Download
slide1 n.
Skip this Video
Loading SlideShow in 5 Seconds..
Soli PowerPoint Presentation

Soli

255 Views Download Presentation
Download Presentation

Soli

- - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - E N D - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - -
Presentation Transcript

  1. Soli • Soli jsou iontové sloučeniny vzniklé neutralizační reakcí. • Např. NaCl je sůl vzniklá reakcí kyseliny HCl azásady 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.

  2. 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 Kbkyselé a zásadité části soli. • Př.: Odhadněte zda je roztok NH4CN spíše kyselý nebo zásaditý. Ka(HCN) = 4.9x1010, Kb(NH4OH) = 1.8x105.

  3. Efekt společného iontu • Rovnováhu v roztoku ovlivní přídavek některého z iontů, které se na rovnováze podílejí. • Př.: NaClOdo roztoku HClO; 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

  4. NaA (s) Na+(aq) + A-(aq) HA (aq) H+(aq) + A-(aq) Ka [HA] [H+][A-] Ka = [H+] = [HA] [A-] -log [H+] = -log Ka - log [HA] [A-] [HA] [A-] pH = pKa + log Pufry • Pufr je směs konjugovaného páru slabé kyseliny a zásady (nebo naopak), odolává změně pH. • Např. směs slabé kyseliny HA a její sodné soli: [HA] [H+] = Ka·r r = [A-] Hendersonova-Hasselbalchovarovnice

  5. H+(aq) + CH3COO-(aq) CH3COOH (aq) OH-(aq) + CH3COOH (aq) CH3COO-(aq) + H2O (l) 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: Po přídavku silné zásady:

  6. HCl H+ + Cl- HCl + CH3COO- CH3COOH + Cl- Stabilizace pH pufrem

  7. Výpočty pH v pufrech • Př.:Vypočítejte pH roztoku který obsahuje Na2HPO4o koncentraci 0.040 M a KH2PO4o 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 NH3o 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 mlfosfátového pufru, který obsahuje ekvimolární koncentrace (0.200M) kyseliny a soli, po přídavku 10.00 ml 0.100 M NaOH nebo 10.00 ml0.100 M HCl.pKa2 =7.20

  8. Udržování pH v krvi

  9. 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 = ? • Př.: slabá kyselina se slabou zásadou: • Př.: Určete rozsah neutralizační reakce dimethylaminu (Kb = 5.4x104) s HF (Ka = 3.5x104) nebo s HClO (Ka = 3.5x108).

  10. 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?

  11. NaOH (aq) + HCl (aq) H2O (l) + NaCl (aq) OH-(aq) + H+(aq) H2O (l) Titrační křivka: silná kyselina a silná zásada

  12. 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 • 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 0.100M HCl po přídavku 5.00, 10.0 a 15.0ml 0.100M NaOH.

  13. Titrace slabé kyseliny silnou zásadou • Zásada postupně neutralizuje kyselinu a pH se zvyšuje. nb = moly přidané zásady nHA = moly zbývající kyseliny nHA = CHAVHA CbVb nA = nb = CbVb • 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 0.100M kyseliny octové po přídavku 5.00, 10.0 a15.0ml 0.100M NaOH. Ka = 1.75x105.

  14. CH3COOH (aq) + NaOH (aq) CH3COONa (aq) + H2O (l) CH3COOH (aq) + OH-(aq) CH3COO-(aq) + H2O (l) CH3COO-(aq) + H2O (l) OH-(aq) + CH3COOH (aq) Titrační křivka: slabá kyselina a silná zásada

  15. Výběr vhodného indikátoru • Př.: Jaký indikátor je vhodný k titraci HNO2odměrným roztokem KOH? • Slabá kyselina titrovaná silnou zásadou. • V bodě ekvivalence bude konjugovaná báze slabé kyseliny, očekávané pH > 7.

  16. Titrační křivka a pracovní oblast indikátorů

  17. AgCl (s) Ag+(aq) + Cl-(aq) MgF2(s) Mg2+(aq) + 2F-(aq) Ag2CO3(s) 2Ag+(aq) + CO32-(aq) Ca3(PO4)2(s) 3Ca2+(aq) + 2PO43-(aq) Rozpouštěcí rovnováhy Ksp= [Ag+][Cl-] Kspje součin rozpustnosti Ksp= [Mg2+][F-]2 Ksp= [Ag+]2[CO32-] Ksp= [Ca2+]3[PO43-]2 Rozpouštění iontových látek ve vodě: Nenasycený roztok Q < Ksp Q = Ksp Nasycený roztok Q > Ksp Přesycený roztok

  18. Součin rozpustnosti některých minerálů

  19. 1.3 x 10-5 mol AgCl x = 1.9 x 10-3g/L rozpustnost AgCl = 1 lroztoku 143.35g AgCl 1 mol AgCl Výpočet rozpustnosti Př.: Jaká je rozpustnost AgCl v g/l ? Ksp= 1.6 x 10-10 AgCl (s) Ag+(aq) + Cl-(aq) Ksp= [Ag+][Cl-] = s2 počátek (M) 0.00 0.00  s = Ksp = 1.3 x 10-5 rovnováha (M) s s [Cl-] = 1.3 x 10-5M [Ag+] = 1.3 x 10-5M

  20. AgBr (s) Ag+(aq) + Br-(aq) AgBr (s) Ag+(aq) + Br-(aq) NaBr (s) Na+ (aq) + Br-(aq) 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? [Br-] = 0.0010M Ksp = 7.7 x 10-13 s2 = Ksp [Ag+] = s s = 8.8 x 10-7 [Br-] = 0.0010 + s 0.0010 Ksp = 0.0010 x s s = 7.7 x 10-10

  21. Ca2+ (aq) + CO32- (aq) CaCO3 (s) CO2 (g) + H2O (l) H2CO3 (aq) H2CO3 (aq) H+ (aq) + HCO3- (aq) HCO3- (aq) H+ (aq) + CO32- (aq) Tvorba vaječné skořápky