CVIČENÍ Z ENVIRONMENTÁLNÍ CHEMIE I
|
|
- Dominika Marková
- před 8 lety
- Počet zobrazení:
Transkript
1 ČESKÁ ZEMĚDĚLSKÁ UNIVEZITA V PRAZE Fakulta životního prostředí Katedra vodního hospodářství a environmentálního modelování CVIČENÍ Z ENVIRONMENTÁLNÍ CHEMIE I doc. Mgr. Marek VACH, Ph.D. Ing. Martin HEŘMANOVSKÝ Ing. Petra KUBÍNOVÁ, Ph.D. Praha, prosinec 2010
2 2
3 Obsah 1 Část seminární Acidobazické rovnovováhy Teorie kyselin a zásad Disociace kyselin a zásad Výpočty ph silných protolytů (= silných kyselin a zásad) Výpočty ph slabých protolytů Výpočty ph hydrolyzovatelných solí Výpočty ph tlumivých roztoků Srážecí rovnováhy Komplexotvorné rovnováhy Oxidačně-redukční rovnováhy Část laboratorní Metoda molekulové absorpční spektrometrie Vybraná spektrometrická stanovení základního rozboru vody Stanovení dusičnanů metodou absorpční spektrometrie po reakci se salicylanem sodným Stanovení dusitanů metodou absorpční spektrometrie po reakci s kyselinou sulfanilovou a NED-hydrochloridem Stanovení amonných iontů metodou absorpční spektrometrie po reakci se salicylanem sodným a chlornanovými ionty Stanovení anorganických orthofosforečnanů metodou absorpční spektrometrie po reakci s molybdenanem amonným a kyselinou askorbovou Metoda atomové absorpční spektrometrie Literatura 61 3
4 OBSAH 4
5 1. Část seminární Úvod do výpočtů chemických rovnováh 5
6 1.1 Acidobazické rovnovováhy Teorie kyselin a zásad Arrheniova teorie Arrhenius jako první charakterizoval kyseliny a zásady na základě existence volně pohyblivých iontů přítomných v roztoku. Vyšel z teorie elektrolytické disociace, tzn. rozkladů látek jejich rozpouštěním ve vodě. Podle Arrhenia je tedy kyselinou částice, která je schopna odštěpit vodíkový proton: HA H + + A (1.1) Za bázi pak Arrhenius považuje částici schopnou odštěpit hydroxidový anion: BOH B + + OH (1.2) Velkou nevýhodou této teorie je omezení pouze na látky rozpustné ve vodě a vodné systémy a nebere v úvahu funkci samotného rozpouštědla. Navíc nevysvětluje zásaditý charakter látek, které neobsahují skupinu OH (NH 3. H 2 O). Brönstedova-Lowryho teorie Podle Brönsteda a Lowryho je kyselinou (HA) částice, která působí jako donor protonu a báze (B) jako jeho akceptor: HA + B HB + + A (1.3) HA a A vytváří jeden konjugovaný pár (lišící se o proton) a B a HB + vytváří druhý konjugovaný pár. Největší rozdíl oproti Arrheniově teorii spočívá v tom, že protolytické reakce se musí zúčastnit vždy látka proton uvolňující (HA) a látka proton přijímající (B), tzn. dva protolytické systémy. Akceptorem protonu může být i samotné rozpouštědlo, jehož molekuly solvatují odštěpený proton: HA + H 2 O H 3 O + + A (1.4) Proto je síla kyselin, měřená rozsahem jejich disociace, závislá také na povaze rozpouštědla, respektive na jeho bazicitě (tedy na jeho schopnosti přijímat proton podle rovnice 1.3). Protože bazicita rozpouštědla je funkcí elektronegativity příslušného akceptorového atomu, bude síla kyselin HA klesat s klesající bazicitou rozpouštědla. Z výše uvedených definic jistě musí vyplynout, že každá Arrheniovská kyselina je zároveň Brönstedovská kyselina a každá Arrheniovská báze je zároveň i Brönstedovská báze (opačné tvrzení nemusí být vždy pravdivé, viz amoniak). Určitou nevýhodou Brönstedovy-Lowryho teorie je skutečnost, že se týká pouze protických rozpouštědel. Solvoteorie kyselin a zásad Guttman a Lindquist zobecnili Brönstedovu-Lowryho teorii na základě výkladu acidity a bazicity jak v protických, tak i v aprotických rozpouštědlech. Základním požadavkem této teorie je autoionizace rozpouštědla. Kyseliny (solvokyseliny) jsou potom látky, které při interakci s rozpouštědlem zvyšují koncentraci kationtů produkovaných autoionizací rozpouštědla. Např. roztok hydrogensíranu v kapalném amoniaku (protické rozpouštědlo) se chová jako kyselina: 2 NH 3 NH NH 2... autoionizace 6
7 HSO 4 + NH 3 NH SO2 4 Zásady (solvozásady) jsou látky, které zvyšují koncentraci aniontů produkovaných autoionizací rozpouštědla. Např. oxid sodný v oxidu siřičitém (aprotické rozpouštědlo) se chová jako zásada: 2 SO 2 SO 2+ + SO autoionizace Na 2 O + SO 2 2 Na + + SO 2 3 Lewisova teorie Lewisova teorie je zvláštním případem Brönstedovy-Lowryho teorie, od které se ale liší tím, že vztah mezi kyselinou a bází nevnímá jako přenos protonu, ale jako přenos elektronového páru od donoru na akceptor, při kterém se mezi donorem a akceptorem ustavuje kovalentní vazba. Podle Lewise je kyselinou každá (elektrofilní) částice, která je schopná akceptovat volný elektronový pár a báze (nukleofilní částice) je jeho donorem. Orientací na elektronový systém dosáhla Lewisova teorie naprostého zobecnění. Neomezuje se pouze na částice schopné poskytovat proton, ale zahrnuje jakýkoliv systém složený z dvojice donor-akceptor, bez ohledu na to, jedná-li se o kovy nebo nekovy. Z donor-akceptorového vztahu vyplývá, že Lewisova kyselina musí mít vakantní orbital pro přijetí elektronového páru báze. Proto jako Lewisovy kyseliny vystupují molekuly, atomy nebo ionty s neúplným elektronovým oktetem, nebo částice s energeticky dostupnými vakantními orbitaly d Disociace kyselin a zásad Termínem disociace rozumíme v nejjednodušším pojetí proces rozštěpení určité molekuly na dvě nebo více jednodušších molekul, radikálů, atomů nebo iontů. Dříve se předpokládalo, že k disociaci (štěpení molekul) dochází vlivem elektrického pole. Claussius a Arrhenius později ukázali, že ionty mohou být v roztoku přítomny i bez toho, aniž by jím procházel elektrický proud (zavedení el. proudu do roztoku není příčinou disociace). V zásadě rozeznáváme dva typy mechanismů disociace: termická disociace, elektrolytická disociace. Termická disociace (disociace účinkem zvýšené teploty) nastává, pokud energie dodaná ve formě tepla zvýší kinetickou energii iontů kmitajících kolem rovnovážných poloh tak, že vazebné síly nestačí k jejich udržení v krystalové mřížce. Pak dojde k jejich uvolnění z mřížky. K elektrolytické disociaci (disociaci účinkem polárního rozpouštědla) dochází při interakci mezi rozpuštěnou látkou a molekulami rozpouštědla. Nejprve se molekuly rozpouštědla přiblíží k iontům na povrchu mřížky. Poté dochází k orientaci molekul rozpouštědla částí s opačným nábojem. Nakonec dochází k oslabení vazebných sil mezi ionty a jejich uvolnění do roztoku. Elektrolytickou disociaci (disociaci účinkem polárního rozpouštědla) můžeme dále rozdělit na: disociaci látek s iontovou mřížkou, disociaci látek s kovalentní polární vazbou. 7
8 Disociace patří mezi vratné reakce a proto musí vést k chemické rovnováze mezi disociovanou a nedisociovanou složkou. Tato rovnováha se může vyskytovat jak v soustavách homogenních tak i v heterogenních. Disociační rovnováhy jsou v homogenních soustavách charakterizovány Guldberg Waageovým zákonem. Aplikaci tohoto zákona na disociační rovnováhu mezi disociovanou a nedisociovanou složkou pak nazýváme disociační konstantou. V acidobazických rovnováhách charakterizují disociační konstanty sílu kyselin a zásad. Tyto mohou být definovány jako koncentrační: K c = [H 3O + ] [A ] [HA] resp. termodynamické: (1.5) K T = a H 3 O + a A a HA (1.6) Kde a je aktivita vyjadřující reálný termodynamický stav roztoku kyseliny. Hodnota aktivity je v reálných v roztocích elektrolytů v souvislosti s interakcemi iontů zpravidla nižší oproti koncentraci. Vztah mezi aktivitou a koncentrací je vyčíslen pomocí aktivitního koeficientu γ: a = cγ (1.7) Aktivitní koeficient vyjadřuje v roztocích elektrolytů míru elektrostatických interakcí omezujících pohyblivost iontů a tím snižujících relativní zastoupení nezávisle se pohybujících iontů, jenž mohou být k dispozici pro fyzikálně-chemické interakce. (V ideálním roztoku jsou za nezávisle se pohybující považovány všechny ionty odpovídající jeho koncentraci). V tomto kontextu je aktivitní koeficient závislý na tzv. iontové síle I. I log γ = 0, 509 zi (1.8) I Uvedený vztah je vyvozen z modelu tzv. iontové atmosféry známé jako Debye-Hückelova teorie. Iontová síla je definována: n I = 0, 5 c i zi 2 (1.9) i=1 V rovnicích 1.8 a 1.9 je z i nábojové číslo příslušného iontu. Pro úplnost je třeba připomenout, že uvedené vztahy jsou primárně odvozeny pro molalitu, tj. koncentraci vyjádřenou v mol.kg 1. Relace 1.9 je dobře použitelná pro roztoky elektrolytů do hodnoty iontové síly I 0, 1 mol kg 1. Pro více zředěné roztoky při I 0, 01 mol kg 1 lze výpočet aktivitních koeficientů dále zjednodušit dle vztahu: log γ = 0, 509 z 2 i I (1.10) U zředěných roztoků je rozdíl mezi molalitou a molární koncentrací (standardně vyjádřená v mol.l 1 resp. M) prakticky zanedbatelný a aktivitní koeficienty lze počítat jako molární - dosazením iontové síly vyjádřené častěji užívanou molární koncentrací. Molární aktivitní koeficienty se pak označují symbolem y. Pro termodynamickou disociační konstantu reálného roztoku elektrolytu lze tedy psát: 8 K T = K c y H3 O + y A y HA (1.11)
9 Lze dodat, že pro koncentrované roztoky (I > 0,1 mol.kg 1 ) je vyčíslení aktivitních koeficientů resp. aktivit složitější a uvedené vztahy nelze použít. Naopak pro velmi zředěné roztoky (c = I 0,001 M) je aktivita již blízká koncentraci (aktivitní koeficient γ 1 a není třeba ho tedy vyčíslovat): K T = Kc (1.12) 9
