Roztoky - elektrolyty

Rozměr: px

Začít zobrazení ze stránky:

Download "Roztoky - elektrolyty"

Renata Zemanová
před 5 lety
Počet zobrazení:

1 Roztoky - elektrolyty

2 Roztoky - vodné roztoky prakticky vždy vedou elektrický proud Elektrolyty látky, které se štěpí disociují na elektricky nabité částice ionty Původně se předpokládalo, že k disociaci štěpení molekul dochází při průchodu elektrického proudu - že ionty v roztoku vznikají zavedením el. proudu do roztoku Clausius, Arrhenius dokázali, že ionty jsou v roztoku ať roztokem prochází proud či nikoliv zavedení el. proudu do roztoku není příčinou disociace!

3 Elektrolytická disociace 1. Disociace látek s iontovou mřížkou Účinkem polárního rozpouštědla dojde k oslabení vazebných sil mezi ionty v molekule ( nutná iontová vazba ). Následkem toho dojde k uvolnění iontů z molekuly do roztoku.

4 Elektrolytická disociace 2. Disociace látek s silně polární kovalentní vazbou Atomy v molekule vázány sice kovalentní, ale energeticky nevyváženou vazbou. Polární rozpouštědlo tuto nevyváženost ještě zesílí až dojde k rozštěpení molekuly. Rozdíl od předchozího případu molekuly vody jsou kolem iontů organizované - nutný solvatační obal u vody to nazýváme hydratační obal.

5 Elektrolyty silné Elektrolyty slabé Elektrolyty silné málo rozpustné

6 Základní pojmy Disociační konstanta K d = [A + ] [B - ] [ AB ] Disociační stupeň α = POČET DISOCIOVANÝCH MOLEKUL CELKOVÝ POČET ROZPUŠTĚNÝCH MOLEKUL Zředění

7 Ostwaldův zákon Vyjadřuje vztah mezi koncentrací, disociačním stupněm a disociační konstantou Čím větší je zředění elektrolytu, tím větší část molekul elektrolytu je disociována

8 Elektrolyty silné Plně disocijují α = 1 Ideální a reálné roztoky Koncentrace a aktivita Střední aktivitní koeficient Příklady

9 Elektrolyty silné Střední aktivita a = (a +. a - ) Iontová síla roztoku I = ½ c. z 2 Význam mocenství a koncetrace iontů v organismu

10 Elektrolyty silné Aktivita a koncentrace a = γ. c γ ( gamma ) = střední aktivitní koeficient c = molární koncentrace

11 Elektrolyty silné Příklady Soli Silné kyseliny a zásady

12 Slabé elektrolyty Velmi omezeně disocijují α bývá 0-0,1 K d nabývá významu na rozdíl od silných el. Příklady : téměř všechny org. kyseliny s výjimkou některých derivátů ( TCA ), zásady mimo NaOH, KOH,LiOH,

13 Málo rozpustné elektrolyty Součin rozpustnosti K = [A + ] [B - ] [ AB ] K s = [A + ] [B - ] s ( rozpustnost ) = K s Odstranění či získávání prvků

14 Kyseliny a zásady Arrhenius Kyselina = H + Zásada = OH -

15 Bronsted a Lowry Kyselina = odštěpuje proton Zásada = přijímá proton Teorie konjugovaných párů kyselina se chová jako kyselina až když může odevzdat proton a naopak

16 kyselina baze kyselina baze HCl + H 2 O H 3 O + + Cl -

17 Vliv rozpouštědla Amfiprotní - protony přijímají i odevzdávají(voda,metanol) Aprotní - reakcí se neúčastní ( benzen ) Protogenní - donátory protonů ( kyseliny ) Protofilní - příjemci protonů ( zásady )

18 Disociace kyselin a zásad Disociační konstanta Disociační stupeň Rozhodují o síle kyselin a zásad

19 Disociační stupeň α Je kvantitativním vyjádřením disociace α = K a v r K a pravá disociační konstanta v r zředění roztoku ( Ostwald )

20 ph ph je záporný dekadický logaritmus koncentrace H 3 O + iontů (Sörensen) Neutrální ph

21 Hydrolýza a hydratace solí

22 Hydrolýza octanu sodného CH 3 COONa CH 3 COONa CH 3 COO - + Na + Jako sůl se úplně disocijuje na ionty. Na + je hydratován neovlivňuje ph CH 3 COO - vzhledem k Disociační konstantě K a(ch3cooh) se chová jako silná zásada CH 3 COO - + H 2 O CH 3 COOH + OH -

23 Pufry (ústojné roztoky) a H 3 O + a CH 3 COO - a CH 3 COOH + K v + OH - = narušení K v přebytek OH - K a = a H 3 O + a CH 3 COO - a CH 3 COOH + H 2 O = narušení K a vyrovnáno disociací kyseliny

24 a H 3 O + a CH 3 COO - a CH 3 COOH + K v + H 3 O + = narušení K v přebytek H 3 O + K a = a H 3 O + a CH 3 COO - a CH 3 COOH + H 2 O = narušení K a vyrovnáno disociací kyseliny Vyrovnání pomocí CH 3 COO - není možné v kyselém prostředí disocijuje kyselina velmi málo!!! Řešení CH 3 COOX (X je kationt silné zásady) 100%ní disociace. X hydratován neovlivňuje ph

25 Obecné složení jednoduchých pufrů příklady Kapacita pufrů

26 Henderson - Haselbach (c soli ) ph = pk a + log (ckys ) ph = 14 ( pk a + log (c base ) (c soli ) )

27 Biologické pufrační systémy Krev Intrabuněčný prostor Bílkoviny

Podobné dokumenty

REAKCE: 1) ACIDOBAZICKÉ Acidum = kyselina Baze = zásada. Využití: V analytické kvantitativní chemii v odměrné analýze

KYSELINY A ZÁSADY 1 REAKCE: 1) ACIDOBAZICKÉ Acidum = kyselina Baze = zásada Využití: V analytické kvantitativní chemii v odměrné analýze A) ALKALIMETRIE = odměrný roztok je zásada B) ACIDIMETRIE = odměrný