Soli Soli jsou iontové sloučeniny vzniklé neutralizační reakcí.

Prezentace na téma: "Soli Soli jsou iontové sloučeniny vzniklé neutralizační reakcí."— Transkript prezentace:

1 Soli Soli jsou iontové sloučeniny vzniklé neutralizační reakcí. Např. NaCl je sůl vzniklá reakcí kyseliny HCl a zásady NaOH. Př.: Napište neutralizační reakce jejichž produktem jsou CH3COONa, NaCN, NH4Cl, (NH4)2CO3. Soli jsou vzhledem k iontovému charakteru vazby často rozpustné ve vodě. Vlastnosti soli závisí na síle kyseliny a zásady ze které sůl vznikla. - Např. některé rozpuštěné soli ovlivňují pH roztoku.

2 pH roztoků solí - hydrolýza
Soli silných kyselin a silných zásad pH roztoku neovlivňují (např. NaCl, KCl, LiClO4…) Roztoky solí slabé kyseliny a silná zásady jsou (mírně) zásadité, roztoky solí silné kyseliny a slabé zásady jsou (mírně) kyselé. Příčina: ionty slabé kyseliny/zásady podléhají hydrolýze A(aq) + H2O(l)  HA(aq) + OH(aq) B+(aq) + H2O(l)  BOH(aq) + H3O+(aq) Př.: Odhadněte pH roztoků CH3COONa, NaCN, NH4Cl, N2H5Br. U solí slabých kyselin a slabých zásad rozhoduje velikost Ka a Kb kyselé a zásadité části soli. Př.: Odhadněte zda je roztok NH4CN spíše kyselý nebo zásaditý. Ka(HCN) = 4.9x1010, Kb(NH4OH) = 1.8x105.

3 Efekt společného iontu
Rovnováhu v roztoku ovlivní přídavek některého z iontů, které se na rovnováze podílejí. Př.: NaClO do roztoku HClO; do roztoku NH3. Ovlivnění plyne ze vztahu pro rovnovážnou konstantu: např. přídavkem NaClO do roztoku HClO dojde k potlačení disociace kyseliny a roztok bude méně kyselý než před přídavkem soli. HClO+ H2OH3O+ + ClO NaClONa+ + ClO

4 Hendersonova-Hasselbalchova rovnice
Pufry Pufr je směs konjugovaného páru slabé kyseliny a zásady (nebo naopak), odolává změně pH. Např. směs slabé kyseliny HA a její sodné soli: NaA (s) Na+ (aq) + A- (aq) Ka = [H+][A-] [HA] HA (aq) H+ (aq) + A- (aq) [H+] = Ka [HA] [A-] [HA] [H+] = Ka·r r = [A-] -log [H+] = -log Ka - log [HA] [A-] Hendersonova-Hasselbalchova rovnice pH = pKa + log [A-] [HA]

5 Pufrační účinek Nejvyšší pufrační kapacita dosažena v případě [kyselina] = [zásada], pH = pKa. pH v pufrační oblasti je úměrné podílu koncentrací konjugované kyseliny a zásady. Jde o příklad efektu společného iontu (aniont soli potlačuje disociaci kyseliny). Př.: ekvimolární směs CH3COOH a CH3COONa. Po přídavku silné kyseliny: Po přídavku silné zásady: H+ (aq) + CH3COO- (aq) CH3COOH (aq) OH- (aq) + CH3COOH (aq) CH3COO- (aq) + H2O (l)

6 HCl + CH3COO- CH3COOH + Cl-
Stabilizace pH pufrem HCl H+ + Cl- HCl + CH3COO CH3COOH + Cl-

7 Výpočty pH v pufrech Př.: Vypočítejte pH roztoku který obsahuje Na2HPO4 o koncentraci M a KH2PO4 o koncentraci M. pKa2=7.20. Př.: Určete podíl koncentrací kyseliny a její konjugované zásady v roztoku o pH = 5.45 a pKa = 5.75. Př.: Vypočítejte pH roztoku, který obsahuje NH3 o koncentraci M a NH4Cl o koncentraci M. Př.: Určete pH směsi vzniklé z 5.00 ml M NaOH a ml M HClO, je-li Ka = 3.5x108. Př.: Vypočítejte pH ml fosfátového pufru, který obsahuje ekvimolární koncentrace (0.200 M) kyseliny a soli, po přídavku ml M NaOH nebo ml M HCl. pKa2 = 7.20

8 Udržování pH v krvi

9 Neutralizace Neutralizační reakce je reakce kyseliny a zásady za vzniku soli a vody. Rozsah neutralizační reakce je téměř kvantitativní, výjimka může nastat u neutralizace slabé kyseliny slabou zásadou. Př.: slabá kyselina se silnou zásadou: HClO + NaOH  NaClO + H2O K = ? Př.: slabá kyselina se slabou zásadou: Př.: Určete rozsah neutralizační reakce dimethylaminu (Kb = 5.4x104) s HF (Ka = 3.5x104) nebo s HClO (Ka = 3.5x108).