10 1.1.3 Výpočty ph silných protolytů (= silných kyselin a zásad) Výpočty ph vycházejí z rovnovážných vztahů pro látkovou bilanci a elektroneutralitu ve vodném roztoku. Celková koncentrace rozpuštěné kyseliny HA je obecně součtem její nedisociované formy [HA] a disociované formy [A ]: (c HA ) r = [HA] + [A ] (1.13) dále platí podmínka elektroneutrality: [H 3 O + ] = [OH ] + [A ] (1.14) Přítomnost iontů OH souvisí s disociací vody (disoc. konstanta, resp. iontový součin K H2 0 = ). Po sloučení rovnic 1.13 a 1.14 dostaneme: (c HA ) r = [HA] + [H 3 O + ] [OH ] (1.15) Pro silné kyseliny, které jsou prakticky zcela disociované: [HA] = 0, tj.: [H 3 O + ] = (c HA ) r + [OH ] = (c HA ) r + K H 2 0 [H 3 O + ] Takže vychází: (1.16) [H 3 O + ] 2 [H 3 O + ] (c HA ) r K H2 0 = 0 (1.17) Kvadratická rovnice 1.17 se však při výpočtech ph silných kyselin uplatňuje až při velkém zředění (c < M), kdy se teprve začne nezanedbatelně projevovat [OH ] z disociace vody. U roztoků silných kyselin v běžném koncentračním rozmezí lze vycházet jednoduše z rovnosti: [H 3 O + ] = (c HA ) r (1.18) Na druhou stranu je však třeba uvažovat vliv iontové síly, tj. provést výpočet aktivity. Pro výpočet ph silných zásad platí, při uvážení Brönstedovy-Lowryho teorie, že báze přijímá proton: B + H 2 O BH + + OH (1.19) platí zde zcela analogické vztahy (jako u silných kyselin): (c B ) r = [B] + [HB + ] (1.20) [OH ] = [H 3 O + ] + [BH + ] (1.21) (c B ) r = [B] [H 3 O + ] + [OH ] (1.22) [OH ] = (c B ) r + [H 3 O + ] = (c B ) r + K H 2 0 [OH ] (1.23) [OH ] 2 [OH ] (c B ) r K H2 0 = 0 (1.24) Přepočet koncentrace OH iontů na H 3 O + ionty provedeme pomocí iontového součinu vody: [H 3 O + ] = K H 2 0 [OH ] (1.25) Rovnice 1.25 platí pro zředění do (c M). 10
11 Příklady 1. Vypočítejte ph roztoku kyseliny dusičné HNO 3 o koncentraci c = 0, 03 M. V případě silných jednosytných kyselin uvažujeme úplnou disociaci příslušné kyseliny v roztoku. Při vyšších koncentracích kyselin můžeme předpokládat, že koncentrace [H 3 O + ] iontu se bude rovnat analytické koncentraci kyseliny. [H 3 O + ] = (c HNO3 ) r Zároveň je, při vyšších koncentracích nutné uvažovat iontovou sílu roztoku, která výsledné ph rovněž ovlivňuje. A tedy spočítat aktivitu roztoku. (c HNO3 ) r > 0, 001 M Iontová síla roztoku poukazuje na závislost na celkové koncentraci všech iontů v roztoku a na jejich náboji. Je nutné sečíst všechny druhy iontů přítomné v roztoku (c NO + c H3 O +) dosazením do rovnice 1.9: 3 I = 0, 5 ([H 3 O + ] zh 2 3 O + + [NO 3 ] z2 NO ) 3 I = 0, 5 (0, 03 (+1) 2 + 0, 03 ( 1) 2 ) = 0, 03 M Dále pak vypočteme hodnotu aktivitního koeficientu dle vztahu 1.8: 0, 03 log γ H3 O + = 0, = 7, , 03 Nyní už jen dosadíme do vztahu pro výpočet ph: ph = log a H3 O + = log[h 3O + ] γ H3 O + = log[h 3O + ] log γ H3 O + ph = log , = 1, 60 Poznámka: V případě, že bychom vliv iontové síly roztoku zanedbali: ph = log[h 3 O + ] pak ph = log ( ) = 1, 52, a tento výsledek je naprosto odlišný od výše vypočtené hodnoty. Je tedy evidentní, že při zadané hodnotě koncentrace HNO 3 vliv iontové síly zanedbat nelze!! 2. Vypočítejte ph 0,002 M KOH. Silná zásada ve vodném roztoku zcela disociuje. Vzhledem k tomu, že zásada má vysokou koncentraci (c KOH > 0, 001 M), tak je nutné rovněž uvažovat iontovou sílu roztoku, která výsledné ph ovlivňuje. Rovnovážná koncentrace hydroxidových anionů je rovna analytické koncentraci zásady (při nižší koncentraci zásady 11
12 by zdrojem hydroxidových anionů byla nejen zásada, ale i voda podléhající autoprotolýze). [K + ] = [OH ] = (c KOH ) r = 0, 002 M ) I = 0, 5 ([K + ] zk [OH ] zoh 2 ( I = 0, 5 0, 002 (+1) 2 + 0, 002 ( 1) 2) = 0, 002 M 0, 002 log γ OH = 0, = 2, , 002 poh = log a OH = log[oh ] γ OH = log[oh ] log γ OH poh = log , = 2, 72 ph = 14 poh = 11, 28 Poznámka: V případě, že bychom vliv iontové síly roztoku zanedbali: poh = log[oh ] pak poh = log ( ) = 2, 699, a pak je tedy ph = 14 poh = 11, 3, výsledek se příliš neliší. Iontová síla I = 0,002 ovlivňuje vypočítané ph až na druhém desetinném místě. 3. Vypočítejte ph M H 2 SO 4. Vícesytné kyseliny jsou kyseliny, které mohou poskytovat více vodíkových iontů. Disociace těchto vodíkových iontů probíhá postupně (v závislosti na ph), neboť síla kyseliny pro disociaci do jednotlivých stupňů se významně liší. H 2 SO 4 je silná dvojsytná kyselina, která je v roztoku zcela disociovaná do 2. stupně, tzn. je třeba počítat se dvěma vodíkovými kationty. H 2 SO 4 + 2H 2 O 2H 3 O + + SO 2 4 Koncentrace vodíkových kationů bude tedy odpovídat dvojnásobku analytické koncentrace této kyseliny: [H 3 O + ] = 2 (c H2 SO 4 ) r = 10 3 M Protože koncentrace [H 3 O + ] = 0, 001, je nutné vypočítat iontovou sílu: ( ) I = 0, 5 [H 3 O + ] zh 2 3 O + + [SO2 4 ] z2 SO 2 4 ( I = 0, ) = 1, M 12
13 Vypočtenou iontovou sílu dosadíme do rovnice 1.10: 1, log γ H3 O + = 0, = 1, , Výsledná hodnota aktivitního koeficientu je pak γ H3 O + rovnice 1.7 vypočítáme aktivitu: a H3 O + = γ H 3 O + c H 3 O + = 0, = 9, ph pak vypočítáme: ph = log a H3 O + = 3, Vypočítejte ph M HCl. = 0, 957. Dosazením do Kyselina chlorovodíková je silná kyselina, v roztoku je úplně disociovaná. [H 3 O + ] = (c HCl ) r = 10 8 M < M Zadaná koncentrace kyseliny poukazuje na fakt, že koncentrace vzniklých H 3 O + iontů je srovnatelná s koncentrací [H 3 O + ] iontů vzniklých autoprotolýzou (tj. disociací) vody. Toto je při výpočtu nutné zohlednit, a proto je třeba vyjít z kvadratické rovnice 1.17: [H 3 O + ] = (c HCl) r + (c HCl ) 2 r + 4K H2 O 2 [H 3 O + ] = ( ) = 1, Následně můžeme vypočítat ph: ph = log [H 3 O + ] = 6, Vypočítejte ph M NaOH. Hydroxid sodný je silný hydroxid, v roztoku je tedy zcela disociován. [OH ] = (c NaOH ) r = M < M V disociaci hydroxidu o takto malé koncentraci hraje významnou roli i autoprotolýza vody. Koncentrace vznikajících hydroxidových anionů je srovnatelná s koncentrací OH vzniklých autoprotolýzou vody. Je tedy nutno uvažovat rovněž disociační konstantu vody, a proto je třeba vyjít z kvadratické rovnice 1.24: [OH ] = (c NaOH) r + (c NaOH ) 2 r + 4K H2 O 2 13
14 [OH ] = ( ) = 6, Následně můžeme vypočítat poh a ph: poh = log [OH ] = 6, 21 ph = 14 poh = 14 6, 21 = 7, Vypočítejte ph 1,5% HNO 3, ρ 1,5%HNO3 = 1231 kg m 3, molární hmotnost kyseliny dusičné je M r (HNO 3 ) = 63, 02 g mol 1. Nejprve je nutné vypočítat látkovou koncentraci roztoku kyseliny dusičné: c = n V = mw wρ 0, g l 1 = = M r mρ 1 M r 63, 02 g mol 1 = 0, 2930 mol l 1 HNO 3 je silná jednosytná kyselina, proto platí: [H 3 O + ] = (c HNO3 ) r = 0, 2930 M > 0, 001 M proto je nutné vypočítat iontovou sílu, aktivitní koeficient a aktivitu: I = 0, 5 ([H 3 O + ] zh 2 3 O + + [NO 3 ] z2 NO ) 3 I = 0, 5 (0, 2930 (+1) 2 + 0, 2930 ( 1) 2 ) = 0, 2930 M 0, 2930 log γ H3 O + = 0, , 2930 = 0, 1788; γ H 3 O + = 0, 6626 a H3 O + = γ H 3 O + c H 3 O + = 0, 1941 Nakonec můžeme vypočítat ph: ph = log a H3 O + = 0, Vypočítejte ph roztoku kyseliny chloristé HClO 4 o koncentraci c = 0, 05 M, pokud ke 100 ml tohoto roztoku přidáme 5 l vody. Tento příklad je založen na přepočtu látkové koncentrace roztoku kyseliny chloristé (po přídavku vody došlo k jejímu zředění). Nejprve musíme vypočítat novou látkovou koncentraci kyseliny, která vychází z poměru látkových množství: n p HClO 4 = n n HClO 4 c p HClO 4 V p HClO 4 = c n HClO 4 V n HClO 4 kde n p HClO 4 je látkové množství kyseliny chloristé před přídavkem vody, n n HClO 4 je látkové množství kyseliny po přídavku vody a V n HClO 4 je celkový objem (součet objemu původní kyseliny V p HClO 4 a přidané vody). Z rovnice vyjádříme c n HClO 4 : c n HClO 4 = cp HClO 4 V p HClO 4 V n HClO 4 = 0, 05 M 0, 1 l 5, 1 l = 9, M 14
15 Kyselina chloristá je silná jednosytná kyselina, a proto platí: [H 3 O + ] = (c HClO4 ) r = 9, M < 0, 001 M Protože koncentrace [H 3 O + ] iontů je menší než 0,001 M, můžeme tuto koncentraci rovnou logaritmovat: ph = log[h 3 O + ] = 3, Vypočítejte ph roztoku kyseliny chlorovodíkové o objemu 200 ml a koncentraci c = 0, 6 M po přídavku 1, 5 g tuhého NaOH za předpokladu, že se nezmění objem roztoku, M r (NaOH) = 40, 00 g mol 1. Tento příklad je založen na bilanci látkových množství reagující kyseliny a báze. Nejprve je nutné sestavit a vyčíslit chemickou rovnici příslušné reakce: HCl + NaOH NaCl + H 2 O Z rovnice je patrné, že obě látky spolu reagují v poměru 1:1. Nyní musíme vypočítat látková množství reagujících látek: n HCl = c HCl V HCl = 0, 6 M 0, 2 l = 0, 12 mol n NaOH = m NaOH M r = 1, 5 g = 0, 0375 mol 40, 00 g mol 1 Z výsledku je patrné, že n HCl > n NaOH. Tato skutečnost znamená, že výsledný roztok bude kyselý. V dalším kroku je nutné vypočítat koncentraci přebytku kyseliny (tu část kyseliny, která nezreagovala): n p HCl = n HCl n NaOH = 0, 12 mol 0, 0375 mol = 0, 0825 mol c p HCl = np HCl V = 0, 0825 mol 0, 2 l = 0, 4125 M Protože HCl je silná jednosytná kyselina, platí: [H 3 O + ] = (c HCl ) r = c p HCl = 0, 4125 M > 0, 001 M proto je nutné vypočítat iontovou sílu, aktivitní koeficient a aktivitu: I = 0, 5 ([H 3 O + ] z 2 H 3 O + + [Cl ] z 2 Cl ) I = 0, 5 (0, 4125 (+1) 2 + 0, 4125 ( 1) 2 ) = 0, 4125 M 0, 4125 log γ H3 O + = 0, , 4125 = 0, 1991; γ H 3 O + = 0, 6323 a H3 O + = γ H 3 O + c H 3 O + = 0, 2608 Nakonec můžeme vypočítat ph: ph = log a H3 O + = 0, 58 15
16 9. Vypočítejte ph roztoku kyseliny chloristé HClO 4 o koncentraci c = 0, 02 M s obsahem NaClO 4 o koncentraci c = 0, 1 M (sůl ovlivňuje iontovou sílu). Protože HClO 4 je silná jednosytná kyselina, platí: [H 3 O + ] = (c HClO4 ) r = 0, 02 M > 0, 001 M proto je nutné vypočítat iontovou sílu. Protože iontová síla se týká všech iontů přítomných v roztoku, je nutné vzít v úvahu i přítomnou sůl: ( I = 0, 5 [H 3 O + ] zh 2 3 O + + [ClO 4 ] z2 ClO 4 + [Na + ] z 2 Na + + [ClO 4 ] z2 ClO 4 ( I = 0, 5 0, , , , 1 1 1) = 0, 12 M ) Nyní můžeme vypočítat aktivitní koeficient dosazením do rovnice 1.8 a aktivitu dosazením do rovnice 1.7: γ H3 O + = 0, 7397; a H 3 O + = γ H 3 O + c HClO 4 = 0, 0148 Nakonec vypočítáme ph: ph = log a H3 O + = 1, Vypočítejte ph roztoku, který vznikne po smísení 40 ml HCl o koncentraci c = 0, 06 M s 25 ml NaOH o koncentraci c = 0, 02 M (vzniklá sůl ovlivňuje iontovou sílu). Tento příklad je opět založen na bilanci látkových množství reagující kyseliny a báze. Nejprve je nutné sestavit a vyčíslit chemickou rovnici příslušné reakce: HCl + NaOH NaCl + H 2 O Z rovnice je patrné, že obě látky spolu reagují v poměru 1:1. Nyní musíme vypočítat látková množství reagujících látek: n HCl = c HCl V HCl = 0, 06 M 0, 04 l = 2, mol n NaOH = c NaOH V NaOH = 0, 02 M 0, 025 l = mol Z výsledku je patrné, že v přebytku je kyselina chlorovodíková, protože platí: n HCl > n HCl Přebytek kyseliny vypočítáme následujícím způsobem: n p HCl = n HCl n NaOH = 2, mol mol = 0, 0019 mol 16
