada + silná kyselina
pH na počátku 14 - pOH pH v bodě ekvivalence =7 pH na konci

25 titrace slabá kyselina + silná zásada:
pH na počátku - podle koncentrace slabé kyseliny, podle pKa pH v bodě ekvivalence: sůl slabé kys. - hydrolýza pH hydrolyzované soli c = c (počáteční)/2 pKa

26 porovnání kyselin s různými hodnotami disociačních konstant:

27 titrace slabé kyseliny silnou zásadou - odečítání hodnoty disociační konstanty a oblasti pufrační kapacity: pKa

28 titrace slabé zásady silnou kyselinou, pKb, oblast pufrační kapacity:

29 titrační křivka vícesytné kyseliny:

30 distribuční diagram ukazuje relativní zastoupení jednotlivých forem pK pK2

31 odkaz na animaci distribučních diagramů polyprotických (vícesytných) kyselin

32 acidobazické indikátory – jsou to slabé kyseliny nedisociovaná a disociovaný forma se liší barvou (obsahují tedy chromofor absorbující ve VIS oblasti)

33 barvy acidobazických indikátorů v závislosti na pH a výběr indikátorů pro titraci
metyl oranž je žlutá pro jakékoli pH větší než 5 (tedy nerozliší slabou kyselinu s pH = 5 od silné zásady o pH = 13 fenolftalein je bezbarvý pro pH nižší než 8

34 silná kyselina + silná zásada:
žádný z indikátorů nemá přechod blízko bodu ekvivalence, ale závislost je tak příkrá, že vyhoví oba ke stanovení b. e.

35 slabá kyselina + silná zásada
fenolftalein vyhoví v tomto konkrétním případě

36 slabá kyselina + slabá zásada
příliš pozvolná změna na křivce, netitruje se na indikátor, pouze potenciometricky