Roztoky, pH Aktivita, iontová síla, kyseliny a zásady, pH 1 / 10 Aktivita roztoku Popisuje reálné chování roztoku. Aktivita jakékoliv čisté látky v jejím standardním stavu je definitoricky jednotková. µi = µ0 i + RT ln ai µi - chemický potenciál, µ0 i - standardní chemický potenciál Ativitu lze vyjádřit jako součin molární koncentrace a aktivitního koeficientu a = γc Aktivitní koeficient je úměrný náboji iontů v roztoku a iontové síle roztoku logγ = −0, 509z2 √ I I - iontová síla roztoku - popisuje množství iontů v roztoku I = 1 2 n i=0 ci z2 i ci - molalita; zi - náboj; 0,509 – konstanta pro vodné roztoky při 25 °C 2 / 10 Aktivita roztoku Střední aktivitní koeficienty ve vodných roztocích při 25 °C cm[mol.kg−1] 0,1 1,0 4,0 10,0 HCl 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 H2SO4 0,265 0,130 0,171 0,553 AgNO3 0,734 0,429 0,210 Ca(NO3)2 0,48 0,35 0,42 VOHLÍDAL, Jiří. Chemické tabulky. Praha: SNTL, 1982. 3 / 10 Kyseliny a zásady Arrheniova teorie - kyseliny jsou látky, které ve vodném roztoku uvolňují ion H+ , resp. H3O+ , zásady uvolňují OH– Brønstedova teorie - kyseliny jsou donory protonů, zásady jejich akceptory Lewisova teorie - kyseliny jsou akceptorem elektronových párů, zásady donorem NH3 zásada + BF3 kyselina −−→ NH3−BF3 4 / 10 Kyseliny a zásady Silné kyseliny a zásady - zcela disociují HCl + H2O −−→ H3O+ + Cl– Slabé kyseliny a zásady - disociují pouze z části NH3 + H2O pKb −−−− OH– + NH4 + pKa, pKb - disociační konstanta Ka = [H3O+][Cl− ] [HCl] Kb = [OH− ][NH4 + ] [NH3] pKa = −logKa; pKb = −logKb Kyselina pKa Fenol 10 HF 3.2 HCl -7 5 / 10 Kyseliny a zásady Konjugované páry kyselina a zásad Liší se o H+ HCl + H2O −−→ H3O+ + Cl– HCl −−→ Cl– H2O −−→ H3O+ Konjugovaná zásada k silné kyselině je slabá Konjugovaná kyselina k slabé zásadě je silná Autoionizace vody Voda je amfoterní, chová se jako kyselina i zásada 2H2O ←−→ H3O+ + OH– Iontový součin vody - Kw = [H+][OH− ] = 1.10−14mol.dm−3 pKw = −logKw = 14 Pro konjugovaný pár kyselina-zásada platí: KaKb = Kw ; pKa + pKb = pKw 6 / 10 Kyseliny a zásady pH a pOH pH = − log aH3O+ = − log[H3O+] pOH = − log aOH− = − log[OH− ] pH + pOH = 14,00 pH < 7 - roztok je kyselý pH = 7 - roztok je neutrální pH > 7 - roztok je zásaditý pH pOH [H+ ] [OH– ] 0 14 1,0 10−14 2 12 0,01 10−12 4 10 0,0001 10−10 6 8 10−6 10−8 8 6 10−8 10−6 10 4 10−10 0,0001 12 2 10−12 0,01 14 0 10−14 1,0 7 / 10 Kyseliny a zásady Výpočet pH Silné kyseliny a zásady pH = − log[H+] = − log ckys = 14 + log czas pH = 14 - pOH Slabé kyseliny a zásady [H+] = Ka[HA]0 pH = 1 2 pKa − 1 2 log ckys pH = 14 − 1 2 pKb + 1 2 log czas Soli silné kyseliny i zásady NaCl + H2O −−→ Na+ + Cl– + H2O KNO3 + H2O −−→ K+ + NO3 – + H2O Nedochází k ovlivnění [H+ ] ani [OH– ] 8 / 10 Kyseliny a zásady Roztoky solí Soli slabé kyseliny nebo slabé zásady NH4NO3 + H2O −−→ NH4 + + NO3 – + NH3 + H+ pH = 7 − 1 2(pKb + log c) NaF + H2O −−→ Na+ + F– + HF + OH– pH = 7 + 1 2 (pKa + log c) NH4F + H2O −−→ NH4 + + F– + NH3 + H+ + HF + OH– pH = 7 + 1 2 (pKa − pKb) Příklad pKa(HF) = 3, 17 pKb(NH3) = 4, 75 pH = 7 + 1 2 (3, 17 − 4, 75) = 6, 21 9 / 10 Kyseliny a zásady 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 + H2O ←−→ CH3COO– + H3O+ CH3COONa + H2O ←−→ CH3COOH + Na+ + OH– Přídavkem kyseliny vzniknou molekuly kyseliny octové, přídavkem zásady ionty octanu. pH roztoku se nezmění. pH = pKa + log [A−] [HA] pH = 14 − pKb + log [B] [BH+] Pufr Rozsah pH Acetátový 3,8 - 5,8 KH2PO4 6,2 - 8,2 Borátový 8,25 - 10,25 10 / 10