17 c p HCl = n p HCl V HCl + V NaOH = 0, 0019 mol = 0, 0292 M 0, 04 l + 0, 025 l Protože vzniklá sůl ovlivňuje iontovou sílu, je nutné vypočítat látkovou koncentraci vzniklé soli. Vzniklou sůl vybilancujeme na základě báze (sůl můžeme bilancovat také na základě kyseliny, ale je prakticky jednodušší jí bilancovat na základě reaktantu, který zreagoval všechen... v nasem případě NaOH): n NaCl n NaOH = 1 1 NaCl= n NaOH = mol c NaCl = n NaCl V HCl + V NaOH = mol = 0, 0077 M 0, 04 l + 0, 025 l Protože HCl je silná jednosytná kyselina, platí: [H 3 O + ] = (c HCl ) r = c p HCl = 0, 0292 M > 0, 001 M a proto je nutné vypočítat iontovou sílu, aktivitní koeficient a aktivitu: I = 0, 5 ([H 3 O + ] z 2 H 3 O + + [Cl ] z 2 Cl + [Na+ ] z 2 Na + + [Cl ] z 2 Cl ) I = 0, 5 (0, 0292 (+1) 2 + 0, 0292 ( 1) 2 + 0, 0077 ( 1) 2 + 0, 0077 ( 1) 2 ) I = 0, 0369 M 0, 0369 log γ H3 O + = 0, , 0369 = 0, 0820; γ H 3 O + = 0, 8279 a H3 O + = γ H 3 O +c H 3 O + = 0, 0242 Nakonec můžeme vypočítat ph: ph = log a H3 O + = 1, Jaké ph bude mít roztok, který byl připraven smísením 100 ml 10% H 2 SO 4 (hm. procento) o ρ 10%H2 SO 4 = 1066 kg m 3 a 20 ml 70% H 2 SO 4 (hm. procento) o ρ 70%H2 SO 4 = 1611 kg m 3. Hustota výsledného roztoku je ρ X%H2 SO 4 = 1170, 5 kg m 3 a M r (H 2 SO 4 ) = 98, 072 g mol 1. Při řešení vycházíme z bilanční rovnice ve tvaru: m 1 w 1 + m 2 w 2 = m 3 w 3 a principu zachování hmoty m 1 + m 2 = m 3. Pokud z bilanční rovnice vyjádříme w 3 a nahradíme jednotlivé hmotnosti m pomocí součinu ρv, pak dostaneme rovnici: w 3 = w 1ρ 1 V 1 + w 2 ρ 2 V 2 ρ 1 V 1 + ρ 2 V 2 w 3 = 0, 1 1, 066 g ml ml + 0, 7 1, 611 g ml 1 20 ml 1, 066 g ml ml + 1, 611 g ml 1 20 ml = 0,
18 Následně přepočítáme hmotnostní koncentraci w 3 výsledného roztoku na koncentraci látkovou: c = n V = m 3w 3 M r m 3 ρ 1 3 = w 3ρ 3 M r = 0, , 5 g l 1 98, 072 g mol 1 = 2, 8561 mol l 1 Dále následuje analogický postup jako u příkladu 3. Protože se jedná o silnou dvojsytnou kyselinu, tak platí: [H 3 O + ] = 2 (c H2 SO 4 ) r = 5, 7122 M > 0, 001 M Kvůli výše uvedené podmínce je nutné vypočítat iontovou sílu: ( ) I = 0, 5 [H 3 O + ] zh 2 3 O + + [SO2 4 ] z2 SO 2 4 ( I = 0, 5 5, , ) = 8, 5683 M Nyní můžeme vypočítat hodnotu aktivitního koeficientu podle rovnice 1.10 a dosazením do rovnice 1.7 vypočítat hodnotu aktivity: a H3 O + = γ H 3 O + [H 3O + ] = 0, , 7122 = 2, 3848 Hodnota ph je pak: ph = log a H3 O + = 0, O kolik se změní ph roztoku 10% H 2 SO 4 (hm. procento) o ρ 10%H2 SO 4 = 1066 kg m 3, pokud ke 100 ml této kyseliny přidáme 20 ml 70% H 2 SO 4 (hm. procento) o hustotě ρ 70%H2 SO 4 = 1611 kg m 3. Hustota výsledného roztoku je ρ X%H2 SO 4 = 1170, 5 kg m 3, molární hmotnost kyseliny sírové je M r (H 2 SO 4 ) = 98, 072 g mol 1. V tomto příkladu se řeší diference ph, a proto je nutné vypočítat ph původního roztoku a ph roztoku po přídavku další kyseliny sírové. Z rozdílu těchto hodnot vypočteme ph. Nejprve vypočteme látkovou koncentraci a následně ph původního roztoku (roztoku 10% H 2 SO 4 ): c = wρ 10%H 2 SO 4 M r = 0, g l 1 = 1, 0870 mol l 1 98, 072 g mol 1 Nyní vypočteme koncentraci [H 3 O + ] iontu (H 2 SO 4 je dvojsytná kyselina): [H 3 O + ] = 2 (c H2 SO 4 ) r = 2, 174 M > 0, 001 M Na základě podmínky víme, že musíme vypočítat iontovou sílu: ( ) I = 0, 5 [H 3 O + ] zh 2 3 O + + [SO2 4 ] z2 SO 2 4 ( I = 0, 5 2, , ) = 3, 261 M 18
19 Dále vypočítáme aktivitní koeficient, aktivitu a ph 1 : γ H3 O + = 0, 4703; a H 3 O + = 1, 0225; ph 1 = 9, V dalším kroku musíme vypočítat koncentraci (hmotnostní a následně látkovou) výsledného roztoku H 2 SO 4. Tento výpočet je stejný jako u příkladu 11, proto zde bude uveden až konečný výsledek ph 2 ph 2 = 0, 3775 Výsledná diference ph je tedy: ph = ph 2 ph 1. = 0, Odvoďte disociační konstanty kyseliny sírové do všech stupňů, do kterých může tato kyselina disociovat. Kyselina sírová je silná dvojsytná kyselina, která podléhá disociaci do prvního i druhého stupně: H 2 SO 4 + H 2 O H 3 O + + HSO K HA1 = [H 3O + ] [HSO 1 [H 2 SO 4 ] [H 2 O] HSO H 2 O H 3 O + + SO K HA2 = [H 3O + ] [SO 2 4 ] [HSO 1 4 ] [H 2O] H 2 SO 4 + 2H 2 O 2H 3 O + + SO K HA = [H 3O + ] 2 [SO 2 4 ] [H 2 SO 4 ] [H 2 O] 2 kde K HA1 je disociační konstanta kyseliny sírové disociované do prvního stupně, K HA2 je disociační konstanta kyseliny sírové disociované do druhého stupně) a K HA je celková disociační konstanta. 14. Vypočítejte ph roztoku LiOH o koncentraci c = M. [ph = 12, 40] 15. Vypočítejte ph roztoku hydroxidu barnatého Ba(OH) 2 o koncentraci c = 5, M (silný hydroxid disociovaný do druhého stupně). [ph = 11, 03] 16. Vypočítejte ph 0,15% HCl, ρ 0,15%HCl = 1001 kg m 3, M r (HCl) = 36, 47 g mol 1. [ph = 1, 47] 17. Vypočítejte ph roztoku kyseliny trihydrogenfosforečné H 3 PO 4 o koncentraci c = 0, 05 M, pokud ke 100 ml tohoto roztoku přidáme 5 l vody. [ph = 2, 57] 18. O kolik se změní ph roztoku hydroxidu barnatého o koncentraci c = M, pokud ke 100 ml tohoto roztoku přidáme 700 ml roztoku hydroxidu barnatého o koncentraci c = 0, 6 M. [ ph = 5, 73] 19. Vypočítejte ph roztoku, který vznikne po smísení 50 ml HCl o koncentraci c = 0, 2 M s 50 ml NaOH o koncentraci c = 0, 2 M (vzniklá sůl ovlivňuje iontovou sílu). [ph = 7, 00] 4 ] 19
20 20. Vypočítejte ph roztoku, který vznikne po smísení 50 ml HNO 3 o koncentraci c = 0, 2 M s 60 ml KOH o koncentraci c = 0, 18 M (vzniklá sůl ovlivňuje iontovou sílu). [ph = 11, 74] 21. Vypočítejte ph roztoku, který vznikne po smísení 100 ml HCl o koncentraci c = 0, 01 M se 100 ml NaOH o koncentraci c = 0, 02 M (vzniklá sůl ovlivňuje iontovou sílu). [ph = 11, 65] 22. Vypočítejte ph roztoku, který vznikne po smísení 200 ml kyseliny sírové H 2 SO 4 o koncentraci c = 0, 1 M a 200 ml hydroxidu draselného KOH o koncentraci c = 0, 1 M (vzniklá sůl ovlivňuje iontovou sílu). [pozor na poměr látkových množství (H 2 SO 4 je dvojsytná), ph = 1, 44] 23. Jaké ph bude mít 100 ml 10 % NaOH (hm. procento) o ρ 10%NaOH = 1109 kg m 3 po přídavku 10 g tuhého NaOH. Hustota výsledného roztoku hydroxidu sodného je ρ X%NaOH = 1190, 8 kg m 3, M r (NaOH) = 39, 997 g mol 1. [ph = 14, 36] 24. O kolik se změní ph roztoku 10 % NaOH (hm. procento) o hustotě ρ 10%NaOH = 1109 kg m 3, pokud ke 100 ml tohoto roztoku přidáme 10 g tuhého NaOH. Hustota výsledného roztoku je ρ X%NaOH = 1190, 8 kg m 3, molární hmotnost hydroxidu sodného je M r (NaOH) = 39, 997 g mol 1. [ ph = 0, 24] 25. Odvoďte disociační konstanty kyseliny peroxodisírové do všech stupňů, do kterých může tato kyselina disociovat. [H 2 S 2 O 8, silná dvojsytná kyselina] 26. Odvoďte disociační konstanty hydroxidu barnatého do všech stupňů, do kterých může tento hydroxid disociovat. [Ba(OH) 2, silný hydroxid] 27. Odvoďte disociační konstanty kyseliny trihydrogenfosforečné do všech stupňů, do kterých může tato kyselina disociovat. [H 3 PO 4, silná trojsytná kyselina] 28. Odvoďte disociační konstanty kyseliny trichloroctové do všech stupňů, do kterých může tato kyselina disociovat. [CCl 3 COOH, silná jednosytná kyselina] 20
21 1.1.4 Výpočty ph slabých protolytů Slabé kyseliny jsou ve vodném prostředí na rozdíl od silných kyselin disociovány pouze částečně, tj. při výpočtech koncentrace vodíkových kationů resp. ph hodnoty je třeba brát tuto míru disociace vyjádřenou rovnovážnou disociační konstantou K HA a K A do úvahy (K A vyjadřuje disociaci báze, neboť aniont kyseliny je podle Brönstedovy teorie konjugovanou bází). K HA = [H 3O + ] [A ] [HA] K A = [OH ] [HA] [A ] (1.26) (1.27) Dále samozřejmě platí rovnice látkové bilance a zachování elektroneutrality 1.13, 1.14, 1.20, 1.21 a z nich plynoucí 1.15 a Tj.: (c HA ) r = [HA] + [H 3 O + ] [OH ] (1.28) (c A ) r = [HA] [H 3 O + ] + [OH ] (1.29) Vyjádřením [HA] a [A ] z rovnic 1.28 a 1.29 a dosazením do rovnice 1.26 získáme vztah pro koncentraci [H 3 O + ] iontů: [H 3 O + ] = K HA (c HA) r [H 3 O + ] + [OH ] (c A ) r + [H 3 O + ] [OH ] (1.30) Ve vodném roztoku kyseliny je (c A ) r = 0, resp. žádná báze není rozpouštěna. Výchozí vztah má tedy podobu: [H 3 O + ] = K HA (c HA) r [H 3 O + ] + [OH ] [H 3 O + ] [OH ] (1.31) Vztah 1.31 obsahující dvě neznámé [H 3 O + ] a [OH ] je samozřejmě nutno dále zjednodušit. Pro roztok kyseliny lze předpokládat, že [OH ] [H 3 O + ], tj. po zanedbání [OH ] obdržíme: [H 3 O + ] = K HA (c HA) r [H 3 O + ] [H 3 O + ] (1.32) a tedy: [H 3 O + ] 2 + [H 3 O + ]K HA (c HA ) r K HA = 0 (1.33) Pokud je míra disociace kyseliny malá a tedy (c HA ) r [H 3 O + ] lze vztah 1.33 dále zjednodušit do podoby: [H 3 O + ] = K HA (c HA ) r (1.34) Koncentrace [H 3 O + ] resp. ph hodnota vyčíslená dle vztahu 1.34 je dostatečně přesná, pokud vychází [H 3 O + ] 0, 05 (c HA ) r. Pro velmi zředěné roztoky, jejichž ph se blíží neutralitě (ph 7) již nelze zanedbat ionty [OH ], na druhou stranu však zjevně platí (c HA ) r [OH ] [H 3 O + ], takže po zanedbání tohoto rozdílu v čitateli 1.31 vychází: [H 3 O + ] = K HA (c HA ) r + [H 3 O + ] [OH ] = K HA (c HA ) r + K H2 O (1.35) 21
