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 nerozpustné sloučeniny 1 Komplexotvorné reakce ionty tvoří komplexní sloučeniny 2 Teorie kyselin a zásad Protolytické reakce Acidobazické reakce Kyselina Zásada/báze Arrhenius donor donor O Brønstedowry donor akceptor ewis akceptor e páru donor e páru 3 4 Kyseliny dle Brønstedovy nstedovyowryho teorie Kyseliny donory protonické kyseliny Sytnost (proticita( proticita) ) kyseliny udává počet ionizovatelných protonů z kyseliny Jednosytné kyseliny: Cl, NO 3, Molekula: Cl Cl Dvojsytné kyseliny: 2 SO 4, 2 CO 3, šťavelová kyselina, Kation: N 4 N 3 Anion: SO 4 SO 4 2 5 Trojsytné kyseliny: 3 PO 4, 3 BO 3, 6
Protolytické reakce 1. konjugovaný pár N 3 2 O N 4 O báze kyselina konjugovaná konjugovaná kyselina báze Konjugovaný pár dvojice kyseliny a zásady lišící se o jeden proton Kyselina Cl 2 SO 4 SO 4 Konj. báze 2. konjugovaný pár N 7 8 Amfiprotní (amfoterní) látky amfolyty ydroxonium/hydronium 3 O mohou se chovat jako kyseliny i jako báze ve skutečnosti hydráty: [( 2 O) n ] n 1 4, 6, 20 2 O 3 O O konjug. kyselina k 2 O konjug. báze k 2 O O O O O 9 10 Autoprotolýza vody Vodíkový exponent p 2 O(l) 2 O(l) 3 O (aq) O (aq) p log[ 3 O ] [ 3 O ] 10 p [3O ][O ] KC 2 [ O] 2 Iontový součin vody K v K c [ 2 O] 2 [ 3 O ] [O ] 1 10 14 mol 2 /l 2 při 2025 C v chem. čisté vodě: [ 3 O ] [O ] 10 7 mol/l v chem. čisté vodě: [ 3 O ] [O ] 10 7 mol/l p log10 7 7 po log10 7 7 11 12
Vztah mezi p a po [ 3 O ] [O ] 1 10 14 Disociace slabých kyselin a zásad A 2 O A 3 O p po 14 kyselá disociační konstanta K A [ 3 O ][A ] [A] Prostředí [ 3 O ] [O ] p kyselé > 10 7 mol/l < 10 7 mol/l < 7 neutrální 10 7 mol/l 10 7 mol/l 7 B 2 O B O zásadité < 10 7 mol/l > 10 7 mol/l > 7 13 bazická ionizační konstanta [B ][O ] KB [B] 14 Síla kyselin a zásad Vztah mezi pk A a pk B podle hodnoty disociační konstanty K A (K B ) K pk silná > 10 2 < 2 středně silná 10 2 10 4 2 4 K A A 2 O A 3 O čím tím slabší silnější A K B 2 O A O slabé 10 4 10 8 4 8 K A K B K v 1 10 14 velmi slabé < 10 8 > 8 15 16 Určete kyselou disociační konstantu pro N 4, jeli pk B (N 3 ) 4,75. N 3 N 4 2 O N pk B 4,75 pk A 2 O N 3 N 4 pk A 14 pk B 9,25 O 3 O 17 síla kyseliny silné kyseliny, 100 % disociované slabé kyseliny Relativní síla kyselin a bází ClO 4 2 SO 4 I Br Cl NO 3 3 O Cl 3 COO SO 4 ClO 4 SO 4 I Br Cl NO 3 2 O Cl 3 COO SO 4 2 nebazický anion slabé báze 18
síla kyseliny slabé kyseliny velmi slabé kyseliny Relativní síla kyselin a bází 3 PO 4 NO 2 F C 3 COO 2 CO 3 2 S N 4 2 O N 3 2 2 PO 4 NO 2 F C 3 COO CO 3 S N 3 O N 2 slabé báze silnější slabé báze silné báze, 100 % reakce s 2 O za vzniku O 19 Silné kyseliny A 2 O 3 O A Cl, Br, I, 2 SO 4, NO 3, ClO 3, ClO 4, CCl 3 COO, alkansulfonové RSO 3, alkylhydrogensulfáty Slabé kyseliny A 2 O 3 O A F, 2 S, 2 CO 3, NO 2, 3 BO 3, ClO, většina RCOO, fenoly, enoly (např. askorbová, močová) 20 Silné zásady NaO Na O hydroxidy alkalických kovů NaO, KO, hydroxidy kovů alkalických zemin kvartérní amoniové hydroxidy Uvolnění