Roztoky, pH
Aktivita, iontová síla, kyseliny a zásady, pH
Aktivita roztoku
► Popisuje reálné chovaní roztoku. Aktivita jakékoliv čisté látky v jejím standardním stavu je definitoricky jednotková.
► m = /x° + RT In a,-
► \i\ - chemický potenciál,     - standardní chemický potenciál
► Ativitu lze vyjádřit jako součin molární koncentrace a aktivitního koeficientu
► 3 = 7C
► Aktivitní koeficient je úměrný náboji iontů v roztoku a iontové síle roztoku
► /og7 = -0,509z277
► I - iontová síla roztoku - popisuje množství iontů v roztoku
► c; - molalita; z; - náboj; 0,509 - konstanta pro vodné roztoky při 25 °C
2/10
Střední aktivitní koeficienty ve vodných roztocích při 25
cm[mol.kg x]	0,1	1,0	4,0	10,0
HCI	0,796	0,809	1,762	10,44
NaOH	0,766	0,678	0,903	0,533
KOH	0,798	0,756	0,903	3,23
H2S04	0,265	0,130	0,171	0,553
AgN03	0,734	0,429	0,210	
Ca(N03)2	0,48	0,35	0,42	
VOHLÍDAL, Jiří. Chemické tabulky. Praha: SNTL, 1982.
Kyseliny a zásady
► Arrheniova teorie - kyseliny jsou látky, které ve vodném roztoku uvolňují ion H+, resp. H30+, zásady uvolňují OH
► Br0nstedova teorie - kyseliny jsou donory protonů, zásady jejich akceptory
► Lewisova teorie - kyseliny jsou akceptorem elektronových párů, zásady donorem
► NH3 + BF3 -> NH3-BF3
zásada kyselina
Kyseliny a zásady
► Silné kyseliny a zásady - zcela disociují
► HCI + H20-> H30+ + CI"
► Slabé kyseliny a zásady - disociují pouze z části
► NH3 + H20 ^ OH" + NH4+
► pKa, pKb - disociační konstanta [H3O+HCI-]
» K,
[hci]
_ [oh-][nh4+;
b ~ [nh3] ► pKa = -logKa;pKb
-logKb
Kyselina	pKa
Fenol	10
HF	3.2
HCI	-7
5/10
Kyseliny a zásady
► Konjugované páry kyselina a zásad
► Liší se o H+
► hci + h2o —> h3o+ + cr
► hci —> cr
► h20-> h30+
► Konjugovaná zásada k silné kyselině je slabá
► Konjugovaná kyselina k slabé zásadě je silná
Autoionizace vody
► Voda je amfoterní, chová se jako kyselina i zása
► 2H20 i—> h30+ + OhT
► Iontový součin vody - Kw = [H+][OH~] = 1.10
► pKw = -logKw = 14
► Pro konjugovaný pár kyselina-zásada platí: KaKb = Kw; pKa + pKb = pKw ,„^m
pH a pOH
► pH = - log aH3o+ = - log[H30+]
► pOH = - log a0H- = - log[OH-]
► pH + pOH = 14,00
► pH < 7 - roztok je kyselý
► pH = 7 - roztok je neutrálni
► pH > 7 - roztok je zásaditý
pH	pOH	[H+]	[OH"]
0	14	1,0	io-14
2	12	0,01	io-12
4	10	0,0001	io-lu
6	8	10~6	io-8
8	6	io-8	10~6
10	4	10-io	0,0001
12	2	io-12	0,01
14	0	io-14	1,0
7/10
ypočet pH
Silné kyseliny a zásady
► pH = - log[H+] = - log cfeys = 14 + log
► pH = 14 - pOH Slabé kyseliny a zásady
► [H+] = y/Ka[HA]Q
*■ pH = \pKa - \ log ckys
► pH = U-\pKb + \\ogczas Soli silné kyseliny i zásady
► NaCI + H20-► Na+ + Cl" + H20
► KN03 + H20-> K+ + N03" + H20
► Nedochází k ovlivnění [H+] ani [OH-]
Roztoky solí
Soli slabé kyseliny nebo slabé zásady
► NH4N03 + H20-> NH4+ + N03~ + NH3 + H+
► pH = 7 -\{pKb + \ogc)
► NaF + H20-> Na+ + F" + HF + OKT
► pH = 7 + \{PKa + log c)
► NH4F + H20-> NH4+ + F" + NH3 + H+ + HF + OKT
► pH = l + \{pKa-pKb) Příklad
► pKa(HF) = 3,17
► pKfa(NH3) = 4,75
► pH = 7 + |(3,17 - 4, 75) = 6, 21
Pufry, tlumivé (ústojné) roztoky
► Jde o směs slabé kyseliny a její soli nebo slabé zásady a její soli
► Příkladem je např. acetátový pufr - směs kyseliny octové a octanu sodného
► Rovnováhy v pufru lze popsat rovnicemi
► CH3COOH + H20 i—> CH3COO- + H30+
► CH3COONa + H20 i—> CH3COOH + Na+ + OhT
► Přídavkem kyseliny vzniknou molekuly kyseliny octové, přídavkem zásady ionty octanu. pH roztoku se nezmění.
► pH = pKa + log j^j
► pH = 14 -PKb + log J^L
Pufr	Rozsah pH
Acetátový	3,8 - 5,8
KH2P04	6,2 - 8,2
Borátový	8,25 - 10,25
10/10