22 Vztah 1.35 se uplatňuje, vychází-li z rovnice 1.34 koncentrace [H 3 O + ] iontů přibližně v úrovni [H 3 O + ] Disociace slabých zásad je vyjádřena rovnovážnými konstantantami K B a K BH + (K BH + vyjadřuje disociaci kyseliny, neboť kationt BH + je konjugovanou kyselinou): K B = [BH+ ] [OH ] [B] (1.36) K BH + = [H 3O + ] [B] [BH + ] (1.37) Vztah pro výpočet [OH ] a následně ph slabých zásad obdržíme stejně jako v případě slabých kyselin vyjádřením [B] a [BH + ] z rovnic 1.15, 1.22 a jejich dosazením do rovnice 1.36, ze které vyjádříme koncentraci [OH ] iontů: [OH ] = K B (c B ) r + [H 3 O + ] [OH ] (c BH +) r [H 3 O + ] + [OH ] A dále analogicky jako u slabých kyselin, tj. (c BH +) r = 0: [OH ] = K B (c B) r + [H 3 O + ] [OH ] [OH ] [H 3 O + ] (1.38) (1.39) Pro [OH ] 0, 05 c B ) r a [OH ] > 10 6 je dostatečně přesná nejjednodušší varianta: [OH ] = K B (c B ) r (1.40) V případě, že z rovnice 1.40 vychází [OH ] > 0, 05 (c B ) r a [OH ] > 10 6 uplatňuje se kvadratická rovnice: [OH ] 2 + K B [OH ] K B (c B ) r = 0 (1.41) Pro situace kdy je [OH ] 10 6 se vychází z: [OH ] = K B (c B ) r + [H 3 O + ] [OH ] = K B (c B ) r + K H2 O (1.42) Koncentrace [H 3 O + ] iontů a následně ph hodnota roztoku slabé zásady je samozřejmě vyčíslena pomocí iontového součinu vody: Příklady [H 3 O + ] = K H 2 O [OH ] (1.43) 1. Vypočítejte ph roztoku kyseliny octové o koncentraci c = 0, 06 M, K HA = 10 4,76. Kyselina octová je slabá kyselina, která ve vodě disociuje podle rovnice: CH 3 COOH + H 2 O CH 3 COO + H 3 O + Dle vztahu 1.34 vychází: [H 3 O + ] = K HA (c HA ) r = 10 4,76 0, 06 = 1, Nyní musíme ověřit, zda-li bylo zanedbání úbytku disociací a autoprotolýzy vody oprávněné: 22
23 Úbytek disociací: V případě, že [H 3 O + ] 0, 05 (c HA ) r, tj. slabá kyselina je disociována z méně než 5 %, pak můžeme zanedbat úbytek disociací: 0, 05 (c HA ) r = > 1, Autoprotolýza vody: V případě, že [H 3 O + ] > 10 6, tj. koncentrace kyseliny je dostatečně vysoká a disociační konstantu vody netřeba brát úvahu, neuvažujeme tedy autoprotolýzu vody. Vypočítaná koncentrace vodíkových iontů [H 3 O + ] je dostatečně přesná: [H 3 O + ] = 1, > 10 6 Kritérium pro platnost vztahu 1.34 je splněno, vypočítaná koncentrace [H 3 O + ] je dostatečně přesná. Nyní můžeme vypočítat ph: ph = log H 3 O + = 2, Vypočítejte ph roztoku kyseliny mravenčí o koncentraci c = 0, 02 M, K HA = 10 3,68. Kyselina mravenčí je slabá kyselina, ve vodě disociuje podle rovnice: HCOOH + H 2 O HCOO + H 3 O + Dle vztahu 1.34 vychází: [H 3 O + ] = K HA (c HA ) r = 10 3,68 0, 02 = 2, Nyní musíme ověřit, zda-li bylo zanedbání úbytku disociací a vlivu disociační konstanty vody oprávněné: Autoprotolýza vody: [H 3 O + ] = 2, > 10 6 Podmínka je splněna, vliv disociační konstanty lze zanedbat. Úbytek disociací: 0, 05 (c HA ) r = 10 3 < 2, Kritérium pro platnost vztahu 1.34 není splněno. Je zřejmé, že disociace kyseliny mravenčí proběhla z více než 5 %. Je třeba použít vztah 1.33: [H 3 O + ] = K HA + KHA (c HA) r K HA 2 [H 3 O + ] = 10 3,68 + (10 3,68 ) , ,68 2 = 1, ph = log H 3 O + = log 1, = 2, 71 23
24 3. Vypočítejte ph roztoku fenolu (slabá kyselina) o koncentraci c = 2, M, K HA = 10 9,98. Fenol je velmi slabá kyselina. Ve vodě disociuje podle rovnice: C 6 H 5 OH + H 2 O C 6 H 5 O + H 3 O + Dle vztahu 1.34 vychází: [H 3 O + ] = K HA (c HA ) r = 10 9,98 2, = 1, Pro posouzení přesnosti výsledku je třeba provést kontrolu oprávněnosti zanedbání vlivu disociační konstanty vody a úbytku disociací. Úbytek disociací: 0, 05 (c HA ) r = 1, > 1, Podmínka je splněna, tudíž úbytek disociací můžeme zanedbat. Autoprotolýza vody: [H 3 O + ] = 1, < 10 6 Roztok je prakticky neutrální, pro přesný výpočet je třeba vycházet ze vztahu 1.35: [H 3 O + ] = K HA (c HA ) r + K H2 O [H 3 O + ] = 10 9,98 2, = 1, ph = log H 3 O + = log 1, = 6, Vypočítejte ph roztoku amoniaku (NH 3.H 2 O) o koncentraci c = 0, 015 M, K B = 10 4,76. Amoniak, jakožto slabá zásada, disociuje ve vodném roztoku podle rovnice: NH 3.H 2 O NH OH Dle vztahu 1.40: [OH ] = K B (c B ) r = 10 4,76 0, 015 = 5, Nyní musíme ověřit, zda-li bylo zanedbání úbytku disociací a autoprotolýzy vody oprávněné: Úbytek disociací: 0, 05 (c B ) r = 7, > [OH ] = 5, Podmínka je splněna, úbytek disociací můžeme tedy zanedbat.
25 Autoprotolýza vody: [OH ] = 5, > 10 6 Kritérium pro platnost výpočtu je splněno, lze tedy zanedbat vliv disociační konstanty vody. Vypočítaná koncentrace hydroxidových anionů [OH ] je dostatečně přesná. Nyní z rovnice 1.43 vypočteme koncentraci [H 3 O + ] iontů: [H 3 O + ] = K H 2 O [OH ] 1, = = 1, , V posledním kroku vypočítáme hodnotu ph: ph = log [H 3 O + ] = log 1, = 10, 71 Alternativně můžeme místo ph vypočítat poh a z hodnoty poh získáme ph: poh = log [OH ] = log 5, = 3, 29 ph = 14 poh = 14 3, 29 = 10, Vypočítejte koncentraci roztoku amoniaku, jehož ph = 9, 66, za předpokladu platnosti podmínky: [X] > 10 6 a [X] < 0, 05 c B, K B = 10 4,751. Amoniak je báze, proto platí, že [X] = [OH ]. Nejprve tedy musíme vypočítat koncentraci [OH ] iontů: [OH ] = K H 2 O 10 ph = = 4, ,66 Protože platí podmínka: [OH ] > 10 6 a [OH ] < 0, 05 c B musíme vycházet ze vztahu 1.40: [OH ] = K B (c B ) r (c B ) r = [OH ] 2 K B = (4, ) ,751 = 1, M 6. Vypočítejte ph roztoku obsahujícího 0,03 molu kyseliny mravenčí v 400 ml, K HA = 10 3,68. [ph = 2, 41] 7. Vypočítejte ph roztoku obsahujícího 0,005 molu fenolu v 300 ml, K HA = 10 9,98. [fenol je slabá kyselina, ph = 5, 88] 8. Vypočítejte ph roztoku pyridinu o koncentraci c = 0, 3 M, K B = 10 8,83. [pyridin je slabá zásada, ph = 9, 32] 9. Vypočítejte ph 10 % kyseliny octové, ρ 10%CH3 COOH = 1012 kg m 3, molární hmotnost kyseliny octové je M r (CH 3 COOH) = 60, 052 g mol 1 a její K HA = 10 4,751. [ph = 2, 26] 10. Vypočítejte ph 35 % kyseliny octové, ρ 35%CH3 COOH = 1019 kg m 3, molární hmotnost kyseliny octové je M r (CH 3 COOH) = 60, 052 g mol 1 a její K HA = 10 4,751. [ph = 1, 99] 25
26 11. Vypočítejte poh 90 % kyseliny octové, ρ 90%CH3 COOH = 1065 kg m 3, molární hmotnost kyseliny octové je M r (CH 3 COOH) = 60, 052 g mol 1 a její K HA = 10 4,751. [poh = 12, 23] 12. Jaké ph bude mít roztok amoniaku o koncentraci c = M, pokud ke 100 ml tohoto roztoku přidáme 200 ml vody, K B = 10 4,751. [ph = 9, 66] 13. Jaké ph bude mít roztok fenolu o koncentraci c = 2 M, pokud ke 100 ml tohoto roztoku přidáme 10 l roztoku fenolu o koncentraci c = 0, 001 M, K B = 10 9,89. [ph = 5, 79] 14. Jaké ph bude mít roztok o-chloranilinu (slabá báze) o koncentraci c = 0, 05 M, pokud ke 150 ml tohoto roztoku přidáme 1500 ml roztoku o-chloranilinu o koncentraci c = M, K B = 10 9,89. [ph = 7, 89] 15. Vypočítejte hmotnostní procento (%) kyseliny octové, jejíž ph = 1, 76, při splnění podmínky: [X] > 10 6 a [X] < 0, 05 c HA, ρ X%CH3 COOH = 1082 kg m 3, M r (CH 3 COOH) = 60, 052 g mol 1 a K HA = 10 4,751. [94,47 %] 16. O kolik se změní ph roztoku amoniaku, pokud ke 100 ml roztoku o koncentraci c = M přidáme 200 ml vody, K B = 10 4,751. [ ph. = 0, 27] 17. Jaké ph bude mít roztok, který byl připraven smísením 100 ml 80% CH 3 COOH (hm. procento) o ρ 80%CH3 COOH = 1068 kg m 3 a 100 ml 10% CH 3 COOH (hm. procento) o ρ 10%H2 SO 4 = 1012 kg m 3. Hustota výsledného roztoku kyseliny octové je ρ X%CH3 COOH = 1049, 7 kg m 3, M r (CH 3 COOH) = 60, 052 g mol 1, K HA = 10 4,76. [ph = 1, 93] 18. O kolik se změní ph roztoku 80% kyseliny octové CH 3 COOH (hm. procento) o hustotě ρ 80%H2 SO 4 = 1068 kg m 3, pokud ke 100 ml této kyseliny přidáme 100 ml 10% CH 3 COOH (hm. procento) o hustotě ρ 10%H2 SO 4 = 1012 kg m 3. Hustota výsledného roztoku kyseliny octové je ρ X%CH3 COOH = 1049, 7 kg m 3, molární hmotnost kyseliny octové je M r (CH 3 COOH) = 60, 052 g mol 1 a K HA = 10 4,76. [ ph =. 0, 12] 19. Odvoďte disociační konstanty kyseliny ethandiové do všech stupňů, do kterých může tato kyselina disociovat. [kyselina ethandiová je dvojsytná slabá kyselina, (COOH) 2 ] 20. Odvoďte disociační konstanty kyseliny trihydrogenborité do všech stupňů, do kterých může tato kyselina disociovat. [kyselina trihydrogenboritá je trojsytná slabá kyselina, H 3 BO 3 ] 21. Odvoďte disociační konstanty hydroxidu hlinitého do všech stupňů, do kterých může tento hydroxid disociovat. [hydroxid hlinitý je slabý hydroxid, Al(OH) 3 ] 26
