Transcript Document

Chemické výpočty – část 2
Pavla Balínová
Teorie kyselin a zásad
• Arrheniova teorie
kyselina = látka schopná odštěpit H+ (CH3COOH ↔ CH3COO- + H+)
zásada = látka schopná odštěpit OH• Brönsted – Lowryho teorie
kyselina = částice schopná odštěpit H+
zásada = částice schopná vázat H+
HCl + H2O ↔ H3O+ + Cl-
kyselina 1
zásada 2
kyselina 2
zásada 1
konjugovaný pár 1
• Lewisova teorie – vychází z elektronové struktury
zásada = látka mající volný elektronový pár
kyselina = látka mající volný orbital
Autoprotolýza vody
Voda patří mezi amfiprotní rozpouštědla (může přijímat i odevzdávat H+).
H2O + H2O ↔ H3O+ + OHRovnovážná konstanta Keq = [H3O+].[OH-]
[H2O]2
Iontový součin vody Kw = [H3O+].[OH-]
Koncentrace H3O+ v čisté vodě je 0.000 0001 = 1.10-7 mol/l.
Koncentrace OH- je také rovna 1.10-7 mol/l.
Čistá voda je neutrální roztok bez přebytku H3O+ nebo OH- iontů.
Iontový produkt je součinem koncentrací H3O+ a OH- a po dosazení
dostaneme:
1.10-7 . 1.10-7 = 1.10-14
Kw = 1.10-14
Iontový součin vody
Kw = [H3O+] . [OH-]
10–14 = [H3O+] . [OH-] / log
log 10–14 = log ([H3O+] . [OH-])
log 10–14 = log [H3O+] + log [OH-]
log(a x b) = log a + log b
- 14 = log [H3O+] + log [OH-] / · (-1)
14 = - log [H3O+] - log [OH-]
- log KW
pH
pOH
pKW = pH + pOH = 14
- log KW = pKW
Jestliže přidáme kyselinu do čisté vody, pak stoupá
[H3O+] a [OH-] klesá tak dlouho, dokud se koncentrace
obou iontů nerovná 1.10-14 → roztok má kyselou reakci
Jestliže přidáme zásadu do čisté vody, pak stoupá [OH-]
a [H3O+] klesá tak dlouho, dokud se koncentrace obou
iontů nerovná 1.10-14 → roztok má zásaditou reakci
Příklad:
Citronová šťáva má [H3O+] = 0,01 M. Jaká je [OH-] ?
[H3O+] . [OH-] = 1.10-14
1.10-2 . [OH-] = 1.10-14
[OH-] = 1.10-12
Stupnice pH
Záporné exponenty vyjadřují aktuální (okamžité) koncentrace H3O+
a OH- iontů.
V roce 1909, S. P. L. Sørensen zavedl, že pouze číslo v exponentu se
bude využívat k vyjádření kyselosti. Sørensenova stupnice (0 – 14) se
stala známou jako stupnice pH („hydrogen power“).
pH = log 1 = - log [H3O+]
[H3O+]
Př. pH roztoku, který má koncentraci [H3O+] = 1.10-4 je 4.
Hodnoty pH vybraných substancí
substance
baterie do auta
žaludeční šťáva
ocet
káva
moč
čistá voda
krev
mýdlo
pH
0,5
1,5 – 2,0
2,9
5,0
6,0
7,0
7,35 – 7,45
9,0 – 10,0
pH silných kyselin
Silné kyseliny jsou prakticky zcela disociovány ve vodě,
snadno odštěpují H+ za tvorby H3O+ a aniontu.
Obecně: HA → H+ + APř. HCl + H2O ↔ H3O+ + ClPříklady silných kyselin: HCl, H2SO4, HClO4, HNO3,….
pH = - log [H3O+] = - log cHA
Výpočty:
1) 0,1 M HCl, pH = ?
2) Silná kyselina s pH: a) 1,6 c = ?
b) 3,0 c = ?
3) 0,08 M H2SO4, pH =?
