Soli • Soli jsou iontové sloučeniny vzniklé neutralizační reakcí. – Např. NaCl je sůl vzniklá reakcí kyseliny HCl a zásady NaOH. • Př.: Napište neutralizační reakce jejichž produktem jsou CH3COONa, NaCN, NH4Cl, (NH4)2CO3. • Soli jsou vzhledem k iontovému charakteru vazby často rozpustné ve vodě. • Vlastnosti soli závisí na síle kyseliny a zásady ze které sůl vznikla. - Např. některé rozpuštěné soli ovlivňují pH roztoku.
pH roztoků solí - hydrolýza • Soli silných kyselin a silných zásad pH roztoku neovlivňují (např. NaCl, KCl, LiClO4…) • Roztoky solí slabé kyseliny a silná zásady jsou (mírně) zásadité, roztoky solí silné kyseliny a slabé zásady jsou (mírně) kyselé. • Příčina: ionty slabé kyseliny/zásady podléhají hydrolýze A−(aq) + H2O(l) ↔ HA(aq) + OH−(aq) B+(aq) + H2O(l) ↔ BOH(aq) + H3O+(aq) • Př.: Odhadněte pH roztoků CH3COONa, NaCN, NH4Cl, N2H5Br. • U solí slabých kyselin a slabých zásad rozhoduje velikost Ka a Kb kyselé a zásadité části soli. • Př.: Odhadněte zda je roztok NH4CN spíše kyselý nebo zásaditý. Ka(HCN) = 4.9x10−10, Kb(NH4OH) = 1.8x10−5.
1
Efekt společného iontu • Rovnováhu v roztoku ovlivní přídavek některého z iontů, které se na rovnováze podílejí. • Př.: NaClO do roztoku HClO; NH4Cl do roztoku NH3. • Ovlivnění plyne ze vztahu pro rovnovážnou konstantu: např. přídavkem NaClO do roztoku HClO dojde k potlačení disociace kyseliny a roztok bude méně kyselý než před přídavkem soli. HClO+ H2O↔H3O+ + ClO− NaClO↔Na+ + ClO−
Ka =
[H 3O + ][ClO− ] [HClO]
Pufry • Pufr je směs konjugovaného páru slabé kyseliny a zásady (nebo naopak), odolává změně pH. • Např. směs slabé kyseliny HA a její sodné soli: NaA (s) HA (aq) [H+] =
Na+ (aq) + A- (aq) H+ (aq) + A- (aq)
Ka [HA] [A-]
[H+] = Ka·r
-log [H+] = -log Ka - log pH = pKa + log
Ka =
[A-] [HA]
[HA] [A-]
[H+][A-] [HA] r=
[HA] [A-]
HendersonovaHasselbalchova rovnice
2
Pufrační účinek • Nejvyšší pufrační kapacita dosažena v případě [kyselina] = [zásada], pH = pKa. • pH v pufrační oblasti je úměrné podílu koncentrací konjugované kyseliny a zásady. • Jde o příklad efektu společného iontu (aniont soli potlačuje disociaci kyseliny). • Př.: ekvimolární směs CH3COOH a CH3COONa. Po přídavku silné kyseliny: H+ (aq) + CH3COO- (aq)
CH3COOH (aq)
Po přídavku silné zásady: OH- (aq) + CH3COOH (aq)
CH3COO- (aq) + H2O (l)
Stabilizace pH pufrem HCl HCl + CH3COO-
H+ + ClCH3COOH + Cl-
3
Výpočty pH v pufrech • Př.: Vypočítejte pH roztoku který obsahuje Na2HPO4 o koncentraci 0.040 M a KH2PO4 o koncentraci 0.080 M. pKa2=7.20. • Př.: Určete podíl koncentrací kyseliny a její konjugované zásady v roztoku o pH = 5.45 a pKa = 5.75. • Př.: Vypočítejte pH roztoku, který obsahuje NH3 o koncentraci 0.100 M a NH4Cl o koncentraci 0.150 M. • Př.: Určete pH směsi vzniklé z 5.00 ml 0.100 M NaOH a 10.00 ml 0.100 M HClO, je-li Ka = 3.5x10−8. • Př.: Vypočítejte pH 50.00 ml fosfátového pufru, který obsahuje ekvimolární koncentrace (0.200 M) kyseliny a soli, po přídavku 10.00 ml 0.100 M NaOH nebo 10.00 ml 0.100 M HCl. pKa2 = 7.20
Udržování pH v krvi
4
Neutralizace • • •
Neutralizační reakce je reakce kyseliny a zásady za vzniku soli a vody. Rozsah neutralizační reakce je téměř kvantitativní, výjimka může nastat u neutralizace slabé kyseliny slabou zásadou. Př.: slabá kyselina se silnou zásadou: HClO + NaOH ↔ NaClO + H2O K=? HClO ↔ H+ + ClO− H + OH− ↔H2O
Ka = 3.5x10−8 K −w1= 1.00x10+14
+
HClO + OH− ↔H2O + ClO− K = Ka• K −1= 3.5x106 w
•
Př.: slabá kyselina se slabou zásadou: HOCl + H2O ↔ H3O+ + ClO− NH3 + H2O ↔NH + + OH− 4 H3O+ + OH− ↔2H2O
NH3 + HOCl
•
↔NH + 4
−
+ ClO
Ka = 3.5x10−8 Kb = 1.8x10−5
K −w1= 1.00x10+14
K = Ka•Kb• K −w1 = 63
Př.: Určete rozsah neutralizační reakce dimethylaminu (Kb = 5.4x10−4) s HF (Ka = 3.5x10−4) nebo s HClO (Ka = 3.5x10−8).