slabé kyseliny z její soli silnější kyselinou (např. Cl) ze soli slabší kyseliny FeS 2 Cl FeCl 2 2 S(g) Slabé zásady N 3 2 O N 4 O hydroxidy ostatních kovů (nerozpustné), aminy dusíkaté heterocykly 21 Na 2 SO 3 2 Cl 2 NaCl SO 2 (g) 2 O CaCO 3 2 Cl CaCl Cl 2 CO 2 (g) 2 O KCN Cl KCl CN(g) 22 Uvolnění slabé báze z její soli silným hydroxidem ze soli slabé báze N 4 Cl NaO N 3 (g) NaCl 2 O Výpočet p silné kyseliny Př.: 5 mmol/l Cl U jednosytných kyselin: [ ] c A Cl 2 O 3 O Cl [ 3 O ] [Cl] 5 10 3 mol/l p log[ 3 O ] log(5 10 3 ) (2,3) 2,3 23 24
Výpočet p slabé kyseliny Výpočet p silné báze pro c > 1 mmol/l [A] c A p ½ pk A ½ log c A U jednosytných zásad: [O ] c B Př.: 1 mmol/l NO 2, K A 5 10 4 Př.: 5 mmol/l Ba(O) 2 NO 2 2 O NO 2 3 O Ba(O) 2 Ba 2 2 O [ K c 3 O ] A NO 2 2 2 [3O ][NO KA [NO ] ] [ O ] c 2 3 NO 2 5 10 10 7,07 10 4 3 4 mol/l [O ] 2 [Ba(O) 2 ] 2 5 10 3 10 2 mol/l p 14 log [O ] 14 (2) 12 p log[ 3 O ] log(7,07 10 4 ) 3,15 25 26 Výpočet p slabé báze pro c > 1 mmol/l Př.: 1 mmol/l N 3, pk B 4,75 [O ] c B po ½ pk B ½ log c B K B 10 4,75 1,78 10 5 ydrolýza solí protolytická reakce iontů soli s vodou a) Sůl silné kyseliny a silné zásady [O ] N 3 2 O N 4 O K 2 [N4 ][O ] [O ] 5 B 1,78 10 [N3] cn3 K B c N 3 5 3 1,78 10 10 p 14 log (1,33 10 4 ) 10,13 1,33 10 4 mol/l 27 např. NaCl, Na 2 SO 4 1. disociace: NaCl(s) Na (aq) Cl (aq) 2. hydrolýza iontů neprobíhá Ionty silných kyselin a zásad jsou pouze hydratovány 28 b) Sůl silné kyseliny a slabé zásady např. N 4 Cl, (N 4 ) 2 SO 4, N 4 NO 3, FeCl 3, CuSO 4, (C 3 ) 3 NCl 1. disociace: N 4 Cl(s) N 4 (aq) Cl (aq) 2. hydrolýza: hydrolyzuje pouze kation N 4 2 O N 3 3 O p roztoku je slabě kyselé 29 1. disociace: FeCl 3 (s) Fe 3 (aq) 3 Cl (aq) 2. hydrolýza: hydrolyzuje pouze kation Fe 3 2 2 O [Fe(O)] 2 3 O p roztoku je slabě kyselé 30
c) Sůl slabé kyseliny a silné zásady např. NaNO 2, KCN, Na 2 CO 3, NaCO 3, C 3 COONa 1. disociace: NaNO 2 Na NO 2 2. hydrolýza: hydrolyzuje pouze anion NO 2 2 O NO 2 O p roztoku je slabě zásadité d) Sůl slabé kyseliny a slabé zásady např. N 4 NO 2, C 3 COON 4, CuNO 2 1. disociace: N 4 NO 2 N 4 NO 2 2. hydrolýza: hydrolyzuje anion i kation NO 2 2 O NO 2 O N 4 2 O N 3 3 O p roztoku závisí na síle kyseliny a báze 31 32 Neutralizace kyselina báze sůl 2 O O 2 O Příklady neutralizace Cl KO KCl 2 O 2 SO 4 2 NaO Na 2 SO 4 2 2 O 2 Cl Ba(O) 2 BaCl 2 2 2 O n n O c kys V kys sytnost kys c zás V zás sytnost zás 2 SO 4 Ba(O) 2 BaSO 4 2 2 O Cl NaCO 3 NaCl CO 2 2 O 33 34 Produktem neutralizace nemusí být vždy sůl a voda Cl C 3 COONa NaCl C 3 COO 3 Cl Na 3 PO 4 3 NaCl 3 PO 4 Cl Na 3 PO 4 NaCl Na 2 PO 4 Redoxní reakce Oxidačně redukční reakce NaO N 4 Cl NaCl N 3 2 O 35 36