27 1.1.5 Výpočty ph hydrolyzovatelných solí Soli silných kyselin a slabých zásad nebo naopak slabých kyselin a silných zásad reagují s vodou, což je označováno jako hydrolýza. Důsledkem tohoto procesu je posun ph hodnoty jejich roztoku do kyselé resp. zásadité oblasti. Podstatou je skutečnost, že kation reprezentující v soli - např. NH 4 Cl slabou zásadu se ve vodném roztoku chová dle disociační konstanty pro danou bázi (NH 3.H 2 O), tj. část iontů reaguje s molekulami vody za vzniku amoniaku a hydroxoniových kationů. NH H 2O NH 3 + H 3 O + Kation NH + 4 je tzv. konjugovanou kyselinou k NH 3. Druhý iont soli (Cl ) je jako anion silné kyseliny zcela disociován nemá tendenci s vodou reagovat, tj. ph vodného roztoku NH 4 Cl soli slabé zásady a silné kyseliny je posunuto do kyselé oblasti. Pro úplnost lze dodat, že zmíněný konjugovaný pár NH NH 3 je příkladem specifickým, neboť nedisociovaný NH 4 OH reálně neexistuje v roztoku se za podmínek, kdy by tento hydroxid teoreticky přecházel do nedisociované formy, vyskytují pouze samostatné molekuly NH 3 a H 2 O. Pro hydroxidy tvořené kationem kovu (obecně M + ) má pak příslušný konjugovaný pár samozřejmě podobu: M + - M(OH) n. Hodnota ph roztoků hydrolyzovatelných solí je tedy závislá na disociačních konstantách, pro výpočty [H 3 O + ] tedy principielně platí vztahy odvozené pro slabé protolyty. Situace je oproti výpočtu ph slabé kyseliny (kdy se dosazuje disociační konstanta této kyseliny) rozdílná v tom, že pro sůl slabé zásady a silné kyseliny (tj. sůl mající kyselou reakci) máme k dispozici disociační konstantu slabého hydroxidu. Mírou kyselosti této soli je dle naznačené reakce právě nedisociovaný podíl daného hydroxidu. Tomuto podílu odpovídající K HA, tj. disociační konstanta charakterizující kyselost roztoku je ve vodných roztocích dána zlomkem: K HA = K H 2 O K B (1.44) Vztah 1.44 lze jednoduše vyvodit sloučením 1.26 a 1.27 (nebo 1.36 a 1.37). Pro výpočet koncentrace vodíkových kationů a ph solí silných kyselin a slabých zásad jsou k dispozici vztahy, které jsou odvozeny na základě rovnic 1.33, 1.34, 1.35 a 1.44: [H 3 O + K H2 O ] = (c HA ) r (1.45) K B [H 3 O + ] 2 + [H 3 O + ] KH 2 O K B [H 3 O + ] = (c HA ) r KH 2 O K B = 0 (1.46) K H2 O K B (c HA ) r + K H2 O (1.47) Kritéria platnosti vztahů 1.45, 1.46, 1.47 jsou zcela shodná s údaji v předchozí kapitole. (c HA ) r zde reprezentuje látkovou koncentraci kationu konjugované kyseliny NH + 4 pro soli jednosytných kyselin shodnou s jejich koncentrací. Pro případ hydrolyzovatelné soli silné zásady a slabé kyseliny platí zcela obdobné principy. Např. octanový anion tj. konjugovaná báze kyseliny octové v roztoku zčásti reaguje s molekulou vody: CH 3 COO + H 2 O CH 3 COOH + OH 27
28 Vodný roztok octanu sodného tedy má ph posunuto do alkalické oblasti. Pro výpočet OH a následně ph solí silných zásad a slabých kyselin jsou k dispozici vztahy, které jsou odvozeny na základě 1.40, 1.41, 1.42 a 1.44: [OH K H2 O ] = (c B ) r (1.48) K HA Příklady [OH ] 2 + [OH ] KH 2 O K HA [OH ] = (c B ) r KH 2 O K HA = 0 (1.49) K H2 O K HA (c B ) r + K H2 O (1.50) 1. Vypočítejte ph roztoku chloridu amonného NH 4 Cl o koncentraci c = 0, 01 M, K B = 10 4,76. Chlorid amonný je sůl, která vzniká neutralizací silné kyseliny HCl slabou zásadou NH 3.H 2 O. Ve vodě plně disociuje podle rovnice: NH 4 Cl NH Cl Amonné kationy jsou pak hydrolyzovány podle rovnice: NH H 2O NH 3 + H 3 O + Nejprve použijeme vztah 1.45, kde je zanedbána autoprotolýza vody a rovněž úbytek hydrolýzou: [H 3 O + ] = K H2 O 1 10 (c HA ) r = 14 0, 01 = 2, K B 10 4,76 Nyní je třeba ověřit, zda-li bylo zanedbání oprávněné: Úbytek hydrolýzou: 0, 05 (c HA ) r = > 2, Podmínka je splněna, úbytek hydrolýzou tedy opravdu můžeme zanedbat. Autoprotolýza vody: [H 3 O + ] = 2, > 10 6 Kritérium splněno, vypočtená koncentrace vodíkových kationů [H 3 O + ] je dostatečně přesná. ph = log [H 3 O + ] = log 2, = 5, 62 Poznámka: Kritérium 0, 05 (c HA ) r > [H 3 O + ] je při výpočtech ph hydrolyzovatelných solí splněno ve většině případů. 28
29 2. Vypočítejte ph roztoku mravenčanu sodného HCOONa o koncentraci c = 2, M, K HA = 10 3,75. Mravenčan sodný je sůl vzniklá neutralizací slabé kyseliny HCOOH silnou zásadou NaOH. Ve vodě plně disociuje podle rovnice: HCOONa Na + + HCOO Mravenčanové ionty jsou hydrolyzovány podle rovnice: HCOO + H 2 O HCOOH + OH Pro výpočet nejprve použijeme vztah 1.48, kde je zanedbána jednak autoprotolýza vody a jednak úbytek hydrolýzou: [OH ] = K H2 O 1 10 (c B ) r = 14 K HA 10 3,75 2, = 1, Nyní je třeba ověřit, zda-li bylo zanedbání oprávněné: Úbytek hydrolýzou: 0, 05 (c HA ) r = 1, > 1, Podmínka je splněna, úbytek hydrolýzou tedy opravdu můžeme zanedbat. Autoprotolýza vody: [OH ] = 1, < 10 6 Podmínka splněna není, je tedy nutné použít vztah 1.50, ve kterém je zohledněna disociační konstanta vody: [OH K H2 O ] = (c B ) r + K H2 O K HA [OH ] = ,75 2, = 1, V následujícím kroku vypočítáme koncentraci [H 3 O + ] iontů a ph: [H 3 O + ] = K H 2 O [OH ] = = 6, , ph = log [H 3 O + ] = log 6, = 7, Vypočítejte ph roztoku, který byl připraven smísením 200 ml kyseliny octové o koncentraci c = 0, 25 M a 200 ml hydroxidu sodného o koncentraci c = 0, 25 M, K HA = 10 4,75. 29
30 Tento příklad vychází z bilance látkových množství reagující kyseliny a báze podle rovnice: CH 3 COOH + NaOH CH 3 COONa + H 2 O Z rovnice je patrné, že obě látky spolu reagují v poměru 1:1. Nyní musíme vypočítat látková množství reagujících látek: n CH3 COOH = c CH3 COOH V CH3 COOH = 0, 25 M 0, 2 l = 0, 05 mol n NaOH = c NaOH V NaOH = 0, 25 M 0, 2 l = 0, 05 mol Z výsledků je patrné, že látková množství reaujících látek jsou stejná (n CH3 COOH = n NaOH ), a proto je ve výsledném roztoku přítomna pouze sůl slabé kyseliny a silné báze - octan sodný - jejíž koncentraci musíme vypočítat: n CH3 COOH = n NaOH = n CH3 COONa = 0, 05 mol c CH3 COONa = n CH3 COONa V CH3 COOH + V NaOH = 0, 05 mol = 0, 125 M 0, 2 l + 0, 2 l Vzniklý octan sodný ve vodě plně disociuje podle rovnice: CH 3 COONa Na + + CH 3 COO Octanové ionty jsou hydrolyzovány podle rovnice: CH 3 COO + H 2 O CH 3 COOH + OH Pro výpočet nejprve použijeme vztah 1.48, kde je zanedbána jednak autoprotolýza vody a jednak úbytek hydrolýzou: [OH ] = K H2 O 1 10 (c B ) r = 14 0, 125 = 2, K HA 10 3,75 Nyní je třeba ověřit, zda-li bylo zanedbání oprávněné: Úbytek hydrolýzou: 0, 05 (c HA ) r = 0, 0156 > 2, Podmínka je splněna, úbytek hydrolýzou tedy opravdu můžeme zanedbat. Autoprotolýza vody: [OH ] = 2, > 10 6 Podmínka je také splněna. V následujícím kroku vypočítáme koncentraci [H 3 O + ] iontů a ph: [H 3 O + ] = K H 2 O [OH ] = = 3, , ph = log [H 3 O + ] = log 1, = 8, 42 30
31 4. Vypočítejte ph roztoku dusičnanu amonného NH 4 NO 3 o koncentraci c = 1, M, K B = 10 4,76. [ph = 6, 07] 5. Vypočítejte ph roztoku mléčnanu sodného, který vznikne rozpuštěním 3,3621 g této soli ve 300 ml vody, M r (CH 3 CHOHCOONa) = 112, 07 g mol 1 a K HA = 10 3,86. [ph = 8, 43] 6. Vypočítejte ph roztoku octanu sodného, který vznikne rozpuštěním 20 g této soli ve 250 ml vody, M r (CH 3 COONa) = 82, 034 g mol 1 a K HA = 10 4,75. [ph = 9, 39] 7. Vypočítejte ph roztoku dusičnanu amonného, který vznikne rozpuštěním 2 g této soli v 500 ml vody, M r (NH 4 NO 3 ) = 80, 043 g mol 1 a K B = 10 4,751. [ph = 5, 28] 8. Vypočítejte ph roztoku, který byl připraven smísením 100 ml kyseliny sírové o koncentraci c = 0, 1 M a 200 ml vodného roztoku amoniaku o koncentraci c = 0, 1 M, K HA = 10 4,76. [ph = 5, 36] 9. Kolik gramů octanu sodného musíme přidat do 500 ml vody, aby ph = 8, 72, molární hmotnost octanu sodného je M r = 82, 034 g mol 1 a K HA = 10 4,75. Při výpočtu je splněna podmínka: [X] > 10 6 a [X] < 0, 05 c s. [m = 2, 00 g] 10. Kolik gramů dusičnanu amonného musíme přidat do 500 ml vody, aby ph = 5, 08, molární hmotnost dusičnanu amonného je M r = 80, 043 g mol 1 a K B = 10 4,751. Při výpočtu je splněna podmínka: [X] > 10 6 a [X] < 0, 05 c s. [m = 4, 91 g] 11. Jaké ph bude mít roztok dusičnanu amonného NH 4 NO 3, pokud ve 250 ml tohoto roztoku o koncentraci c = 0, 001 M rozpustíme 10 g tuhého NH 4 NO 3, molární hmotnost dusičnanu amonného je M r (NH 4 NO 3 ) = 80, 043 g mol 1 a K B = 10 4,751. [ph = 4, 77] 12. Jaké ph bude mít roztok vínanu draselného, který byl připraven rozpuštěním 5 g vínanu draselného ve 250 ml vody, pokud bylo následně z tohoto roztoku odpařeno 70 ml vody, M r = 226, 268 g mol 1 a K HA = 10 4,34. [ph = 8, 71] 13. O kolik se změní ph roztoku dusičnanu amonného NH 4 NO 3 o koncentraci c = 0, 001 M, pokud ve 250 ml tohoto roztoku rozpustíme 10 g tuhého NH 4 NO 3, molární hmotnost dusičnanu amonného je M r (NH 4 NO 3 ) = 80, 043 g mol 1 a K B = 10 4,751. [ ph = 1, 35] 14. O kolik se změní ph roztoku vínanu draselného, který byl připraven rozpuštěním 5 g vínanu draselného ve 250 ml vody, pokud bylo z tohoto roztoku následně odpařeno 70 ml vody, M r = 226, 268 g mol 1 a K HA = 10 4,34. [ ph = 0, 07] 31
32 1.1.6 Výpočty ph tlumivých roztoků Tlumivé roztoky obsahují konjugovaný pár reprezentovaný zpravidla slabou kyselinou a solí této kyseliny se silnou zásadou nebo slabou zásadou a její solí se silnou kyselinou. V této souvislosti jsou tyto roztoky do jisté míry schopny stabilizovat ph na určité hodnotě, resp. tlumit jeho výkyvy po přidání menšího množství silných kyselin nebo zásad. Výpočet koncentrace vodíkových kationů a následně ph tlumivých roztoků vychází stejně jako v předchozích případech z látkové bilance a principu zachování elektroneutrality, tj. z rovnice 1.30: [H 3 O + ] = K HA (c HA) r [H 3 O + ] + [OH ] (c A ) r + [H 3 O + ] [OH ] Uvedený vztah lze zjednodušit do podoby využitelné k praktickým výpočtům, pokud pro tlumivé roztoky, jejichž ph < 7 platí: [OH ] 0, 05 [H 3 O + ] 0, 05 (c HA ) r [OH ] 0, 05 (c A ) r a pro tlumivé roztoky, jejichž ph > 7 platí: [H 3 O + ] 0, 05 [OH ] 0, 05 (c BH +) r [OH ] 0, 05 (c B ) r Tj. na pravé straně daného vztahu 1.30 lze zcela zanedbat [H 3 O + ] a [OH ]. Výsledná rovnice - Henderson Hasselbachova - je tedy pro kyselé tlumivé roztoky ve tvaru: [H 3 O + ] = K HA (c HA) r (c A ) r (1.51) kde (c HA ) r odpovídá látkové koncentraci kyseliny a (c A ) r odpovídá látkové koncentraci její soli (tedy konjugované bázi). Pro bazické tlumivé roztoky je Henderson Hasselbachova rovnice ve tvaru: [H 3 O + ] = K H 2 O K B (c BH +) r (c B ) r (1.52) kde (c BH +) r odpovídá látkové koncentraci soli (konjugované kyseliny) a (c B ) r odpovídá látkové koncentraci báze. Pokud je v zadání příkladu při výpočtu ph bazického pufru uvedena místo hodnoty K B hodnota K BH +, rovnice 1.52 se redukuje na formu: Příklady 32 [H 3 O + ] = K BH + (c BH +) r (c B ) r (1.53) 1. Vypočítejte ph 500 ml tlumivého roztoku s obsahem 27 g NH 4 Cl jehož molární hmotnost je M r (NH 4 Cl) = 53, 50 g mol 1 a 175 ml 25 % (m/m) amoniaku NH 3 o molární hmotnosti (M r (NH 3 ) = 17, 03 g mol 1, ρ 25%NH3 = 907 kg m 3, K BH + = 10 9,24.