Titrace • Titrace je proces, využívající reakce spojené se změnou barvy nebo jiné veličiny k určení koncentrace jednoho z reaktantů. • Titrační křivka neutralizační titrace udává pH jako funkci přidaného objemu kyseliny/zásady o známé koncentraci. • K prudké změně pH dojde v okolí bodu ekvivalence. • Stanovením bodu ekvivalence lze zjistit koncentraci titrantu. • Př.: bod ekvivalence v 15.00 ml roztoku kyseliny nastal po přídavku 25.00 ml 0.075 M NaOH. Jaká je koncentrace (jednosytné) kyseliny?
5
Titrační křivka: silná kyselina a silná zásada NaOH (aq) + HCl (aq) OH- (aq) + H+ (aq)
H2O (l) + NaCl (aq) H2O (l)
Titrace silné kyseliny silnou zásadou •
Zásada postupně neutralizuje kyselinu a pH se zvyšuje. nb = moly přidané zásady na,r = moly zbývající kyseliny, nH3O+ = na,r na,r = na − nb = CaVa − CbVb
n H3O+ Va + V b C V − C b Vb = a a Va + V b
[H3O + ] =
• • •
Platí až do bodu ekvivalence, který je v tomto případě kolem pH = 7. Za bodem ekvivalence je pH určeno pouze přebytečným množstvím zásady. Př.: Určete pH roztoku 10.0 ml 0.100 M HCl po přídavku 5.00, 10.0 a 15.0 ml 0.100 M NaOH.
6
Titrace slabé kyseliny silnou zásadou •
Zásada postupně neutralizuje kyselinu a pH se zvyšuje. nb = moly přidané zásady nHA = moly zbývající kyseliny n −n + n − − pK a = log A H = log A − pH nHA = CHAVHA − CbVb n HA n HA nA− = nb = CbVb − pH = pK a + log n A n HA C b Vb = pK a + log C a Va − C b Vb
•
Platí do bodu ekvivalence, kterým je pH soli slabé kyseliny se silnou zásadou. Za bodem ekvivalence je pH určeno pouze přebytečným množstvím zásady. Př.: Určete pH roztoku 10.0 ml 0.100 M kyseliny octové po přídavku 5.00, 10.0 a 15.0 ml 0.100 M NaOH. Ka = 1.75x10−5.
• •
Titrační křivka: slabá kyselina a silná zásada CH3COOH (aq) + NaOH (aq) CH3COOH (aq) + OH- (aq) CH3COO- (aq) + H2O (l)
CH3COONa (aq) + H2O (l) CH3COO- (aq) + H2O (l) OH- (aq) + CH3COOH (aq)
7
Výběr vhodného indikátoru Př.: Jaký indikátor je vhodný k titraci HNO2 odměrným roztokem KOH? - Slabá kyselina titrovaná silnou zásadou. - V bodě ekvivalence bude konjugovaná báze slabé kyseliny, očekávané pH > 7.
Titrační křivka a pracovní oblast indikátorů
8
Rozpouštěcí rovnováhy AgCl (s) Ksp = [Ag+][Cl-] MgF2 (s) Ag2CO3 (s) Ca3(PO4)2 (s)
Ag+ (aq) + Cl- (aq)
Ksp je součin rozpustnosti
Mg2+ (aq) + 2F- (aq) 2Ag+ (aq) + CO32- (aq) 3Ca2+ (aq) + 2PO43- (aq)
Ksp = [Mg2+][F-]2 Ksp = [Ag+]2[CO32-] Ksp = [Ca2+]3[PO43-]2
Rozpouštění iontových látek ve vodě: Q < Ksp
Nenasycený roztok
Q = Ksp
Nasycený roztok
Q > Ksp
Přesycený roztok
Součin rozpustnosti některých minerálů
9
Výpočet rozpustnosti Př.: Jaká je rozpustnost AgCl v g/l ? Ag+ (aq) + Cl- (aq)
AgCl (s) počátek (M) rovnováha (M)
0.00
0.00
Ksp = 1.6 x 10-10 Ksp = [Ag+][Cl-] = s2
s
s
s = √Ksp = 1.3 x 10-5
[Ag+] = 1.3 x 10-5 M
rozpustnost AgCl =
[Cl-] = 1.3 x 10-5 M
1.3 x 10-5 mol AgCl 143.35 g AgCl x = 1.9 x 10-3 g/L 1 l roztoku 1 mol AgCl
Vliv společného iontu na rozpustnost
• Přídavek společného iontu snižuje rozpustnost soli. • Př.: Jaká je molární rozpustnost AgBr (a) v čisté vodě; (b) v 0.0010 M roztoku NaBr?
Ag+
AgBr (s) (aq) + Ksp = 7.7 x 10-13 s2 = Ksp s = 8.8 x
10-7
Br- (aq)
NaBr (s)
Na+ (aq) + Br- (aq)
[Br-] = 0.0010 M AgBr (s) Ag+ (aq) + Br- (aq) [Ag+] = s [Br-] = 0.0010 + s ≈ 0.0010 Ksp = 0.0010 x s s = 7.7 x 10-10
10
Tvorba vaječné skořápky
CO2 (g) + H2O (l)
H2CO3 (aq)
H2CO3 (aq)
H+ (aq) + HCO3- (aq)
HCO3- (aq)
H+ (aq) + CO32- (aq)
Ca2+ (aq) + CO32- (aq)
CaCO3 (s)
11
