/39/
6. Chemické rovnováhy
6.c. Stanovení vodivosti silného a slabého elektrolytu
Dojde-li ve vodě či jiném rozpouštědle R k rozpuštění látky HA schopné
disociace, mohou vznikat H+
a A.
V roztoku se ustaví termodynamická
rovnováha:
HA →←R
H+
+ A- [ ] [ ]
[ ]HA
AH
KA
−+
⋅
≅ (6.1.)
Popis toho, zda je rovnováha posunuta ve prospěch disociovaných iontů či výchozí
látky udává disociační stupeň:
[ ]( )
HA
HA
c
HAc −
=α (6.2.)
Z tohoto vztahu lze odvodit (pokud zanedbáme disociaci rozpouštědla):
[ ] ( )α−⋅= 1HAcHA a [ ] [ ] α⋅== −
HAcAH (6.3.)
O hodnotě disociačního stupně α nerozhodují pouze vlastnosti látky HA, ale zejména
solvatační schopnost rozpouštědla vůči rozpouštěné látce. Je-li disociační stupeň blízký
hodnotě ( 0→α ), pak látka HA zvyšuje výchozí vodivost rozpouštědla velmi málo
a nazývá se slabým elektrolytem (například vodné roztoky slabých organických kyselin,
většiny organických látek, H2S, H3PO4, NH3). Pokud je disociační stupeň blízký hodnotě
( 1≅α ), pak ionty vzniklé z látky HA zvyšují vodivost roztoku velmi výrazně
a rozpuštěnou látku v daném prostředí nazýváme silným elektrolytem (například vodné
roztoky silných anorganických kyselin a zásad (HCl, NaOH, …) většina solí (KCl,
AgNO3,…).
Koncentrace disociovaných iontů v roztoku má výrazný vliv na jeho celkovou elektrickou
vodivost G (konduktivita, jednotka Simens [S]=[Ω-1
]), která je převrácenou hodnotou
elektrického odporu R [Ω]. Podobně jako u kovů lze i pro roztoky zjistit specifický odpor
ρ [Ω cm], ale výhodnější je sledovat specifickou vodivost roztoků κ [S cm-1
], která je
převrácenou hodnotou ρ . Specifickou vodivost roztoku κ vypočteme z jeho vodivosti G
naměřené vodivostní sondou se známou odporovou konstantou C [cm-1
] podle vztahu:
κ = C G. (6.4.)
Geometrickou konstantu vodivostní sondy C nejjednodušeji zjistíme naměřením
vodivosti roztoku G o známé specifické vodivosti κ . Obvykle se používá vodný roztok
KCl o známé koncentraci. Specifická vodivost 0,01 M KCl, tj. KClM01,0κ v [S cm-1
]
v závislosti na teplotě τ ve ºC je tabelována nebo ji vypočteme dle polynomického
rozvoje:
28
3
5
2101,0 1010 ττκ −−
⋅+⋅+= aaaKClM
kde: a1 =7,728·10-4
; a2 =2,345.10-4
; a3 =7,816.10-8
(6.5.)
Moderní konduktometry měří specifickou vodivost přímo, jsou-li správně zkalibrovány
na roztok KCl.