10 Titrace Titrace je proces, využívající reakce spojené se změnou barvy nebo jiné veličiny k určení koncentrace jednoho z reaktantů. Titrační křivka neutralizační titrace udává pH jako funkci přidaného objemu kyseliny/zásady o známé koncentraci. K prudké změně pH dojde v okolí bodu ekvivalence. Stanovením bodu ekvivalence lze zjistit koncentraci titrantu. Př.: bod ekvivalence v ml roztoku kyseliny nastal po přídavku ml M NaOH. Jaká je koncentrace (jednosytné) kyseliny?

11 Titrační křivka: silná kyselina a silná zásada
NaOH (aq) + HCl (aq) H2O (l) + NaCl (aq) OH- (aq) + H+ (aq) H2O (l)

12 Titrace silné kyseliny silnou zásadou
Zásada postupně neutralizuje kyselinu a pH se zvyšuje. nb = moly přidané zásady na,r = moly zbývající kyseliny, nH3O+ = na,r na,r = na  nb = CaVa  CbVb Platí až do bodu ekvivalence, který je v tomto případě kolem pH = 7. Za bodem ekvivalence je pH určeno pouze přebytečným množstvím zásady. Př.: Určete pH roztoku 10.0 ml M HCl po přídavku 5.00, 10.0 a 15.0 ml M NaOH.

13 Titrace slabé kyseliny silnou zásadou
Zásada postupně neutralizuje kyselinu a pH se zvyšuje. nb = moly přidané zásady nHA = moly zbývající kyseliny nHA = CHAVHA  CbVb nA = nb = CbVb Platí do bodu ekvivalence, kterým je pH soli slabé kyseliny se silnou zásadou. Za bodem ekvivalence je pH určeno pouze přebytečným množstvím zásady. Př.: Určete pH roztoku 10.0 ml M kyseliny octové po přídavku 5.00, 10.0 a 15.0 ml M NaOH. Ka = 1.75x105.

14 Titrační křivka: slabá kyselina a silná zásada
CH3COOH (aq) + NaOH (aq) CH3COONa (aq) + H2O (l) CH3COOH (aq) + OH- (aq) CH3COO- (aq) + H2O (l) CH3COO- (aq) + H2O (l) OH- (aq) + CH3COOH (aq)

15 Výběr vhodného indikátoru
Př.: Jaký indikátor je vhodný k titraci HNO2 odměrným roztokem KOH? Slabá kyselina titrovaná silnou zásadou. V bodě ekvivalence bude konjugovaná báze slabé kyseliny, očekávané pH > 7.

16 Titrační křivka a pracovní oblast indikátorů

17 Rozpouštěcí rovnováhy
AgCl (s) Ag+ (aq) + Cl- (aq) Ksp = [Ag+][Cl-] Ksp je součin rozpustnosti MgF2 (s) Mg2+ (aq) + 2F- (aq) Ksp = [Mg2+][F-]2 Ag2CO3 (s) Ag+ (aq) + CO32- (aq) Ksp = [Ag+]2[CO32-] Ca3(PO4)2 (s) Ca2+ (aq) + 2PO43- (aq) Ksp = [Ca2+]3[PO43-]2 Rozpouštění iontových látek ve vodě: Q < Ksp Nenasycený roztok Q = Ksp Nasycený roztok Q > Ksp Přesycený roztok

18 Součin rozpustnosti některých minerálů

19  Výpočet rozpustnosti Př.: Jaká je rozpustnost AgCl v g/l ?
AgCl (s) Ag+ (aq) + Cl- (aq) Ksp = 1.6 x 10-10 Ksp = [Ag+][Cl-] = s2 počátek (M) 0.00 0.00 s = Ksp  = 1.3 x 10-5 rovnováha (M) s s [Ag+] = 1.3 x 10-5 M [Cl-] = 1.3 x 10-5 M rozpustnost AgCl = 1.3 x 10-5 mol AgCl 1 l roztoku g AgCl 1 mol AgCl x = 1.9 x 10-3 g/L

20 Vliv společného iontu na rozpustnost
Přídavek společného iontu snižuje rozpustnost soli. Př.: Jaká je molární rozpustnost AgBr (a) v čisté vodě; (b) v M roztoku NaBr? NaBr (s) Na+ (aq) + Br- (aq) AgBr (s) Ag+ (aq) + Br- (aq) [Br-] = M Ksp = 7.7 x 10-13 AgBr (s) Ag+ (aq) + Br- (aq) s2 = Ksp [Ag+] = s s = 8.8 x 10-7 [Br-] = s  Ksp = x s s = 7.7 x 10-10

21 Tvorba vaječné skořápky
CO2 (g) + H2O (l) H2CO3 (aq) H2CO3 (aq) H+ (aq) + HCO3- (aq) HCO3- (aq) H+ (aq) + CO32- (aq) Ca2+ (aq) + CO32- (aq) CaCO3 (s)