Transcript Roztoky elektrolytů

OBECNÁ CHEMIE
ROZTOKY ELEKTROLYTŮ
Ing. Alena Hejtmánková, CSc.
Katedra chemie
Agronomická fakulta ČZU Praha
© Praha, 2003
ZÁKLADNÍ POJMY
/1
Elektrolyty
při rozpouštění v polárním rozpouštědle disociují na ionty 
vedou elektrický proud
u
Elektrolytická disociace
AB
+
A +B
elektrolyty pravé (iontové krystaly)
u elektrolyty potenciální (polární kovalentní vazba)
u
Obecná chemie. Roztoky elektrolytů.
2
ZÁKLADNÍ POJMY
/2
Disociační stupeň 
α =
n dis
ndis + n nedis
α  0, 1
závisí na:
u na kvalitě
u elektrolytu
u rozpouštědla
u teplotě
u koncentraci
Obecná chemie. Roztoky elektrolytů.
3
ZÁKLADNÍ POJMY
/3
+
A +B
AB
Disociační konstanta Kdis
+
K dis =
-
[A ] [B ]
[AB]
Elektrolyty
silné (úplná disociace, Kdis a  nemají význam)
u slabé (částečná disociace)
u
2
K dis =
c α
2
c (1- α)
=
cα
2
1- α
=cα 
2
α=
K dis
c
pro silně zředěné roztoky   1
Obecná chemie. Roztoky elektrolytů.
4
ZÁKLADNÍ POJMY
/4
pro vodné roztoky 0,1 mol/l při T = 18 °C
Elektrolyty
silné
středně silné
slabé
Obecná chemie. Roztoky elektrolytů.
Stupeň disociace
 > 0,3
0,03 <  < 0,3
 < 0,03
5
DISOCIACE VODY
Autoprotolýza vody
+
H3O + OH
2 H2O
+
K dis
-
[H O ] [OH ]
= 3
[H2O]2
+
K V = [H3O ] [OH ] = 10-14
+
[H3O ] = [OH ] = 10-7 mol.l 1
+
pH = - log [H3O ]
pH + pOH = 14
Roztok
pH
Koncentrace iontů
kyselý
pH < 7
[H3O+] > [OH-]
neutrální
pH = 7
[H3O+] = [OH-]
zásaditý
pH > 7
[H3O+] < [OH-]
Obecná chemie. Roztoky elektrolytů.
Význam pH
u biochemie
u zemědělství
u přístup živin
6
PROTOLYTICKÉ REAKCE
(ACIDOBAZICKÉ ROVNOVÁHY) /1
1. S. Arrhenius (1889) – teorie platí jen pro vodné roztoky
HA
+
H + A
BOH
+
B + OH
2. Brönsted–Löwry (1922) – transfer protonu H+
kyselina
zásada
A
B
H
+ H+
+
konjugovaný pár
Obecná chemie. Roztoky elektrolytů.
7
PROTOLYTICKÉ REAKCE
(ACIDOBAZICKÉ ROVNOVÁHY) /2
obecně
konjugovaný pár
K1 +
H+
B2
K2 +
B1
konjugovaný pár
Obecná chemie. Roztoky elektrolytů.
8
PROTOLYTICKÉ REAKCE
(ACIDOBAZICKÉ ROVNOVÁHY) /3
silná kyselina
HCl
slabá zásada
+
H + Cl
slabá kyselina
HCN
silná zásada
+
H + CN
slabá báze
H2O + HCl
+
H3O + Cl
slabá kyselina
H2O + NH3
+
NH 4 + OH
Obecná chemie. Roztoky elektrolytů.
9
TYPY ROZPOUŠTĚDEL
Amfiprotní
polární (autoprotolýza)
u H2O, CH3OH, C2H5OH
u
amfiprotní
H+
Aprotní
nepolární
u CHCl3
u
aprotní
H+
Protogenní
kyselá
u HCl, HF, H2SO4
u
protogenní
H+
Protofilní
bazická
u NH3, pyridin
u
Obecná chemie. Roztoky elektrolytů.