33 Nejprve vypočítáme koncentrace báze a soli v tlumivém roztoku: c NH4 Cl = m NH4 Cl M r (NH 4 Cl) V celk = 27 g 53, 50 g mol 1 = 1, 01 M 0, 5 l c NH3 = w ρ 25%NH 3 V NH3 M r (NH 3 ) V celk = 0, g l 1 0, 175 l 17, 03 g mol 1 0, 5 l = 4, 66 M V dalším kroku dosadíme vypočtené látkové koncentrace do rovnice 1.53 (v zadání příkladu je uvedena hodnota K BH +): [H 3 O + ] = K BH + (c BH +) r (c B ) r = K BH + cnh 4 Cl c NH3 [H 3 O + ] = 10 9,24 1, 01 M = 1, , 66 M ph = log [H 3 O + ] = log 1, = 9, Vypočítejte ph tlumivého roztoku, jenž vznikl smícháním 164 ml CH 3 COOH o koncentraci c = 0, 5 M a 36 ml CH 3 COONa o koncentraci c = 0, 2 M (K HA = 10 4,76 ). Nejprve vypočítáme koncentrace kyseliny a soli v tlumivém roztoku: c CH3 COOH = c CH 3 COOH V CH3 COOH V CH3 COOH + V CH3 COONa c CH3 COONa = c CH 3 COONa V CH3 COONa V CH3 COOH + V CH3 COONa = = 0, 5 M 0, 164 l = 0, 41 M 0, 164 l + 0, 036 l 0, 2 M 0, 036 l = 0, 036 M 0, 164 l + 0, 036 l Dále můžeme vypočítat koncentraci [H 3 O + ] iontů dosazením do rovnice 1.51 a ph: [H 3 O + ] = K HA (c HA) r (c A ) r = K HA cch 3 COOH c CH3 COONa [H 3 O + ] = 10 4,76 0, 41 M = 1, , 036 M ph = log [H 3 O + ] = log 1, = 3, Vypočítejte ph tlumivého roztoku, jenž vznikl smícháním 28 ml HCOOH o koncentraci c = 0, 1 M a 20 ml NaOH o koncentraci c = 0, 1 M (K HA = 10 3,75 ). Tento příklad je založen na bilanci látkových množství reagující kyseliny a báze podle rovnice: HCOOH + NaOH HCOONa + H 2 O 33
2. PROTOLYTICKÉ REAKCE
2. PROTOLYTICKÉ REAKCE Protolytické reakce představují všechny reakce spojené s výměnou protonů a jsou označovány jako reakce acidobazické. Teorie Arrheniova (1884): kyseliny disociují ve vodě na vodíkový
VíceAcidobazické reakce. 1. Arrheniova teorie. 2. Neutralizace
Acidobazické reakce 1. Arrheniova teorie Kyseliny látky schopné ve vodných roztocích odštěpit H + např: HCl H + + Cl -, obecně HB H + + B - Zásady látky schopné ve vodných roztocích poskytovat OH - např.
VíceREAKCE: 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
VíceTeorie kyselin a zásad poznámky 5.A GVN
Teorie kyselin a zásad poznámky 5A GVN 13 června 2007 Arrheniova teorie platná pouze pro vodní roztoky kyseliny jsou látky schopné ve vodném roztoku odštěpit vodíkový kation H + HCl H + + Cl - CH 3 COOH
VíceAcidobazické děje - maturitní otázka z chemie
Otázka: Acidobazické děje Předmět: Chemie Přidal(a): Žaneta Teorie kyselin a zásad: Arrhemiova teorie (1887) Kyseliny jsou látky, které odštěpují ve vodném roztoku proton vodíku H+ HA -> H+ + A- Zásady
VíceSložení soustav (roztoky, koncentrace látkového množství)
VZOROVÉ PŘÍKLADY Z CHEMIE A DOPORUČENÁ LITERATURA pro přípravu k přijímací zkoušce studijnímu oboru Nanotechnologie na VŠB TU Ostrava Doporučená literatura z chemie: Prakticky jakákoliv celostátní učebnice
VíceOBECNÁ CHEMIE František Zachoval CHEMICKÉ ROVNOVÁHY 1. Rovnovážný stav, rovnovážná konstanta a její odvození Dlouhou dobu se chemici domnívali, že jakákoliv chem.
VíceVI. Disociace a iontové rovnováhy
VI. Disociace a iontové 1 VI. Disociace a iontové 6.1 Základní pojmy 6.2 Disociace 6.3 Elektrolyty 6.3.1 Iontová rovnováha elektrolytů 6.3.2 Roztoky ideální a reálné 6.4 Teorie kyselin a zásad 6.4.1 Arrhenius
VíceRoztoky - elektrolyty
Roztoky - elektrolyty 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
VíceCHEMICKÉ VÝPOČTY I. ČÁST LÁTKOVÉ MNOŽSTVÍ. HMOTNOSTI ATOMŮ A MOLEKUL.
CHEMICKÉ VÝPOČTY I. ČÁST LÁTKOVÉ MNOŽSTVÍ. HMOTNOSTI ATOMŮ A MOLEKUL. Látkové množství Značka: n Jednotka: mol Definice: Jeden mol je množina, která má stejný počet prvků, jako je atomů ve 12 g nuklidu
VíceCZ.1.07/1.5.00/34.0802 Zkvalitnění výuky prostřednictvím ICT. Protolytické děje VY_32_INOVACE_18_15. Mgr. Věra Grimmerová. grimmerova@gymjev.
Průvodka Číslo projektu Název projektu Číslo a název šablony klíčové aktivity CZ.1.07/1.5.00/34.0802 Zkvalitnění výuky prostřednictvím ICT III/2 Inovace a zkvalitnění výuky prostřednictvím ICT Příjemce
Více3 Acidobazické reakce
3 Acidobazické reakce Brønstedova teorie 1. Uveďte explicitní definice podle Brønstedovy teorie. Kyselina je... Báze je... Konjugovaný pár je... 2. Doplňte tabulku a pojmenujte všechny sloučeniny. Kyselina
VíceVýpočty ph silných a slabých protolytů a barevné acidobazické indikátory
Výpočty ph silných a slabých protolytů a barevné acidobazické indikátory Kamil Záruba Text vznikl jako doplňující zdroj pro soutěžící kategorie B (2012/13). Použitá literatura: Volka a kol., Analytická
VíceGymnázium Vysoké Mýto nám. Vaňorného 163, 566 01 Vysoké Mýto
Gymnázium Vysoké Mýto nám. Vaňorného 163, 566 01 Vysoké Mýto Výpočty ph roztoků kyselin a zásad ph silných jednosytných kyselin a zásad. Pro výpočty se uvažuje, že silné kyseliny a zásady jsou úplně disociovány.
VícePROTOLYTICKÉ ROVNOVÁHY
PROTOLYTICKÉ ROVNOVÁHY Protolytické rovnováhy - úvod Obecná chemická reakce a A + b B c C + d D Veličina Symbol, jednotka Definice rovnovážná konstanta reakce K K = ac C a d D a a A a b B aktivita a a
VíceZÁKLADNÍ CHEMICKÉ POJMY A ZÁKONY
ZÁKLADNÍ CHEMICKÉ POJMY A ZÁKONY Klíčová slova: relativní atomová hmotnost (A r ), relativní molekulová hmotnost (M r ), Avogadrova konstanta (N A ), látkové množství (n, mol), molární hmotnost (M, g/mol),
VíceVýpočty koncentrací. objemová % (objemový zlomek) krvi m. Vsložky. celku. Objemy nejsou aditivní!!!
Výpočty koncentrací objemová % (objemový zlomek) Vsložky % obj. = 100 V celku Objemy nejsou aditivní!!! Příklad: Kolik ethanolu je v 700 ml vodky (40 % obj.)? Kolik promile ethanolu v krvi bude mít muž
VíceGymnázium Vysoké Mýto nám. Vaňorného 163, Vysoké Mýto
Gymnázium Vysoké Mýto nám. Vaňorného 163, 566 01 Vysoké Mýto Teorie kyselin a zásad Arheniova teorie Kyseliny jsou látky schopné ve vodném prostředí odštěpovat iont H +I. Zásady jsou látky schopné ve
VíceDOPLŇKOVÝ STUDIJNÍ MATERIÁL CHEMICKÉ VÝPOČTY. Zuzana Špalková. Věra Vyskočilová
DOPLŇKOVÝ STUDIJNÍ MATERIÁL CHEMICKÉ VÝPOČTY Zuzana Špalková Věra Vyskočilová BRNO 2014 Doplňkový studijní materiál zaměřený na Chemické výpočty byl vytvořen v rámci projektu Interní vzdělávací agentury
VíceJana Fauknerová Matějčková
Jana Fauknerová Matějčková převody jednotek výpočet ph ph vodných roztoků ph silných kyselin a zásad ph slabých kyselin a zásad, disociační konstanta, pk ph pufrů koncentace 1000mg př. g/dl mg/l = = *10000
Více[ ] d[ Y] rychlost REAKČNÍ KINETIKA X Y
REAKČNÍ KINETIKA Faktory ovlivňující rychlost chemických reakcí Chemická povaha reaktantů - reaktivita Fyzikální stav reaktantů homogenní vs. heterogenní reakce Teplota 10 C zvýšení rychlosti 2x 3x zýšení
VíceChemické výpočty II. Vladimíra Kvasnicová
Chemické výpočty II Vladimíra Kvasnicová Převod jednotek pmol/l nmol/l µmol/l mmol/l mol/l 10-12 10-9 10-6 10-3 mol/l µg mg g 10-6 10-3 g µl ml dl L 10-6 10-3 10-1 L Cvičení 12) cholesterol (MW=386,7g/mol):
VíceDOUČOVÁNÍ KVINTA CHEMIE
1. ÚVOD DO STUDIA CHEMIE 1) Co studuje chemie? 2) Rozděl chemii na tři důležité obory. DOUČOVÁNÍ KVINTA CHEMIE 2. NÁZVOSLOVÍ ANORGANICKÝCH SLOUČENIN 1) Pojmenuj: BaO, N 2 0, P 4 O 10, H 2 SO 4, HMnO 4,
VíceI N V E S T I C E D O R O Z V O J E V Z D Ě L Á V Á N Í CHEMICKÉ REAKCE
Chemické reakce = proces, během kterého se výchozí sloučeniny mění na nové, reaktanty se přeměňují na... Vazby reaktantů...a nové vazby... Klasifikace reakcí: 1. Podle reakčního tepla endotermické teplo
VíceKyseliny. Gerber (~1300) příprava H 2 SO 4, HNO 3. Libavius příprava HCl a aqua regia (rozpouští Au)
Kyseliny Gerber (~1300) příprava H 2 SO 4, HNO 3 Libavius příprava HCl a aqua regia (rozpouští Au) Chemická látka produkovaná na světě v největším množství za rok: H 2 SO 4 Andreas Libau (Libavius) (1540-1616)
Více3 Acidobazické reakce
3 Acidobazické reakce Brønstedova teorie 1. Uveďte explicitní definice podle Brønstedovy teorie. Kyselina je... Báze je... Konjugovaný pár je... 2. Doplňte tabulku a pojmenujte všechny sloučeniny. Kyselina
VíceVyjadřuje poměr hmotnosti rozpuštěné látky k hmotnosti celého roztoku.
