OBECNÁ CHEMIE ROZTOKY ELEKTROLYTŮ Ing. Alena Hejtmánková, CSc.

Prezentace na téma: "OBECNÁ CHEMIE ROZTOKY ELEKTROLYTŮ Ing. Alena Hejtmánková, CSc."— Transkript prezentace:

1 OBECNÁ CHEMIE ROZTOKY ELEKTROLYTŮ Ing. Alena Hejtmánková, CSc.
Katedra chemie Agronomická fakulta ČZU Praha © Praha, 2003

2 ZÁKLADNÍ POJMY /1 B A AB Elektrolyty Elektrolytická disociace
při rozpouštění v polárním rozpouštědle disociují na ionty  vedou elektrický proud Elektrolytická disociace - + B A AB elektrolyty pravé (iontové krystaly) elektrolyty potenciální (polární kovalentní vazba) Obecná chemie. Roztoky elektrolytů.

3 ZÁKLADNÍ POJMY /2 n α + = 1 0, α Î Disociační stupeň  závisí na:
nedis dis + = 1 0, α Î závisí na: na kvalitě elektrolytu rozpouštědla teplotě koncentraci Obecná chemie. Roztoky elektrolytů.

4 pro silně zředěné roztoky   1
ZÁKLADNÍ POJMY /3 - + B A AB Disociační konstanta Kdis [AB] ] [B [A K dis - + = Elektrolyty silné (úplná disociace, Kdis a  nemají význam) slabé (částečná disociace) pro silně zředěné roztoky   1 Obecná chemie. Roztoky elektrolytů.

5 ZÁKLADNÍ POJMY /4 pro vodné roztoky 0,1 mol/l při T = 18 °C
Elektrolyty Stupeň disociace silné  > 0,3 středně silné 0,03 <  < 0,3 slabé  < 0,03 Obecná chemie. Roztoky elektrolytů.

6 DISOCIACE VODY mol.l 10 ] [OH O [H K = OH O H 2 O] [H ] [OH O K = ] O
Autoprotolýza vody 1 7 - 3 -14 V mol.l 10 ] [OH O [H K + = - + OH O H 2 3 2 3 dis O] [H ] [OH O K - + = ] O [H log pH 3 + - = 14 pOH pH = + Roztok pH Koncentrace iontů kyselý pH < 7 [H3O+] > [OH] neutrální pH = 7 [H3O+] = [OH] zásaditý pH > 7 [H3O+] < [OH] Význam pH biochemie zemědělství přístup živin Obecná chemie. Roztoky elektrolytů.

7 PROTOLYTICKÉ REAKCE (ACIDOBAZICKÉ ROVNOVÁHY) /1
1. S. Arrhenius (1889) – teorie platí jen pro vodné roztoky - + B BOH OH A H HA 2. Brönsted–Löwry (1922) – transfer protonu H+ kyselina zásada A B + H + H + konjugovaný pár Obecná chemie. Roztoky elektrolytů.

8 PROTOLYTICKÉ REAKCE (ACIDOBAZICKÉ ROVNOVÁHY) /2
+ B2 konjugovaný pár K2 obecně K 1 H+ Obecná chemie. Roztoky elektrolytů.

9 PROTOLYTICKÉ REAKCE (ACIDOBAZICKÉ ROVNOVÁHY) /3
- + H HCN CN Cl HCl silná kyselina slabá zásada slabá kyselina silná zásada slabá báze slabá kyselina - + NH OH NH3 4 H2O Cl H3O HCl Obecná chemie. Roztoky elektrolytů.

10 TYPY ROZPOUŠTĚDEL Amfiprotní Aprotní H+ Protogenní Protofilní
polární (autoprotolýza) H2O, CH3OH, C2H5OH Aprotní nepolární CHCl3 Protogenní kyselá HCl, HF, H2SO4 Protofilní bazická NH3, pyridin H+ amfiprotní aprotní protogenní protofilní Obecná chemie. Roztoky elektrolytů.

11 VLIV ROZPOUŠTĚDLA NA SÍLU KYSELINY
+ - 4 3 NH COO CH COOH 2 H O F HF – silná kyselina slabá kyselina báze pojem kyselina a báze je relativní Obecná chemie. Roztoky elektrolytů.

12 DISOCIACE KYSELIN A ZÁSAD
[B] ] [OH [BH O] [H K 2 dis B - + = [HA] [A O 3 A H HA OH BH Vícesytné kyseliny KA = KAI . KAII . KAIII silné středně silné KA = 10–2 – 10–4 slabé Obecná chemie. Roztoky elektrolytů.

13 VZTAH STRUKTURY A ACIDOBAZICKÝCH VLASTNOSTÍ /1
Kyseliny odštěpitelný H → H+ polární kovalentní vazba heterolyticky štěpitelná vazba O–H H – O – P – O H bezkyslíkaté kyseliny vliv rozdílu elektronegativity a iontové poloměry NH3 H2O HF PH3 H2S HCl Obecná chemie. Roztoky elektrolytů.

14 VZTAH STRUKTURY A ACIDOBAZICKÝCH VLASTNOSTÍ /2
kyslíkaté kyseliny pokles elektronegativity Cl–OH Br–OH I–OH odhad ze stechiometrického vzorce HClO HClO2 HClO3 HClO4 silné kyseliny HnXOn+2 HnXOn+3 vícesytné kyseliny 105 105 Kdis1 Kdis2 Kdis3 Obecná chemie. Roztoky elektrolytů.

