Soli. ph roztoků solí - hydrolýza

Rozměr: px

Začít zobrazení ze stránky:

Download "Soli. ph roztoků solí - hydrolýza"

Marcel Vacek
před 8 lety
Počet zobrazení:

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 CH 3 COONa, NaCN, NH 4 Cl, (NH 4 ) 2 CO 3. 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. ph roztoků solí - hydrolýza Soli silných kyselin a silných zásad ph roztoku neovlivňují (např. NaCl, KCl, LiClO 4 ) 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) + H 2 O(l) HA(aq) + OH (aq) B + (aq) + H 2 O(l) BOH(aq) + H 3 O + (aq) Př.: Odhadněte ph roztoků CH 3 COONa, NaCN, NH 4 Cl, N 2 H 5 Br. U solí slabých kyselin a slabých zásad rozhoduje velikost K a a K b kyselé a zásaditéčásti soli. Př.: Odhadněte zda je roztok NH 4 CN spíše kyselý nebo zásaditý. K a (HCN) = 4.9x10 10, K b (NH 4 OH) = 1.8x

Vlastnosti soli závisí na síle kyseliny a zásady ze které sůl vznikla. - Např. některé rozpuštěné soli ovlivňují ph roztoku.

2 Efekt společného iontu Rovnováhu v roztoku ovlivní přídavek některého z iontů, které se na rovnováze podílejí. Př.: NaClO do roztoku HClO; NH 4 Cl do roztoku NH 3. 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+ H 2 O H 3 O + + ClO NaClO Na + + ClO + [H O ][ClO = [HClO] 3 K a ] 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) HA (aq) [H + ] = K a [HA] [A - ] Na + (aq) + A - (aq) H + (aq) + A - (aq) -log [H + ] = -log K a - log [HA] [A - ] ph = pk a + log [A- ] [HA] [H + ] = K a r K a = [H+ ][A - ] [HA] r = [HA] [A - ] Hendersonova- Hasselbalchova rovnice 2

HClO+ H 2 O H 3 O + + ClO NaClO Na + + ClO + [H O ][ClO = [HClO] 3 K a ] Pufry Pufr je směs konjugovaného páru slabé kyseliny a zásady (nebo naopak), odolává změně ph. Např.

3 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 CH 3 COOH a CH 3 COONa. Po přídavku silné kyseliny: H + (aq) + CH 3 COO - (aq) CH 3 COOH (aq) Po přídavku silné zásady: OH - (aq) + CH 3 COOH (aq) CH 3 COO - (aq) + H 2 O (l) Stabilizace ph pufrem HCl H + + Cl - HCl + CH 3 COO - CH 3 COOH + Cl - 3

Jde o příklad efektu společného iontu (aniont soli potlačuje disociaci kyseliny). Př.: ekvimolární směs CH 3 COOH a CH 3 COONa.

4 Výpočty ph v pufrech Př.: Vypočítejte ph roztoku který obsahuje Na 2 HPO 4 o koncentraci M a KH 2 PO 4 o koncentraci M. pk a2 =7.20. Př.: Určete podíl koncentrací kyseliny a její konjugované zásady v roztoku o ph = 5.45 a pk a = Př.: Vypočítejte ph roztoku, který obsahuje NH 3 o koncentraci M a NH 4 Cl o koncentraci M. Př.: Určete ph směsi vzniklé z 5.00 ml M NaOH a ml M HClO, je-li K a = 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. pk a2 = 7.20 Udržování ph v krvi 4

100 M NaOH a 10.00 ml 0.100 M HClO, je-li K a = 3.5x10 8. Př.: Vypočítejte ph 50.00 ml fosfátového pufru, který obsahuje ekvimolární koncentrace (0.

5 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 + H 2 O K =? HClO H + + ClO K a = 3.5x10 8 H + + OH H 2 O K 1 w = 1.00x HClO + OH H 2 O + ClO K = K a K 1 w = 3.5x10 6 Př.: slabá kyselina se slabou zásadou: HOCl + H 2 O H 3 O + + ClO NH 3 + H 2O NH + + OH 4 K a = 3.5x10 8 K b = 1.8x10 5 H 3O + + OH 2H 2O K 1 w = 1.00x NH 3 + HOCl NH + + ClO 4 K = K a K b K 1 w = 63 Př.: Určete rozsah neutralizační reakce dimethylaminu (K b = 5.4x10 4 ) s HF (K a = 3.5x10 4 ) nebo s HClO (K a = 3.5x10 8 ). 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? 5

HClO H + + ClO K a = 3.5x10 8 H + + OH H 2 O K 1 w = 1.00x10 +14 HClO + OH H 2 O + ClO K = K a K 1 w = 3.5x10 6 Př.