Koncentrace roztoků Hmotnostní zlomek w Vyjadřuje poměr hmotnosti rozpuštěné látky k hmotnosti celého roztoku. w= m A m s m s...hmotnost celého roztoku, m A... hmotnost rozpuštěné látky Hmotnost roztoku
VíceInovace bakalářského studijního oboru Aplikovaná chemie CZ.1.07/2.2.00/ Výpočty z chemických vzorců
Výpočty z chemických vzorců 1. Hmotnost kyslíku je 80 g. Vypočítejte : a) počet atomů kyslíku ( 3,011 10 atomů) b) počet molů kyslíku (2,5 mol) c) počet molekul kyslíku (1,505 10 24 molekul) d) objem (dm
VíceVY_32_INOVACE_06A_07 Teorie kyselina zásad ANOTACE
ŠKOLA: AUTOR: NÁZEV: TEMA: ČÍSLO PROJEKTU: Gymnázium Chomutov, Mostecká 3000, příspěvková organizace Mgr. Monika ŠLÉGLOVÁ VY_32_INOVACE_06A_07 Teorie kyselina zásad NEKOVY CZ.1.07/1.5.00/34.0816 DATUM
VíceElektrolyty. Disociace termická disociace (pomocí zvýšené teploty) elektrolytická disociace (pomocí polárního rozpouštědla)
Elektrolyty Elektrolyty látky, které při rozpouštění nebo tavení disociují (štěpí se) na elektricky nabité částice (ionty) jejich roztoky a taveniny jsou elektricky vodivé kyseliny, hydroxidy, soli Ionty
Více3 Acidobazické reakce
3 Acidobazické reakce Brønstedova teorie 1. Uveďte explicitní definice podle Brønstedovy teorie. Kyselina je... Báze je... Konjugovaný pár je... 2. Doplňte tabulku a pojmenujte všechny sloučeniny. Kyselina
VíceGymnázium, Milevsko, Masarykova 183 Školní vzdělávací program (ŠVP) pro vyšší stupeň osmiletého studia a čtyřleté studium 4.
Vyučovací předmět - Chemie Vzdělávací obor - Člověk a příroda Gymnázium, Milevsko, Masarykova 183 Školní vzdělávací program (ŠVP) pro vyšší stupeň osmiletého studia a čtyřleté studium 4. ročník - seminář
Více2. Je částice A kyselinou ve smyslu Brönstedovy teorie? Ve smyslu Lewisovy teorie? Odpověď zdůvodněte. Je A částicí elektrofilní nebo nukleofilní?
Anorganická chemie Úloha 1: (3,5bodu) Smísením konc. kyseliny dusičné a konc. kyseliny sírové získáváme tzv. nitrační směs, která se užívá k zavádění -NO 2 skupiny do molekul organických látek. 1. Napište
VíceCHEMIE. Pracovní list č. 7 - žákovská verze Téma: ph. Mgr. Lenka Horutová. Projekt: Student a konkurenceschopnost Reg. číslo: CZ.1.07/1.1.07/03.
www.projektsako.cz CHEMIE Pracovní list č. 7 - žákovská verze Téma: ph Lektor: Mgr. Lenka Horutová Projekt: Student a konkurenceschopnost Reg. číslo: CZ.1.07/1.1.07/03.0075 Teorie: Pro snadnější výpočet
VíceChemie lambda příklady na procvičování výpočtů z rovnic
Chemie lambda příklady na procvičování výpočtů z rovnic Příklady počítejte podle postupu, který vám lépe vyhovuje (vždy je více cest k výsledku, přes poměry, přes výpočty hmotností apod. V učebnici v kapitole
VíceKyseliny. Gerber - Jabir ibn Hayyan ( ) Chemická látka produkovaná na světě v největším množství za rok: H 2 SO 4
Kyseliny Gerber - Jabir ibn Hayyan (721-815) Andreas Libau (Libavius) (1540-1616) Gerber - příprava z H 2 SO 4 a solí: HNO 3, HCl a aqua regia, izolace kyseliny citronové, octové a vinné Libavius - příprava
VíceKyseliny a baze. Andreas Libau (Libavius) ( ) Gerber - Jabir ibn Hayyan ( )
Kyseliny a baze Gerber - Jabir ibn Hayyan (721-815) Andreas Libau (Libavius) (1540-1616) Alchymisté tepelný rozklad zelené skalice, ledek + síra H 2 SO 4 Gerber - příprava z H 2 SO 4 a solí: HNO 3, HCl
VíceELEKTROCHEMIE. - studuje soustavy, které obsahují elektricky nabité částice.
ELEKTROCHEMIE - studuje soustavy, které obsahují elektricky nabité částice. ZÁKLADNÍ POJMY Vodiče látky, které vedou elektrický proud. Vodiče I. třídy přenos elektrického náboje je zprostředkován volně
Více2 Roztoky elektrolytů. Osmotický tlak
Roztoky elektrolytů. Osmotický tlak 1. Doplněním uvedených schémat vyjádřete rozdílné chování různých typů látek po jejich rozpuštění ve vodě. Použijte symboly AB(aq), A + (aq), B - (aq). [s pevná fáze,
VíceAutor: Tomáš Galbička www.nasprtej.cz Téma: Roztoky Ročník: 2.
Roztoky směsi dvou a více látek jsou homogenní (= nepoznáte jednotlivé částečky roztoku - částice jsou menší než 10-9 m) nejčastěji se rozpouští pevná látka v kapalné látce jedna složka = rozpouštědlo
VíceAcidobazické rovnováhy
Aidobaziké rovnováhy při aidobazikýh rovnováháh (proteolytikýh) - přenos vodíkového kationtu mezi ionty (molekulami) zúčastněnými v rovnováze kyselina donor protonů zásada akeptor protonů YSELINA + zásada
VíceKONTROLNÍ TEST ŠKOLNÍHO KOLA (70 BODŮ)
KONTROLNÍ TEST ŠKOLNÍHO KOLA (70 BODŮ) Úloha 1 Ic), IIa), IIId), IVb) za každé správné přiřazení po 1 bodu; celkem Úloha 2 8 bodů 1. Sodík reaguje s vodou za vzniku hydroxidu sodného a dalšího produktu.
VíceGymnázium Jiřího Ortena, Kutná Hora
Předmět: Seminář chemie (SCH) Náplň: Obecná chemie, anorganická chemie, chemické výpočty, základy analytické chemie Třída: 3. ročník a septima Počet hodin: 2 hodiny týdně Pomůcky: Vybavení odborné učebny,
VíceZÁKLADNÍ CHEMICKÉ VÝPOČTY
ZÁKLADNÍ CHEMICKÉ VÝPOČTY Látkové množství - vyjadřování množství: jablka pivo chleba uhlí - (téměř každá míra má svojí jednotku) v chemii existuje univerzální veličina pro vyjádření množství látky LÁTKOVÉ
VíceIontové reakce. Iontové reakce. Protolytické reakce. Teorie kyselin a zásad. Kyseliny dle Brønstedovy. nstedovy-lowryho teorie. Sytnost (proticita(
Iontové reakce Iontové reakce Reakce v roztocích elektrolytů Protolytické (acidobazické) reakce reaktanty si vyměňují Redoxní (oxidačně redukční) reakce reaktanty si vyměňují e Srážecí reakce ionty tvoří
VíceIII/2 - Inovace a zkvalitnění výuky prostřednictvím ICT Inovace výuky na GSN prostřednictvím ICT
Škola: Gymnázium, Brno, Slovanské náměstí 7 Šablona: Název projektu: Číslo projektu: Autor: Tematická oblast: Název DUMu: Kód: Datum: 10. 9. 2013 Cílová skupina: Klíčová slova: Anotace: III/2 - Inovace
VíceStřední průmyslová škola Hranice - 1 - Protolytické reakce
Střední průmyslová škola Hranice - 1 - Protolytické reakce Acidobazické (Acidum = kyselina, Baze = zásada) Jedná se o reakce kyselin a zásad. Při této reakci vždy kyselina zásadě předá proton H +. Obrázek
VíceOpakování
Slabé vazebné interakce Opakování Co je to atom? Opakování Opakování Co je to atom? Atom je nejmenší částice hmoty, chemicky dále nedělitelná. Skládá se z atomového jádra obsahujícího protony a neutrony
VíceBiochemický ústav LF MU (E.T.) 2013
Roztoky elektrolytů: ph, hydrolýza solí, pufry Biochemický ústav LF MU (E.T.) 2013 1 Pojmy, jejichž znalost ze střední školy je nezbytná pro porozumění přednášené látce : elektrolyty, jejich chování, typy
VíceÚstřední komise Chemické olympiády. 42. ročník. KRAJSKÉ KOLO Kategorie D. SOUTĚŽNÍ ÚLOHY TEORETICKÉ ČÁSTI Časová náročnost: 60 minut
Ústřední komise Chemické olympiády 42. ročník 2005 2006 KRAJSKÉ KOLO Kategorie D SOUTĚŽNÍ ÚLOHY TEORETICKÉ ČÁSTI Časová náročnost: 60 minut Institut dětí a mládeže Ministerstva školství, mládeže a tělovýchovy
VíceKyselost, bazicita, pka
Kyselost, bazicita, pka Kyselost, bazicita, pk a Organické reakce často kysele nebo bazicky katalyzovány pk a nám říká, jak je (není) daný atom vodíku kyselý důležité pro předpovězení, kde bude daná látka
VíceIV. Chemické rovnice A. Výpočty z chemických rovnic 1
A. Výpočty z chemických rovnic 1 4. CHEMICKÉ ROVNICE A. Výpočty z chemických rovnic a. Výpočty hmotností reaktantů a produktů b. Výpočty objemů reaktantů a produktů c. Reakce látek o různých koncentracích
VíceChemické veličiny, vztahy mezi nimi a chemické výpočty
SBÍRKA ŘEŠENÝCH PŘÍKLADŮ PRO PROJEKT PŘÍRODNÍ VĚDY AKTIVNĚ A INTERAKTIVNĚ CZ.1.07/1.1.24/01.0040 Chemické veličiny, vztahy mezi nimi a chemické výpočty Mgr. Jana Žůrková, 2013, 20 stran Obsah 1. Veličiny
VíceÚstřední komise Chemické olympiády. 54. ročník 2017/2018. TEST ŠKOLNÍHO KOLA kategorie E. ZADÁNÍ (50 BODŮ) časová náročnost: 120 minut
Ústřední komise Chemické olympiády 54. ročník 2017/2018 TEST ŠKOLNÍHO KOLA kategorie E ZADÁNÍ (50 BODŮ) časová náročnost: 120 minut ANORGANICKÁ CHEMIE 16 BODŮ Úloha 1 Reakce kyseliny se zásadou 6 bodů
VíceChemie paliva a maziva cvičení, pracovní sešit, (II. část).
