Inovace studia molekulární a buněčné biologie

Investice do rozvoje vzdělávání

Inovace studia molekulární a buněčné biologie

Tento projekt je spolufinancován Evropským sociálním fondem a státním rozpočtem České republiky. I

ti

d

j

dělá á í

Investice do rozvoje vzdělávání

Předmět: LRR/CHPBI/Chemie pro biology I

Tento projekt je spolufinancován Evropským sociálním fondem a státním rozpočtem České republiky. I

ti

d

j

dělá á í

Investice do rozvoje vzdělávání

Roztoky, teorie kyselin a zásad

Mgr. Karel Doležal Dr.

Tento projekt je spolufinancován Evropským sociálním fondem a státním rozpočtem České republiky. I

ti

d

j

dělá á í

Investice do rozvoje vzdělávání

Cíl přednášky: seznámit posluchače s teoriemi kyselin a zásad a strukturou roztoků Klíčová slova: Arrheniova teorie kyselin a zásad, Brønsted– Lowryho teorie kyselin a zásad, Lewisova teorie, pH, disociační stupeň

Tento projekt je spolufinancován Evropským sociálním fondem a státním rozpočtem České republiky. I

ti

d

j

dělá á í

Teorie kyselin a zásad První exaktní výklad podstaty acidobazického chování látek - Svante August Arrhenius (1887 -1903 Nobelova cena) Kyseliny a zásady jsou elektrolyty, látky schopné v roztocích disociovat na iontyy Kyseliny disociují HA = H+ + AZásady BOH = B+ + OHNedostatek – nepostihuje úlohu rozpouštědla

1923 - Johannes Nicolaus Brønsted , Thomas MartinLowryy – disociace doplněna p o myšlenku solvatace vznik. protonů molekulami rozpouštědla Kyseliny – látky, které ve svých roztocích projevují měřitelnou (experimentálně prokazatelnou)) snahu odštěpovat protony y H+. Kyselina y jje tedy y Donor ((Dárce)) protonu. HA → H+ + A- Např. HCl → H+ + ClZásady látky, které mají vázat proton. Zásada je tedy Akceptor (Příjemce) protonu. H2O + H+ → H3O+ I

ti

d

j

dělá á í

Označování kyselina a zásada nemá podle této teorie smysl, nespecifikujeme-lili druhou látku k niž se projeví acidobazické chování nespecifikujeme (obecně ale zachováváno, vztaženo k vodě) (Acidobazické vlastnosti nejen neutrální molekuly, ale i ionty) CH3CO2H + H2O CH3CO2- + H3O+ Voda - zásada

H2O + NH3 OH- + NH4+ Voda - kyselina

Anion OH- může odtržený proton zase přijmout. Učiní-li tak, chová se jako zásada. Konjugované páry. Omezení – protická rozpouštědla – jejich molekuly obsahují ionizovatelný atom vodíku, schopný odštepit se z molekuly jako proton H+ (ten může být přijat jinou molekulou rozpouštědla)

I

ti

d

j

dělá á í

Ještě obecnější - solvoteorie – Guttmann a Lindquist (1954) Každé rozpouštědlo je autoionizováno +

−

2 NH3 ↔ NH4 + NH2 (autoionizace) kation anion

Solvokyselina je látka, která interaguje s rozpouštědlem tak, že zvyšuje koncentraci kationtů vytvářených autoionizaci rozpouštědla Solvozásada je látka, která interaguje s rozpouštědlem tak, že zvyšuje koncentraci aniontů vytvářených autoionizaci rozpouštědla

I

ti

d

j

dělá á í

Ještě obecnější – Lewis 1923 Zásada – částice s alespoň jedním volným elektronovým párem, schopným zprostředkovat vznik kovalentní vazby s jiným atomárním uskupením (nukleofil) Kyselina – částice, schopná volný elektronový pár zásad využít (elektrofil)

H+

+

:NH3

→

NH4+

L i Lewisova kkyselina li L Lewisovazásada i á d adukt d kt s d donor-akceptorovou k t vazbou b (nevazebný elektronový pár)

I

ti

d

j

dělá á í

Kvantitativní vyjadřování kyselosti a zásaditosti látek Ki i Kriterium acidobazických id b i ký h vlastností l í výchozích ý h í h lá látek k – poloha l h rovnováhy áh acidobazických reakcí Vodné roztoky y

čistá voda:

H2O + H2O ↔ H3O+ + OH-

Polohu rovnováhy popisuje rovnovážná konstanta KH2O= [H3O+ ] [OH-] [H3O+ ] [OH-] ~ 10-14 mol2 l-2

[H3O+ ] = [OH-]

[[OH-] ~ 10-7 mol2 l-2 [H3O+ ] ~ 10-7 mol2 l-2 Takové prostředí označujeme jako neutrální.