Oxidace ztráta elektronů A red n e A ox oxygenace příjem kyslíku dehydrogenace Příklady oxidace Fe 2 Fe 3 C 3 C 3 C 2 C 2 Redukce C 3 C 3 O 2 C 3 C 2 O příjem elektronů deoxygenace hydrogenace B ox n e B red ztráta kyslíku 37 38 Redoxní pár oxidovaná a redukovaná forma téže látky Redoxní pár fumarová kyselina /? A ox / A red Fe 3 / Fe 2 Cl 2 / Cl B ox / B red OOC COO C C 39 40 Redoxní reakce redoxní pár, poločlánek, dílčí rovnováha Oxidační činidlo akceptor e (látka, která se redukuje) A red B ox A ox B red O 2, KMnO 4, 2 O 2, K 2 Cr 2 O 7, ClO, volné halogeny, A red redukční činidlo (oxiduje se ) B ox oxidační činidlo (redukuje se ) Při redoxní reakci se mění oxidační číslo prvku. 41 Redukční činidlo donor e (látka, která se oxiduje) kovy (K, Mg, Fe, Zn, ), C, CO, 2, 2 S, SO 2 3, Fe 2, 42
Oxidační číslo náboj, který by na atomu vznikl, kdyby se vazebné e každé kovalentní vazby vycházející z tohoto atomu přidělily atomu s větší elektronegativitou Oxidační číslo užitečná pravidla Oxidační číslo atomy prvků volné nebo v molekule 0 Př.: Na, O 2, P 4, S 8 jednoatomové ionty Př.: Mn 2, Mg 2 2 II velikost náboje II 2,2 3,5 O II I I I I O I O Σ ox.č. atomů v molekule 0 Př.: I 2 SVI VI O II 4 Σ ox.č. ve složených iontech 2 x I VI 4 x (II)) 0 velikost náboje 43 Př.: N III I 4 III 4 x I I 44 F I O Oxidační číslo užitečná pravidla výjimka: 2 O I 2, O II II F 2 výjimka: iontové hydridy I (např. Na, Ca,, ) s 1 prvky ve sloučeninách s 2 prvky kovy ve sloučeninách Oxidační číslo II I I II kladné 45 nejvyšší ox.č. p 1 až p 5 prvků Prvky p 1 p 2 p 3 p 4 p 5 Oxidační číslo užitečná pravidla (B, Al, ) (C, Si, ) (N, P, ) (O, S, ) (F, Cl, ) Oxidační číslo počtu valenčních e III IV V VI VII 46 X(Ca) 1,0 X() 2,2 X(C) 2,5 X(O) 3,5 X(F) 4,1 Oxidační číslo příklady I II I Ca I F II O I F Dismutace, disproporcionace při rozpadu sloučeniny je prvek v ní obsažený současně oxidován i redukován oxidace redukce 0 I I Cl 2 (g) 2 O(l) Cl(aq) ClO(aq) I II 0 2 O 2 (aq) 2 O(l) O 2 (g) 47 48
Elektrodový potenciál E vyjadřuje schopnost redukčního činidla ztrácet e nebo schopnost oxidačního činidla e přijímat za standardních podmínek Eº : c 1 mol/l T 298 K p 101,325 kpa 49 Standardní elektrodový potenciál E o standardní podmínky měřený poločlánek E (A ox /A red ) A ox ne A red A ox Pt A red 1 mol/l A ox a 1 mol/l A red Eº diafragma Pt elektromotorická síla 2 (101 kpa) referenční poločlánek vodíková elektroda E (2 / 2 ) 0,00 V 1 mol/l 50 Síla redukčního a oxidačního činidla Redukční činidlo je tím silnější, čím zápornější má hodnotu E redukčním činidlem je přitom A red Oxidační činidlo je tím silnější, čím kladnější má hodnotu E oxidačním činidlem je přitom A ox Síla redukčního činidla Kov se zápornějším E redukuje ve vodném prostředí ionty kovu s kladnějším E Zn Cu 2 Zn 2 Cu E (Zn 2 /Zn)) 0,76 V Zn reduktant E (Cu 2 /Cu)) 0,34 V Cu 2 oxidant 51 52 Síla redukčního činidla Kov s negativním E při reakci s zředěnou silnou kyselinou uvolňuje 2 (g) odnoty E o pro některé redoxní páry Redoxní pár E o (V) Redoxní pár E o (V) i /i 3,05 I 2/2I 0,54 Na /Na 2,71 Cl 2/2Cl 1,36 Zn 2 /Zn 0,76 Cr 2O 7 /2Cr 3 1,33 2 / 2 0,00 MnO 4 /MnO 2 1,52 Fe 2 Fe 2 2 (g) Cu 2 /Cu 0,34 2O 2/2 2O 1,77 E (Fe 2 /Fe)) 0,44 V Fe reduktant E (2 / 2 ) 0,00 V oxidant 53 54