Chemie paliva a maziva cvičení, pracovní sešit, (II. část). Ing. Eliška Glovinová Ph.D. Tato publikace je spolufinancována z Evropského sociálního fondu a státního rozpočtu České republiky. Byla vydána
VíceANODA KATODA elektrolyt:
Ukázky z pracovních listů 1) Naznač pomocí šipek, které částice putují k anodě a které ke katodě. Co je elektrolytem? ANODA KATODA elektrolyt: Zn 2+ Cl - Zn 2+ Zn 2+ Cl - Cl - Cl - Cl - Cl - Zn 2+ Cl -
VíceN A = 6,023 10 23 mol -1
Pro vyjadřování množství látky se v chemii zavádí veličina látkové množství. Značí se n, jednotkou je 1 mol. Látkové množství je jednou ze základních veličin soustavy SI. Jeden mol je takové množství látky,
VíceVýpočty z chemických rovnic 1
Výpočty z chemických rovnic 1 Vypracoval: RNDr. Milan Zimpl, Ph.D. TENTO PROJEKT JE SPOLUFINANCOVÁN EVROPSKÝM SOCIÁLNÍM FONDEM A STÁTNÍM ROZPOČTEM ČESKÉ REPUBLIKY Výpočty hmotností a objemů Chemické rovnice
VíceSešit pro laboratorní práci z chemie
Sešit pro laboratorní práci z chemie téma: Roztoky výpočty koncentrací autor: MVDr. Alexandra Gajová vytvořeno při realizaci projektu: Inovace školního vzdělávacího programu biologie a chemie registrační
VíceSbírka příkladů z teoretických základů analytické chemie Tomáš Křížek Karel Nesměrák
UNIVERZITA KARLOVA Přírodovědecká fakulta Katedra analytické chemie Sbírka příkladů z teoretických základů analytické chemie Tomáš Křížek Karel Nesměrák Praha 2016 1 Protolytické rovnováhy 1.1 Vypočítejte
VíceE K O G Y M N Á Z I U M B R N O o.p.s. přidružená škola UNESCO
Seznam výukových materiálů III/2 Inovace a zkvalitnění výuky prostřednictvím ICT Tematická oblast: Předmět: Vytvořil: Obecná chemie Chemie Mgr. Soňa Krampolová 01 - Látkové množství, molární hmotnost VY_32_INOVACE_01.pdf
Více1 mol (ideálního) plynu, zaujímá za normálních podmínek objem 22,4 litru. , Cl 2 , O 2
10.výpočty z rovnic praktické provádění výpočtů z rovnic K výpočtu chemických rovnic je důležité si shrnout tyto poznatky: Potřebujem znát vyjadřování koncentrací, objemový zlomek, molární zlomek, molární
VíceACIDOBAZICKÉ - ph,, disociační konstanty neutralizační titrace úprava prostředí v kvalitativní analýze úprava prostředí u kvantitativních metod
Analyticky významné rovnováhy v roztocích ACIDOBAZICKÉ - ph,, disociační konstanty neutralizační titrace úprava prostředí v kvalitativní analýze úprava prostředí u kvantitativních metod kapalinová chromatografie
Více1) Napište názvy anorganických sloučenin: á 1 BOD OsO4
BIOCHEMIE, 1a TEST Čas: 45 minut (povoleny jsou kalkulátory; tabulky a učebnice NE!!). Řešení úloh vpisujte do textu nebo za text úlohy. Za správné odpovědi můžete získat maximálně 40 bodů. 1) Napište
VíceChemie. Mgr. Petra Drápelová Mgr. Jaroslava Vrbková. Gymnázium, SOŠ a VOŠ Ledeč nad Sázavou
Chemie Mgr. Petra Drápelová Mgr. Jaroslava Vrbková Gymnázium, SOŠ a VOŠ Ledeč nad Sázavou VÝPOČTY Z CHEMICKÝCH ROVNIC VY_32_INOVACE_03_3_18_CH Gymnázium, SOŠ a VOŠ Ledeč nad Sázavou VÝPOČTY Z CHEMICKÝCH
VíceSměsi, roztoky. Disperzní soustavy, roztoky, koncentrace
Směsi, roztoky Disperzní soustavy, roztoky, koncentrace 1 Směsi Směs je soustava, která obsahuje dvě nebo více chemických látek. Mezi složkami směsi nedochází k chemickým reakcím. Fyzikální vlastnosti
VíceVI. VÝPOČET Z CHEMICKÉ ROVNICE
VI. VÝPOČET Z CHEMICKÉ ROVNICE ZÁKLADNÍ POJMY : Chemická rovnice (např. hoření zemního plynu): CH 4 + 2 O 2 CO 2 + 2 H 2 O CH 4, O 2 jsou reaktanty; CO 2, H 2 O jsou produkty; čísla 2 jsou stechiometrické
VíceChemické výpočty. = 1,66057. 10-27 kg
1. Relativní atomová hmotnost Chemické výpočty Hmotnost atomů je velice malá, řádově 10-27 kg, a proto by bylo značně nepraktické vyjadřovat ji v kg, či v jednontkách odvozených. Užitečnější je zvolit
VíceIng. Jana Vápeníková: Látkové množství, chemické reakce, chemické rovnice
Látkové množství Symbol: n veličina, která udává velikost chemické látky pomocí počtu základních elementárních částic, které látku tvoří (atomy, ionty, molekuly základní jednotkou: 1 mol 1 mol kterékoliv
VíceHmotnost atomů a molekul 6 Látkové množství 11. Rozdělení směsí 16 Separační metody 20. Hustota, hmotnostní a objemový zlomek 25.
Obsah Obecná chemie II. 1. Látkové množství Hmotnost atomů a molekul 6 Látkové množství 11 2. Směsi Rozdělení směsí 16 Separační metody 20 3. Chemické výpočty Hustota, hmotnostní a objemový zlomek 25 Koncentrace
VíceZákladní chemické výpočty I
Základní chemické výpočty I Tomáš Kučera tomas.kucera@lfmotol.cuni.cz Ústav lékařské chemie a klinické biochemie 2. lékařská fakulta, Univerzita Karlova v Praze a Fakultní nemocnice v Motole 2017 Relativní
VíceČíslo projektu: CZ.1.07/1.5.00/34.0290. Ročník: 1.
Zlepšení podmínek pro vzdělávání na středních školách Operačního programu Vzdělávání pro konkurenceschopnost Název a adresa školy: Integrovaná střední škola Cheb, Obrněné brigády 6, 350 11 Cheb Číslo projektu:
VícePozn.: Pokud není řečeno jinak jsou pod pojmem procenta míněna vždy procenta hmotnostní.
Sebrané úlohy ze základních chemických výpočtů Tento soubor byl sestaven pro potřeby studentů prvního ročníku chemie a příbuzných předmětů a nebyl nikterak revidován. Prosím omluvte případné chyby, překlepy
Více10 Acidobazické reakce
10 cidobazické reakce cidobazické reakce probíhají v roztocích mezi kyselinami a zásadami a dochází při nich k výměně protonu. Pojem kyseliny a zásady Podle teorie Brønsteda a Lowryho jsou kyseliny látky,
Více1 Základní chemické výpočty. Koncentrace roztoků
1 Záklní chemické výpočty. Koncentrace roztoků Množství látky (Doplňte tabulku) Veličina Symbol Jednotka SI Jednotky v biochemii Veličina se zjišťuje Počet částic N výpočtem Látkové množství n.. Hmotnost
VíceCHEMICKÉ REAKCE A HMOTNOSTI A OBJEMY REAGUJÍCÍCH LÁTEK
CHEMICKÉ REAKCE A HMOTNOSTI A OBJEMY REAGUJÍCÍCH LÁTEK Význam stechiometrických koeficientů 2 H 2 (g) + O 2 (g) 2 H 2 O(l) Počet reagujících částic 2 molekuly vodíku reagují s 1 molekulou kyslíku za vzniku
VíceSBÍRKA ÚLOH CHEMICKÝCH VÝPOČTŮ
SBÍRKA ÚLOH CHEMICKÝCH VÝPOČTŮ ALEŠ KAJZAR BRNO 2015 Obsah 1 Hmotnostní zlomek 1 1.1 Řešené příklady......................... 1 1.2 Příklady k procvičení...................... 6 2 Objemový zlomek 8 2.1
VíceInovace profesní přípravy budoucích učitelů chemie
Inovace profesní přípravy budoucích učitelů chemie I n v e s t i c e d o r o z v o j e v z d ě l á v á n í CZ.1.07/2.2.00/15.0324 Tento projekt je spolufinancován Evropským sociálním fondem a státním rozpočtem
VíceVYSOKÁ ŠKOLA BÁŇSKÁ TECHNICKÁ UNIVERZITA OSTRAVA FAKULTA METALURGIE A MATERIÁLOVÉHO INŽENÝRSTVÍ STUDIJNÍ OPORA
VYSOKÁ ŠKOLA BÁŇSKÁ TECHNICKÁ UNIVERZITA OSTRAVA FAKULTA METALURGIE A MATERIÁLOVÉHO INŽENÝRSTVÍ STUDIJNÍ OPORA Název opory: Výpočty rovnovážných stavů v analytické chemii Název předmětu: Numerické metody
VíceElektrochemie. Předmět elektrochemie: disociace (roztoky elektrolytů, taveniny solí) vodivost. jevy na rozhraní s/l (elektrolýza, články)
Elektrochemie 1/30 Předmět elektrochemie: disociace (roztoky elektrolytů, taveniny solí) vodivost jevy na rozhraní s/l (elektrolýza, články) Vodiče: vodivost způsobena pohybem elektronů uvnitř mřížky:
VíceNeutralizace prezentace
Neutralizace prezentace VY_52_INOVACE_207 Vzdělávací oblast: Člověk a příroda Vzdělávací obor: Chemie Ročník: 8,9 Projekt EU peníze školám Operačního programu Vzdělávání pro konkurenceschopnost Z daných
VíceSADA VY_32_INOVACE_CH2
SADA VY_32_INOVACE_CH2 Přehled anotačních tabulek k dvaceti výukovým materiálům vytvořených Ing. Zbyňkem Pyšem. Kontakt na tvůrce těchto DUM: pys@szesro.cz Výpočet empirického vzorce Název vzdělávacího
VíceŘEŠENÍ KONTROLNÍHO TESTU ŠKOLNÍHO KOLA
Ústřední komise Chemické olympiády 48. ročník 2011/2012 ŠKOLNÍ KOLO kategorie C ŘEŠENÍ KONTROLNÍHO TESTU ŠKOLNÍHO KOLA KONTROLNÍ TEST ŠKOLNÍHO KOLA (60 BODŮ) Úloha 1 Neznámý nerost 21 bodů 1. Barva plamene:
VíceChemické výpočty I. Vladimíra Kvasnicová
Chemické výpočty I Vladimíra Kvasnicová 1) Vyjadřování koncentrace molarita procentuální koncentrace převod jednotek 2) Osmotický tlak, osmolarita Základní pojmy koncentrace = množství rozpuštěné látky
VíceDo této skupiny patří dusík, fosfor, arsen, antimon a bismut. Společnou vlastností těchto prvků je pět valenčních elektronů v orbitalech ns a np:
PRVKY PÁTÉ SKUPINY Do této skupiny patří dusík, fosfor, arsen, antimon a bismut. Společnou vlastností těchto prvků je pět valenčních elektronů v orbitalech ns a np: Obecná konfigurace: ns np Nejvyšší kladné
VíceDynamická podstata chemické rovnováhy
Dynamická podstata chemické rovnováhy Ve směsi reaktantů a produktů probíhá chemická reakce dokud není dosaženo rovnovážného stavu. Chemická rovnováha má dynamický charakter protože produkty stále vznikají
VíceVÝPO C TY. Tomáš Kuc era & Karel Kotaška
ZÁKLADNÍ CHEMICKÉ VÝPO C TY I Tomáš Kuc era & Karel Kotaška tomas.kucera@lfmotol.cuni.cz Ústav lékar ské chemie a klinické biochemie 2. lékar ská fakulta, Univerzita Karlova v Praze a Fakultní nemocnice
VíceMasarykova střední škola zemědělská a Vyšší odborná škola, Opava, příspěvková organizace
Číslo projektu Číslo materiálu Název školy Autor Průřezové téma Tematický celek CZ.1.07/1.5.00/34.0565 VY_32_INOVACE_347_Chemické reakce a rovnice Masarykova střední škola zemědělská a Vyšší odborná škola,
VíceChemické názvosloví anorganických sloučenin 2
Chemické názvosloví anorganických sloučenin 2 Tříprvkové sloučeniny Autorem materiálu a všech jeho částí, není-li uvedeno jinak, je. Mgr. Vlastimil Vaněk. Dostupné z Metodického portálu www.rvp.cz, ISSN:
VíceJméno autora: Mgr. Ladislav Kažimír Datum vytvoření: Číslo DUMu: VY_32_INOVACE_10_Ch_OB Ročník: I. Vzdělávací oblast: Přírodovědné
Jméno autora: Mgr. Ladislav Kažimír Datum vytvoření: 12.02.2013 Číslo DUMu: VY_32_INOVACE_10_Ch_OB Ročník: I. Vzdělávací oblast: Přírodovědné vzdělávání Vzdělávací obor: Chemie Tematický okruh: Obecná
VíceEnergie v chemických reakcích
Energie v chemických reakcích Energetická bilance reakce CH 4 + Cl 2 = CH 3 Cl + HCl rozštěpení vazeb vznik nových vazeb V chemických reakcích dochází ke změně vazeb mezi atomy. Vazebná energie uvolnění
Více2.3 CHEMICKÁ VAZBA. Molekula bílého fosforu P 4 a kyseliny sírové H 2 SO 4. Předpona piko p je dílčí jednotkou a udává velikost m.
2.3 CHEMICKÁ VAZBA Spojováním dvou a více atomů vznikají molekuly. Jestliže dochází ke spojování výhradně atomů téhož chemického prvku, pak se jedná o molekuly daného prvku (vodíku H 2, dusíku N 2, ozonu
VíceGymnázium a Střední odborná škola, Rokycany, Mládežníků 1115
Gymnázium a Střední odborná škola, Rokycany, Mládežníků 1115 Číslo projektu: CZ.1.07/1.5.00/34.0410 Číslo šablony: 19 Název materiálu: Ročník: Identifikace materiálu: Jméno autora: Předmět: Tématický celek:
VíceNázvosloví anorganických sloučenin
Chemické názvosloví Chemické prvky jsou látky složené z atomů o stejném protonovém čísle (počet protonů v jádře atomu. Každému prvku přísluší určitý mezinárodní název a od něho odvozený symbol (značka).
Více