6 Titrační křivka: silná kyselina a silná zásada NaOH (aq) + HCl (aq) OH - (aq) + H + (aq) H 2 O (l) H 2 O (l) + NaCl (aq) Titrace silné kyseliny silnou zásadou Zásada postupně neutralizuje kyselinu a ph se zvyšuje. n b = moly přidané zásady n a,r = moly zbývající kyseliny, n H3O+ = n a,r n a,r = n a n b = C a V a C b V b n + + H3O [H3O ] = Va + Vb CaVa CbVb = Va + Vb 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. 6

n b = moly přidané zásady n a,r = moly zbývající kyseliny, n H3O+ = n a,r n a,r = n a n b = C a V a C b V b n + + H3O [H3O ] = Va + Vb CaVa CbVb = Va

7 Titrace slabé kyseliny silnou zásadou Zásada postupně neutralizuje kyselinu a ph se zvyšuje. n b = moly přidané zásady n HA = moly zbývající kyseliny n A n + H na n HA = C HA V HA C b V b pka = log = log nha n n A = n b = C b V b n A ph = pka + log nha CbVb = pka + log C V C 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. K a = 1.75x10 5. a a HA b ph V b Titrační křivka: slabá kyselina a silná zásada CH 3 COOH (aq) + NaOH (aq) CH 3 COOH (aq) + OH - (aq) CH 3 COO - (aq) + H 2 O (l) CH 3 COONa (aq) + H 2 O (l) CH 3 COO - (aq) + H 2 O (l) OH - (aq) + CH 3 COOH (aq) 7

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 0.

8 Výběr vhodného indikátoru Př.: Jaký indikátor je vhodný k titraci HNO 2 odměrným roztokem KOH? - Slabá kyselina titrovaná silnou zásadou. - V bodě ekvivalence bude konjugovaná báze slabé kyseliny, očekávané ph > 7. Titrační křivka a pracovní oblast indikátorů 8

9 Rozpouštěcí rovnováhy AgCl (s) Ag + (aq) + Cl - (aq) K sp = [Ag + ][Cl - ] K sp je součin rozpustnosti MgF 2 (s) Mg 2+ (aq) + 2F - (aq) K sp = [Mg 2+ ][F - ] 2 Ag 2 CO 3 (s) 2Ag + (aq) + CO 2-3 (aq) Ksp = [Ag + ] 2 [CO 2-3 ] Ca 3 (PO 4 ) 2 (s) 3Ca 2+ (aq) + 2PO 3-4 (aq) Ksp = [Ca 2+ ] 3 [PO 3-4 ] 2 Rozpouštění iontových látek ve vodě: Q < K sp Q = K sp Q > K sp Nenasycený roztok Nasycený roztok Přesycený roztok Součin rozpustnosti některých minerálů 9

Ca 3 (PO 4 ) 2 (s) 3Ca 2+ (aq) + 2PO 3-4 (aq) Ksp = [Ca 2+ ] 3 [PO 3-4 ] 2 Rozpouštění iontových látek ve vodě: Q

10 Výpočet rozpustnosti Př.: Jaká je rozpustnost AgCl v g/l? AgCl (s) počátek (M) Ag + (aq) + Cl - (aq) K sp = 1.6 x K sp = [Ag + ][Cl - ] = s 2 rovnováha (M) s s s = K sp = 1.3 x 10-5 [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 x g AgCl 1 mol AgCl = 1.9 x 10-3 g/l 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? AgBr (s) K sp = 7.7 x s 2 = K sp s = 8.8 x 10-7 Ag + (aq) + Br - (aq) NaBr (s) Na + (aq) + Br - (aq) [Br - ] = M AgBr (s) Ag + (aq) + Br - (aq) [Ag + ] = s [Br - ] = s K sp = x s s = 7.7 x

35 g AgCl 1 mol AgCl = 1.9 x 10-3 g/l Vliv společného iontu na rozpustnost Přídavek společného iontu snižuje rozpustnost soli. Př.: Jaká je molární rozpustnost AgBr (a) v čisté vodě; (b) v 0.

11 Tvorba vaječné skořápky CO 2 (g) + H 2 O (l) H 2 CO 3 (aq) H 2 CO 3 (aq) HCO 3- (aq) H + (aq) + HCO 3- (aq) H + (aq) + CO 3 2- (aq) Ca 2+ (aq) + CO 3 2- (aq) CaCO 3 (s) 11

Podobné dokumenty

OBECNÁ CHEMIE František Zachoval CHEMICKÉ ROVNOVÁHY 1. Rovnovážný stav, rovnovážná konstanta a její odvození Dlouhou dobu se chemici domnívali, že jakákoliv chem.