4) Ředění silné kyseliny z původní c1 = 0,1 M na c2 = 0,01 M, Δ pH=?
pH slabých kyselin
Slabé kyseliny disociují ve vodě pouze částečně. Tvoří proto relativně malé
množství H3O+ iontů. Většina jejich molekul zůstává v nedisociované formě.
Př. H2CO3 + H2O ↔ HCO3- + H3O+
Příklady slabých kyselin: H2CO3, CH3COOH, H3BO3,….
Kdis = [H+].[A-]
[HA]
Kdis ≤ 10–2
Kdis = [H+] . [A-]
[H+] = [A-]
[HA]
[HA] = cHA
Kdis = [H+]2
cHA
Kdis = KHA
KHA · cHA = [H+]2 /log
log (KHA · cHA ) = 2 · log [H+]
log KHA + log cHA = 2 · log [H+] / ½
½ log KHA + ½ log cHA = log [H+] / · (-1)
-½ log KHA - ½ log cHA = - log [H+]
- log KHA = pKHA
½ pKHA - ½ log cHA = pH → pH = ½ pKHA - ½ log cHA
pH = ½ (pKHA – log cHA)
pH slabých kyselin - výpočty
1) 0,01 M kys. octová, Kdis = 1,8 . 10-5, pH = ?
2) 0,1 M kys. mléčná, pH = 2,4, Kdis = ?
3) Ředění roztoku slabé kyseliny z původní c1 = 0,1 M na
c2 = 0,01 M, ∆ pH = ?
pH silných zásad
Silné zásady jsou prakticky zcela disociovány ve vodě.
Obecně: BOH → B+ + OHPř. NaOH ↔ Na+ + OHPříklady silných zásad: NaOH, KOH, LiOH, ….
pOH = - log [OH-] = - log cBOH
pH = 14 - pOH
Výpočty:
1) 0,01 M KOH, pH = ?
2) Silná báze s pH: a) 11 c = ?
b) 10,3 c = ?
3) 0,1 M Ba(OH)2, pH = ?
4) 50 ml roztoku obsahuje 4 mg NaOH. Mr (NaOH) = 40
pH = ?
pH slabých zásad
Slabé zásady disociují ve vodě pouze částečně, a proto
produkují relativně málo OH- iontů. Většina jejich
molekul zůstává v nedisociované formě.
Př. NH3 + H2O ↔ NH4+ + OHPříklady slabých zásad: NH3, anilin, …
Kdis = [B+].[OH-]
[BOH]
pOH = ½ (pKBOH – log cBOH)
pKBOH = - log Kdis
pH = 14 – pOH
Výpočty:
1) 0,2 M NH4OH, pK = 4,74, pH = ?
2) 0,06 M dimethylamin, pK = 3.27, pH = ?
pH pufrů
Pufry jsou roztoky schopné udržovat stálou hodnotu pH po
malém přídavku kyseliny nebo zásady.
Složení pufrů:
a) slabá kys. + její sůl (př. CH3COOH + CH3COONa)
b) slabá zásada + její sůl (př. NH4OH + NH4Cl)
c) směs dvou solí (př. Na2HPO4 + NaH2PO4)
d) látky amfoterní povahy (proteiny)
Henderson – Hasselbalchova rovnice
pH = pKA + log (cS . VS / cA . VA) → pro kyselý pufr
pOH = pKB + log (cS . VS / cB . VB) pH = 14 – pOH →
pro zásaditý pufr
pH pufrů - výpočty
1) 200 ml 0,5 M kys. octové + 100 ml 0,5 M octanu sodného → pufr,
pKA = 4,76, pH = ?
2) 20 ml 0,05 M NH4Cl + 27 ml 0,2 M NH4OH → pufr, K = 1,85 . 10-5,
pH = ?
3) Nejdůležitějším pufračním systémem v krvi je bikarbonátový pufr
(HCO3- / H2CO3). Vypočítejte poměr jeho složek HCO3- / H2CO3,
jestliže pH pufru je 7,38 a pK(H2CO3) = 6,1.