H+
protofilní
10
VLIV ROZPOUŠTĚDLA NA SÍLU KYSELINY
pojem kyselina a báze je relativní
silná kyselina
CH3 COOH + NH3
slabá kyselina
CH3 COOH + H2O
báze
CH3 COOH + HF
Obecná chemie. Roztoky elektrolytů.
+
CH3 COO + NH4
-
CH3 COO + H 3O
+
CH3 COOH2 + F
+
–
11
DISOCIACE KYSELIN A ZÁSAD
+
HA + H2O
K A = K dis
+
BH + OH
H 2O + B
K B = K dis
-
H3 O + A
+
[H3O ] [A ]
[H2O] =
[HA]
+
-
[BH ] [OH ]
[H2O] =
[B]
Vícesytné kyseliny KA = KAI . KAII . KAIII
silné
Obecná chemie. Roztoky elektrolytů.
středně silné
KA = 10–2 – 10–4
slabé
12
VZTAH STRUKTURY A
ACIDOBAZICKÝCH VLASTNOSTÍ
/1
Kyseliny
odštěpitelný H → H+
u polární kovalentní vazba
u heterolyticky štěpitelná vazba O–H
H
u
H–O–P–O
H
u
bezkyslíkaté kyseliny
vliv rozdílu elektronegativity a iontové poloměry
NH3
H2O
HF
PH3
H2S
HCl
Obecná chemie. Roztoky elektrolytů.
13
VZTAH STRUKTURY A
ACIDOBAZICKÝCH VLASTNOSTÍ
u
/2
kyslíkaté kyseliny
pokles elektronegativity
Cl–OH
u
Br–OH
I–OH
odhad ze stechiometrického vzorce
HClO
HClO2
HClO3
HClO4
silné kyseliny HnXOn+2 HnXOn+3
u
vícesytné kyseliny
Kdis1
105
Obecná chemie. Roztoky elektrolytů.
Kdis2
105
Kdis3
14
VZTAH STRUKTURY A
ACIDOBAZICKÝCH VLASTNOSTÍ
/3
Zásady
u
volný elektronový pár
protonizace
H–N–H
+ H+
H
Obecná chemie. Roztoky elektrolytů.
H
+
H–N–H
H
15
VZTAH STRUKTURY A
ACIDOBAZICKÝCH VLASTNOSTÍ
/4
Zásady
u
u
u
látka sama H+ nepřijímá, ale
+
KOH  K + OH
+
OH + H  H2O
+
Na 2CO3  2 Na + CO23
+
CO32- + H  HCO 3-
všechny anionty jsou bazické
elektropozitivita
LiOH
NaOH
Mg(OH)2
Al(OH)3
KOH
Obecná chemie. Roztoky elektrolytů.
16
VZTAH STRUKTURY A
ACIDOBAZICKÝCH VLASTNOSTÍ
/5
Zásady
u
amfoterní hydroxidy
+
Al(OH)
3
+ KOH  K + [Al(OH)
Al(OH)
3
+ 3 HCl  AlCl
3
]
4
-
+ 3 H 2O
přednost má ta reakce, kdy vzniká
slabší konjugovaná báze i kyselina
Na 2 CO 3 + H 2 SO 4  Na 2 SO 4 + H 2 CO 3
Na 2 SO 4 + H 2 CO 3 
silná kyselina vytěsní slabší z jejich solí
Obecná chemie. Roztoky elektrolytů.
17
HYDROLÝZA SOLÍ
/1
Soli - silné elektrolyty  v roztocích úplně disociovány
Hydrolýza - reakce iontů soli s H2O
hydrolyzují pouze ionty slabých kyselin a zásad
1.
soli silných kyselin a zásad nehydrolyzují - pH = 7
+
KCl  K + Cl
Obecná chemie. Roztoky elektrolytů.
18
HYDROLÝZA SOLÍ
2.
/2
soli slabých kyselin a silných zásad hydrolyzují - pH > 7
CH3COONa
CH3COO + H2O
silná báze
hydrolytická konstanta
-
[CH3COOH] [OH ]
KH =
[CH3COO ]
-
K
[OH ] = V+
[H ]
-
stupeň hydrolýzy   <0,1>
n hydrolyzované soli
 =
n rozpuštěné soli
Obecná chemie. Roztoky elektrolytů.