Příklad: E (2 / 2 ) 0,00 V E (Al 3 /Al) 1,66 V Vyčíslení koeficientů v redoxní rovnici Al Al 3 2 2 6 2 3 Al je silnějším redukčním činidlem než 2 Oxidace: Al 0 Al III x 2 3 e 2 e Redukce: 2 I 2 0 x 3 55 56 Vyčíslení koeficientů v redoxní rovnici Cr 2 O 2 7 6Fe 2 2 Cr 3 6Fe 3 2 O Vyčíslení koeficientů v redoxní rovnici Cr 2 O 2 7 6Fe 2 14 2 Cr 3 6Fe 3 2 O 1. stechio koeficienty vyrovnat změny v oxidačním čísle 2. vyrovnat náboje na obou stranách přidáním nebo O Oxidace: Fe II Fe III 1 e 6 e Redukce: 2 Cr VI 2 Cr III x 6 náboj u produktů: 2 (3) 6 (3) (24) u výchozích látek: (2) 6 (2) (10) chybí (14) 57 58 Vyčíslení koeficientů v redoxní rovnici Cr 2 O 2 7 6Fe 2 14 2 Cr 3 6Fe 3 7 2 O Vyčíslení koeficientů v redoxní rovnici Cr 2 O 2 7 6Fe 2 14 2 Cr 3 6Fe 3 7 2 O 3. vyrovnat kyslík pomocí 2 O 4. ověřit počty atomů i nábojů na obou stranách rovnice oxidant Cr 2 O 7 2 obsahuje 7 atomů O 7 atomů O bude obsaženo i ve 2 O Vlevo: 2 Cr 6 Fe 7 O 14 náboj (24) Vpravo: 2 Cr 6 Fe 7 O 14 náboj (24) 59 60
Součin (produkt) rozpustnosti K s Srážecí reakce málo rozpustná sůl BaSO 4 (s) za rovnováhy disociace Ba 2 (aq) SO 4 2 (aq) nasycený roztok Nerozpustnost iontových sloučenin K D 2 [Ba ][SO4 [BaSO ] 4 2 ] K s [Ba 2 ][SO 4 2 ] 1 10 10 61 62 míra rozpustnosti soli za dané teploty čím je K s menší, tím je sůl méně rozpustná Elektrolyt CaCO 3 AgCl Součin rozpustnosti K s Ca 3 (PO 4 ) 2 K s (25 ºC) 3,8 10 9 1,8 10 10 2,8 10 30 Jaká je koncentrace Ba 2 v nasyceném roztoku síranu barnatého při 25 C (K s 1,7 10 10 )? BaSO 4 (s) [Ba 2 ] [SO ] K 2 4 Ba 2 (aq) SO 4 2 (aq) K s [Ba 2 ][SO 4 2 ] x 2 1,7 10 10 x s x 1,3 10 5 mol.l M(Ba) 137,3 g/mol [Ba 2 ] 137,3 x 1,3 10 5 178,5 10 5 g l 1 1,78 mg l 1 1 63 64 Uveďte vztah pro součin rozpustnosti fluoridu vápenatého. Sloučeniny i, Na, K, Rb, Cs Rozpustné všechny Nerozpustné NO 3 všechny CO 3, 2 PO 4 všechny Cl ostatní AgCl, g 2 Cl 2, PbCl 2 SO 4 2 ostatní BaSO 4, SrSO 4, CaSO 4, PbSO 4 CO 3 2, PO 4 2, PO 4 3 alkalických kovů a N 4 ostatní 65 O, S 2 alkalických kovů a N 4, kovů alkalických zemin ostatní 66
Rozpouštění měďnaté soli ve vodném m prostřed edí vzniká aquakomplex Komplexotvorné reakce Koordinační sloučeniny Cu 2 Cu 2 4 2 O [Cu( 2 O) 4 ] 2 v přítomnosti p amoniaku vzniká stabilnější amminokomplex [Cu( 2 O) 4 ] 2 4 N 3 [Cu(N 3 ) 4 ] 2 4 2 O 67 68 Komplexy (koordinační sloučeniny) Centrální atom / ion molekuly, ionty akceptor volných elektronových párů obsahují centrální atom / ion ligandy obsahuje neobsazené valenční orbitaly Koordinační číslo (k.č.) počet ligandů vázaných na 1 centrální atom koordinační číslo > ox.. č. centrálního atomu nejčastěji přechodný kov igand anion (F, Cl, Br, I, CN, O,...) molekula, mající atom s volným elektronovým 69 párem ( 2 O, N 3, CO, ) 70 Prostorový tvar komplexů s k.č. 4 Prostorový tvar komplexů s k.č. 6 tetraedrické uspořádání M [Cu(N 3 ) 4 ] 2 tetraamminměďnatý kation čtvercové uspořádání M [Pt(N 3 ) 4 ] 2 tetraamminplatnatý kation 71 oktaedrické uspořádání M NC NC CN Fe 2 CN CN [Fe(CN) 6 ] 4 CN hexakyanoželeznatanový anion 72