ú l o h a J . S o p o u š e k
/40/
6.c
Velmi důležitou charakteristikou roztoků je molární vodivost, kterou vypočteme
ze specifické vodivosti κ podle vztahu:
c
κ
λ = (6.6.)
kde c je molární koncentrace roztoku. Molární vodivost extrapolovaná k nulové
koncentraci (na mezním zředění) se nazývá limitní molární vodivost 0λ a platí, že je
součtem iontových limitních molárních vodivostí iontů 0
iλ :
( )∑ ⋅= i
i 00 λνλ (6.7.)
kde iv je počet iontů, na které rozpuštěná látka v roztoku disociuje.
Předpokládáme-li, že se disociované ionty neovlivňují pak můžeme pro silný i slabý
elektrolyt vypočítat disociační stupeň:
00 λ
λ
λ
κ
α =
⋅
=
c
(6.8.)
Disociační konstantu slabých jednosytných kyselin stanovíme podle Ostwaldova
zřeďovacího zákona (odvozeno dosazením vztahu (6.8.) do (6.3.) a do (6.1.)):
( )λλλ
λ
−
=
00
2
.c
KA (6.9.)
Úpravou Ostwaldova zřeďovacího zákona dostaneme linearizovaný tvar vhodný pro
grafické stanovení disociační konstanty aK a limitní molární vodivosti 0λ :
( ) 0
2
0
1.1
λλ
λ
λ
+=
AK
c
(6.10.)
ÚKOL: Stanovte disociační stupeň α kyseliny chlorovodíkové a octové v závislosti
na jejich koncentraci ve vodě za teploty 25˚C. Rozhodněte, zda jsou silným či
slabým elektrolytem. Pro obě látky porovnejte experimentálně naměřenou hodnotu 0λ
s hodnotou tabelovanou. V případě kyseliny octové vypočtěte její disociační konstantu
AK .
POTŘEBY: konduktometr, vodivostní nádobka a sonda, termostat, 14 odměrných
baněk (50 ml), 1pipeta (25 ml), 5.10
-2
M kyselina chlorovodíková, 5.10
-2
M kyselina
octová, 0,01M KCl, redestilovaná voda k přípravě roztoků.
POSTUP: Nejprve si ověříme vodivost redestilované vody. Touto vodou důkladně
propláchneme temperovanou měřící nádobku termostatu i s vodivostní sondou.
Pak sledujeme teplotu a vodivost vody (za teploty 25˚C by neměla být vyšší nežli 2mS).
Není-li známá geometrická konstanta sondy C, změříme stejným způsobem (včetně
proplachování) také vodivost roztoku 0,01M KCl .
Během předchozího měření si začneme připravovat do 50 ml odměrných baněk roztoky
kyseliny chlorovodíkové a octové o sedmi koncentracích zahrnujících i koncentrace
kyseliny chlorovodíkové a octové a ze zásobních roztoků. Roztoky připravujeme
postupným zřeďováním koncentrovanějšího roztoku vždy v poměru 1:1 s redestilovanou
vodou.



/41/
Postupné ředění 1:1 znamená, že do první odměrné baňky přesně nadávkujeme 50ml
základního roztoku elektrolytu. Druhý roztok připravíme tak, že z první odměrné baňky
odpipetujeme 25ml do druhé odměrné baňky a doplníme na 50ml destilovanou vodou a
promícháme. Třetí roztok připravíme z druhého stejně jako druhý z prvního. Takto
pokračujeme dále v celé řadě. Poslední roztok nezapomeneme doplnit vodou na objem
50ml.
Temperovanou nádobku se sondou dobře propláchneme vodou a také nejslabším
roztokem HCl. Po dosažení teploty roztoku 25˚C vodivost odečteme. Následně, od
nejvyšších k nejnižším koncentracím, změříme všechny připravené roztoky kyseliny
chlorovodíkové. U kyseliny octové postupujeme stejně.
PROTOKOL: Tabulka 1: pro sledované elektrolyty teoretická hodnota λo . Tabulka
2: pro každý elektrolyt: c, teplota τ , κ , λ, α. Společný graf 1: pro oba elektrolyty:
závislost λ na c. Společný graf 2: pro oba elektrolyty: závislost α na λ. Tabulka 3: pro
slabou kyselinu: c , 1/ λ , c⋅λ . Graf 3: pro slabou kyselinu závislost 1/λ na součinu λc
(vč. regresní přímky). Dále: pro slabou kyselinu experimentální hodnota λo a AK
z parametrů regresní přímky.

TABULKA I: Mezní iontové vodivosti při 25o
C.
Ion H+ +
K +
Na −
OH −
COOCH3
−
ClCOOCH2
Clλo
[ cm Smol2 1−
] 349,8 73,5 50,1 198,0 40,9 39,8 76,3