2 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, aq – v roztoku]
Neelektrolyt AB(s)
H2O
AB(s)
H2O
AB(s)
H2O
Slabý elektrolyt
Silný elektrolyt
2. Doplňte v tabulce typ částic v roztoku (molekuly, ionty), zda se ustaví rovnováha (ano, ne)
a jaká je míra disociace (úplná, částečná).
Charakteristika Neelektrolyt Slabý elektrolyt Silný elektrolyt
Typ částic v roztoku
Rovnováha v roztoku
Míra disociace
……………………
……………………
……………………
……………………
……………………
……………………
……………………
……………………
……………………
3. Doplňte další příklady sloučenin rozpustných a nerozpustných ve vodě.
Neelektrolyt Slabý elektrolyt Silný elektrolyt
Rozpustný Málo rozpustný Rozpustný Málo rozpustný Rozpustný Málo rozpustný
methanol
acetamid
glukosa
aceton
………………
………………
……………….
oktanol
ethyl-acetát
celulosa
benzen
………………
………………
……………….
octová kys.
askorbová kys.
efedrin
NH3
………………
………………
……………….
stearová kys.
močová kys.
morfin
Al(OH)3
………………
………………
………………..
MgSO4
KOH
Ca(H2PO4)2
CaCl2
………………
………………
……………….
CaSO4
Mg(OH)2
CaHPO4
CaF2
………………
………………
……………….
Zapamatujte si
typické dvojice
4. Zobecněte, které typy sloučenin se nejčastěji řadí mezi:
a) silné elektrolyty b) slabé elektrolyty c) neelektrolyty.
Reakce v roztocích elektrolytů
5. V roztocích elektrolytů mohou probíhat následující reakce:
a) acidobazické b) redoxní c) srážecí d) komplexotvorné.
Vysvětlete povahu těchto reakcí a uveďte typické příklady.
10
Slabé elektrolyty
6. Vyjádřete rovnicí disociaci slabé kyseliny ve vodě a) obecně b) na konkrétních příkladech.
7. Vyjádřete vztah pro disociační konstantu slabé kyseliny KA.
8. Vyjádřete vztah pro disociační stupeň α slabé kyseliny HA.
9. Vysvětlete rozdíl mezi celkovou koncentrací slabé kyseliny c(HA) a rovnovážnou koncentrací
nedisociovaných molekul [HA].
10. Znázorněte rovnicí protonizaci slabé báze ve vodě a) obecně b) na konkrétních příkladech.
11. Vyjádřete vztah pro protonizační konstantu slabé báze KB.B
12. Napište vztah pro disociační konstantu konjugované kyseliny HB+
.
Silné elektrolyty
13. Charakterizujte pojem aktivita iontů.
14. Uveďte vztah mezi aktivitou a koncentrací iontů.
15. Vysvětlete pojem iontová síla a uveďte vztah pro její výpočet.
Málo rozpustné silné elektrolyty
16. Popište děj, který nastává po přidání málo rozpustné soli (např. BaSO4) do vody.
17. Znázorněte chemickou rovnicí heterogenní rovnováhu mezi nerozpuštěnou solí a ionty v roztoku.
18. Vysvětlete pojem součin rozpustnosti Ks.
19. Vyjádřete Ks pro následující málo rozpustné soli: AgCl, PbCl2, Cu2S, Ca3(PO4)2.
20. Doplňte následující srážecí reakce za použití symbolů:
↓ (sraženina málo rozpustné sloučeniny), aq (rozpustná sloučenina).
a. CaCl2 aq + ………… → CaSO4 ↓ + 2 NaCl aq
b. NaCl aq + AgNO3 aq →
c. Al2(SO4)3 aq + 6 NaOH aq →
d. H2SO4 aq + …………… → BaSO4 ↓ + ……………..
e. KOH aq + …………… → Ca(OH)2 ↓ + ……………..
f. (NH4)2S aq + FeCl2 aq →
11
Osmotický tlak
1. Charakterizujte pojem koligativní vlastnosti roztoku, uveďte příklady.
2. Vysvětlete princip děje označovaného jako osmóza.
3. Jaká je souvislost osmotického tlaku s osmózou?
4. Vysvětlete rozdíl mezi osmózou a reverzní osmózou.
5. Za jakých podmínek můžeme dva roztoky označit za izotonické?
Orientační výpočet osmotického tlaku
Π = i c R T
6. Vysvětlete význam jednotlivých symbolů v uvedeném vztahu.
i (neelektrolyt) = ………………...... i (silný elektrolyt) = ……………............
c = ………………....... R = .........……………. T = ……………..........
7. V jakých jednotkách bude osmotický tlak, jestliže c dosadíme v: a) mol/m3
b) mol/l?
Příklad. Vypočtěte přibližný osmotický tlak roztoku NaCl o koncentraci 0,1 mol/l (při 25 °C).
Π = i c R T, v případě NaCl i = 2, protože jedna (formální) molekula NaCl poskytne disociací
jeden kation Na+
a jeden anion Cl,
tedy dvě částice.