15 VZTAH STRUKTURY A ACIDOBAZICKÝCH VLASTNOSTÍ /3
Zásady volný elektronový pár protonizace H – N – H H + Obecná chemie. Roztoky elektrolytů.

16 VZTAH STRUKTURY A ACIDOBAZICKÝCH VLASTNOSTÍ /4
Zásady látka sama H+ nepřijímá, ale všechny anionty jsou bazické - 3 2 2- HCO H CO Na O OH K KOH + elektropozitivita LiOH NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 KOH Obecná chemie. Roztoky elektrolytů.

17 VZTAH STRUKTURY A ACIDOBAZICKÝCH VLASTNOSTÍ /5
Zásady amfoterní hydroxidy přednost má ta reakce, kdy vzniká slabší konjugovaná báze i kyselina silná kyselina vytěsní slabší z jejich solí Obecná chemie. Roztoky elektrolytů.

18 HYDROLÝZA SOLÍ /1 ® Cl K KCl
hydrolyzují pouze ionty slabých kyselin a zásad Soli  silné elektrolyty  v roztocích úplně disociovány Hydrolýza  reakce iontů soli s H2O - + Cl K KCl soli silných kyselin a zásad nehydrolyzují  pH = 7 1. Obecná chemie. Roztoky elektrolytů.

19 HYDROLÝZA SOLÍ /2 + Na COO CH COONa OH COOH O H K = ] [H [OH [CH COOH]
soli slabých kyselin a silných zásad hydrolyzují  pH > 7 2. + - Na COO CH COONa 3 OH COOH O H 2 A V K = ] [H [OH [CH COOH] hydrolytická konstanta silná báze stupeň hydrolýzy   <0,1> hydrolyzované soli n  rozpuštěné soli soli c Obecná chemie. Roztoky elektrolytů.

20 HYDROLÝZA SOLÍ /3 K = n  c O OH NH + Cl ] [NH [H OH] [OH
soli silných kyselin a slabých zásad hydrolyzují  pH < 7 3. B V H K = hydrolytická konstanta silná kyselina stupeň hydrolýzy   <0,1> hydrolyzované soli n  rozpuštěné soli soli c 3 4 2 O OH NH + Cl - ] [NH [H OH] [OH Obecná chemie. Roztoky elektrolytů.

21 HYDROLÝZA SOLÍ /4 SO Zn ZnSO + K = K = b 4.
soli slabých kyselin a slabých zásad, hydrolyzují obě složky - 2 3 SO Zn ZnSO + B A V H K = B A V K = b KA < KB pKA > pKB pH >7 KA = KB pKA = pKB pH = 7 KA > KB pKA < pKB pH < 7 pKA = -log KA Obecná chemie. Roztoky elektrolytů.

22 HYDROLÝZA SOLÍ /5 Platí : Hydrolýza se podpoří ( je vyšší)
ředěním roztoku (csoli je menší) čím je KA nebo KB nižší zahřátím roztoku (hydrolýza je endotermická) Hydrolýza se potlačí ( je nižší) zvýšením koncentrace produktů (H3O+ OH) zvýšením koncentrace soli ochlazením roztoku Stabilizace iontů v roztoku přidáním kyseliny Význam mění hodnotu pH (hnojiva, postřikové látky) Obecná chemie. Roztoky elektrolytů.

23 TLUMIVÉ ROZTOKY (ÚSTOJE, PUFRY)
Význam pufrů tlumí výkyvy pH příprava roztoků o daném pH Složení pufrů + HPO Na PO NaH 4 2 Cl NH OH 1. slabá kyselina a její sůl 2. slabá báze a její sůl COONa CH COOH 3 3. směs solí vícesytných kyselin Obecná chemie. Roztoky elektrolytů.

24 TLUMIVÉ ROZTOKY (ÚSTOJE, PUFRY)
Jak pracuje pufr ?? + H COO CH COOH - 3 Na COONa ckys csoli Obecná chemie. Roztoky elektrolytů.

25 pH PUFRŮ c log pK pH + = ] COO [CH COOH] K - log [H
kys soli A c log pK pH + = - 3 ] COO [CH COOH] K - log [H Henderson-Hasselbachova rovnice Obecná chemie. Roztoky elektrolytů.

26 TLUMIVÉ ROZTOKY (ÚSTOJE, PUFRY)
Jak pracuje pufr ?? + H COO CH COOH - 3 přídavek OH O 2 Henderson-Hasselbachova rovnice kys soli A c log pK pH + = Obecná chemie. Roztoky elektrolytů.

27 pH = pKA => csoli = ckys
KAPACITA PUFRU Složení pufru [%] 20 40 60 80 100 Kapacita pufru [mol.l-1] 0.00 0.01 0.02 0.03 0.04 0.05 0.06 bmax sůl kyselina Kapacita pufru  tlumivá schopnost  změna pH vyvolaná přídavkem H+ nebo OH maximum pH = pKA => csoli = ckys účinnost pufru pH = pKA ± 1 Obecná chemie. Roztoky elektrolytů.

28