+
CH3COO + Na
CH3COOH + OH
=
KH =
KV
KA
KV
K A c soli
19
HYDROLÝZA SOLÍ
3.
/3
soli silných kyselin a slabých zásad hydrolyzují - pH < 7
+
-
NH4Cl
NH4 + Cl
+
+
NH4 + 2 H2O
NH4OH + H3O
silná kyselina
hydrolytická konstanta
+
[NH4OH] [H3O ]
KH =
+
[NH4 ]
KV
[H3O ] =
[OH ]
+
stupeň hydrolýzy   <0,1>
n hydrolyzované soli
 =
n rozpuštěné soli
Obecná chemie. Roztoky elektrolytů.
=
KH =
KV
KB
KV
K B c soli
20
HYDROLÝZA SOLÍ
4.
/4
soli slabých kyselin a slabých zásad, hydrolyzují obě složky
ZnSO3
KH =
pKA = -log KA
KV
K AK B
+
Zn2 + SO32-
b=
KV
K AK B
KA < KB
pKA > pKB
pH >7
KA = KB
pKA = pKB
pH = 7
KA > KB
pKA < pKB
pH < 7
Obecná chemie. Roztoky elektrolytů.
21
HYDROLÝZA SOLÍ
/5
Platí :
Hydrolýza se podpoří ( je vyšší)
uředěním
roztoku (csoli je menší)
učím je KA nebo KB nižší
uzahřátím roztoku (hydrolýza je endotermická)
Hydrolýza se potlačí ( je nižší)
koncentrace produktů (H3O+ OH-)
uzvýšením koncentrace soli
uochlazením roztoku
uzvýšením
Stabilizace iontů v roztoku přidáním kyseliny
Význam
umění
hodnotu pH (hnojiva, postřikové látky)
Obecná chemie. Roztoky elektrolytů.
22
TLUMIVÉ ROZTOKY (ÚSTOJE, PUFRY)
Význam pufrů
utlumí
výkyvy pH
upříprava roztoků o daném pH
Složení pufrů
1. slabá kyselina a její sůl
2. slabá báze a její sůl
CH3COOH + CH3COONa
NH4OH + NH4Cl
3. směs solí vícesytných kyselin NaH2PO4 + Na2HPO4
Obecná chemie. Roztoky elektrolytů.
23
TLUMIVÉ ROZTOKY (ÚSTOJE, PUFRY)
Jak pracuje pufr ??
+
CH3COOH
CH3COO- + H
CH3COONa
CH3COO + Na
CH3COOH
CH3COO- + H
cky
+
-
+
csoli
s
Obecná chemie. Roztoky elektrolytů.
24
pH PUFRŮ
+
[CH3COO-] [H ]
KA =
[CH3COOH]
pH = - log K A - log
+
[H ] = K A
[CH3COOH]
[CH3COO-]
[CH3COOH]
[CH3COO-]
Henderson-Hasselbachova rovnice
pH = pK A + log
Obecná chemie. Roztoky elektrolytů.
c soli
c kys
25
TLUMIVÉ ROZTOKY (ÚSTOJE, PUFRY)
Jak pracuje pufr ??
přídavek OH
CH3COOH
-
H 2O
+
CH3COO- + H
+
přídavek H
Henderson-Hasselbachova rovnice
pH = pK A + log
Obecná chemie. Roztoky elektrolytů.
c soli
c kys
26
KAPACITA PUFRU
Kapacita pufru b
tlumivá schopnost změna pH vyvolaná
přídavkem H+ nebo OH-
Kapacita pufru [mol.l-1]
0.06
u
0.05
u
0.04
maximum
pH = pKA => csoli = ckys
0.03
bmax
u
0.02
účinnost pufru
pH = pKA ± 1
0.01
sůl
kyselina
0.00
0
100
20
80
40
60
60
40
80
20
100
0
Složení pufru [%]
Obecná chemie. Roztoky elektrolytů.
27
28