Vodný roztok kyseliny: HA + H2O ↔ H3O+ + A[[H3O+ ] > 10-7 mol2 l-2

I

ti

d

j

dělá á í

[[OH-] < 10-7 mol2 l-2

Vodný roztok zásady: B + H2O ↔ BH+ + OH[H3O+ ] < 10-7 mol2 l-2 pH = -log log [H3O+ ]

[OH-] > 10-7 mol2 l-2

pOH = -log log [OH- ] pH = 14 - pOH

Vodný roztok kyseliny (kysele reagující roztok) pH < 7 pOH > 7 Chemicky čistá voda (neutrálně reagující roztok) pH = 7 pOH = 7 Vodný roztok zásady (zásaditě reagující roztok) pH > 7 pOH < 7 

Disociační stupeň kyseliny (cHA celková (analytická) koncentrace kyseliny)

Disociační stupeň

[ H 3O  ]  c HA

resp.

Silná kyselina, plně disociovaná, α = 1

I

ti

d

j

dělá á í

K HA [ A ]  c HA



[ A ][ H 3O ]  [ HA]

pH = -log cHA

Slabá kyselina α < 1 1 1 pH   log c HA  ( log K HA ) 2 2

Zásady - analogicky K BOH [B  ]  c BOH

[ B  ][OH  ]  [ BOH ] [BOH [OH  ]  c BOH

pH = 14-log cBOH pro roztok silné zásady

1 1 pH  14  log c BOH  pK BOH 2 2

I

ti

d

j

dělá á í

pro roztok slabé zásady

Roztoky y

Homogenní, nejčastěji dvousložkové soustavy látek, podstatou prostoupení na molekulární úrovni (úrovni stavebních jednotek). V j dř á í složení Vyjadřování l ž í roztoků t ků - koncentrace: k t Hmotnostní zlomek – podíl hmotnosti komponenty a celkové hmotnosti roztoku ( mA, mB… hmotnosti složek A, B….)

mA  wA  m A  m B  ...

I

ti

d

j

dělá á í

mA  mi

i  A, B ...

mB  wB  m A  m B  ...

mB  mi

i  A, B ...

Součet hmotnostních zlomků všech složek směsi = 1 Molární zlomek mA, mB….hmotnosti složek, MA, MB – molek. hmotnosti, nA, nB – látková množství

mA nA  MA

nA xA   n A  n B  ...

nA

n

i  A, B ...

i

mB nB  MB nB xB   n A  n B  ...

nB

n

i  A, B ...

i

Látková (molární) koncentrace cA (mol. dm-3) , látkové množství nA, V – celk. objem roztoku, MA molární hmotnost A

nA mA cA   VS M AVS I

ti

d

j

dělá á í

Struktura roztoků V molekulách l k lá h rozpuštěné ště é látk látky se uplatňují l tň jí pouze nepolární lá í nebo b slabě l bě polární lá í vazby, molekuly rozpouštědla poutány slabými van der Waalsovými silami – neelektrolyty Rozpuštěná látka přítomná v ionizované formě – elektrolyty. elektrolyty Rozpad – elektrolytická disociace Označí-li se elektrolyt obecným vzorcem BA, kde B je elektropozitivní a A elektronegativní část molekuly, molekuly lze psát rovnici disociace elektrolytu 

BA  B  A



 B  .A   

Kd Rovnováha je určena disociační rovnovážnou konstantou:

BA

Disociační konstanta specifická pro každou kombinaci elektrolytu a rozpouštědla, lze experimentálně stanovit Disociační stupeň elektrolytu α = [B+]/ cBA = [A-]/ cBA α«1 slabý elektrolyt

I

ti

d

j

dělá á í



c BA 2 Kd  1

Rozpustnost látek Koncentrace nasyceného roztoku látky při urč. fyzikálních podmínkách Rozpustnost anorg. látek ve vodě: nerozpustné < 0,1g na 100g , omezeně 0,1 0 1 – 1g, 1g rozpustné 1 1-10g, 10g velmi rozpustné > 10g Součin stechiometrickými koeficienty umocněných koncentrací iontů vznikajících elektrolytickou disociací, je v nasyc. roztoku konstantní – součin rozpustnosti

I

ti

d

j

dělá á í