Dosazením všech údajů získáme: Π = 2 . 0,1 . 8,314 . 298 = 495,5 kPa
Příklad. Rozhodněte, které z následujících roztoků jsou vzájemně izotonické (při stejné teplotě).
a) KCl 0,3 mol/l b) glucitol 0,4 mol/l c) CaCl2 0,2 mol/l d) Na2SO4 0,1 mol/l
U každého roztoku vypočteme osmolární koncentraci a hodnoty srovnáme:
a) KCl ⇒ i.c = 2 . 0,3 = 0,6 mol/l
b) glucitol ⇒ i.c = 1 . 0,4 = 0,4 mol/l
c) CaCl2 ⇒ i.c = 3 . 0,2 = 0,6 mol/l
d) Na2SO4 ⇒ i.c = 3 . 0,1 = 0,3 mol/l
Z výpočtů je zřejmé, že roztoky a) a c) jsou izotonické.
Osmolalita
8. V jakých jednotkách se vyjadřuje osmolalita?
9. Jak se experimentálně zjišťuje osmolalita?
10. Z jakých údajů lze přibližně odhadnout osmolalitu krevní plazmy?
12
Osmolární koncentrace
11. V tabulce dopočítejte osmolární koncentrace uvedených roztoků:
Rozpuštěná Látková koncentrace Osmolární koncentrace
látka (mmol/l) (mmol/l)
Glukosa
CaCl2
FeCl3
Al2(SO4)3
NaHCO3
Na2SO4
2
2
2
2
2
2
……………………….
……………………….
……………………….
........………………….
……………………….
……………………….
Lékařské aplikace osmózy
12. Při edému mozku se aplikuje intravenózní infuze mannitolu, aby se vyvolal přesun vody z tkáně
do cévního řečiště. Rozhodněte, zda roztok mannitolu musí být vzhledem k plazmě:
a) hypotonický b) izotonický c) hypertonický.
13. Jaký efekt může vyvolat infuze většího množství hypotonického roztoku?
14. Srovnejte složení minerálních vod Magnesia a Šaratica. Vysvětlete rozdíly v jejich účinku.
Která z nich a proč vyvolává osmózu?
Charakteristika Magnesia Šaratica
Převažující kation
Převažující anion
Typ vody
Chuť
Užívá se jako
Mg2+
HCO3
stolní
minerální voda
nepatrně nahořklá
zdroj hořčíku
Mg2+
SO4
2léčivá
voda
hořká
laxativum
Příklady – Roztoky elektrolytů
1. Vypočtěte iontovou sílu roztoků: a) Na2SO4 (0,02 mol/l) b) CaCl2 (1 mol/l)
c) NaCl (0,1 mol/l).
2. Vypočtěte koncentrace všech čtyř iontů v 400 ml roztoku, který obsahuje 0,1 mol NaCl, 0,1
mol Na2SO4 a 0,1 mol K2SO4.
3. Ve vodě byl rozpuštěn 1,5 mmol HCl a 1 mmol NaOH a objem roztoku byl upraven vodou na
525 ml. Vypočtěte výsledné koncentrace Na+
, H3O+
a Cl-
iontů.
4. Doplňte tabulku:
Sůl Koncentrace soli Koncentrace kationtu Koncentrace aniontu Iontová síla
NaCl 10 mmol/l
Na2SO4 10 mmol/l
Mg(NO3)2 10 mmol/l
AlCl3 10 mmol/l
13
5. Doplňte další údaje v tabulce:
Koncentrace (mmol/l)
Sůl
Soli Kationtu Aniontu
Osmolarita
(mmol/l)
Chlorid hořečnatý 6
Dusičnan sodný 6
Chloristan železitý 6
Síran draselný 6
Příklady – Osmotický tlak
1. Vypočtěte osmolární koncentraci roztoků: a) NaCl (0,1 mol/l) b) sacharosa (0,3 mol/l)
c) CaCl2 (0,1 mol/l) d) KNO3 (2 mmol/l) e) MgSO4 (0,2 mol/l) f) Ca(H2PO4)2 (4 mmol/l)
2. V 200 g vody bylo rozpuštěno 10 g glukosy a 10 g CaCl2. Jaká je přibližná osmolalita roztoku?
3. Které z následujících roztoků jsou vzájemně izotonické?
a) NaCl (0,2 mol/l) b) glukosa (0,5 mol/l) c) Na2SO4 (0,1 mol/l) d) močovina (0,3 mol/l)
4. Vypočtěte přibližný osmotický tlak roztoku glukosy (Mr = 180) s koncentrací 200 g/l při 37 °C.
5. Vypočtěte přibližnou látkovou koncentraci roztoku a) NaCl, b) glukosy, který by byl izotonický
s krevní plazmou za předpokladu, že její osmotický tlak má při 37 °C hodnotu 0,795 MPa.
6. Vypočtěte látkovou koncentraci roztoku chloridu hořečnatého izotonického s roztokem NaCl
o koncentraci 150 mmol/l.
7. Který roztok má vyšší osmotický tlak, 10% NaCl nebo 10% NaI?
8. Jakou koncentraci má roztok glukosy izotonický s fyziologickým roztokem NaCl?
Vyjádřete v mmol/l, g/l a hmotnostních % [Mr glukosy = 180, hustota roztoku = 1 g/ml].
9. Tzv. fyziologický roztok je roztok NaCl 154 mmol/l, Mr (NaCl) = 58,5. Vypočtěte jeho:
a) hmotnostní koncentraci b) hmotnostní zlomek c) osmolaritu.
14