1 / 34

Elektrochemie

Elektrochemie. Elektrolytická disociace.  chemický děj, při němž polární molekuly rozpouštědla buď štěpí chemické vazby molekul či krystalů rozpouštěné látky nebo naopak jsou štěpeny molekulami elektrolytu, přičemž vzniká roztok obsahující volně pohyblivé ionty Př. Elektrolyty.

rozene
Télécharger la présentation

Elektrochemie

An Image/Link below is provided (as is) to download presentation Download Policy: Content on the Website is provided to you AS IS for your information and personal use and may not be sold / licensed / shared on other websites without getting consent from its author. Content is provided to you AS IS for your information and personal use only. Download presentation by click this link. While downloading, if for some reason you are not able to download a presentation, the publisher may have deleted the file from their server. During download, if you can't get a presentation, the file might be deleted by the publisher.

E N D

Presentation Transcript

  1. Elektrochemie

  2. Elektrolytická disociace  chemický děj, při němž polární molekuly rozpouštědla buď štěpí chemické vazby molekul či krystalů rozpouštěné látky nebo naopak jsou štěpeny molekulami elektrolytu, přičemž vzniká roztok obsahující volně pohyblivé ionty Př.

  3. Elektrolyty • elektrolyty – kapalné látky vedoucí elektrický proud (vodné roztoky, kyseliny, zásady) • vodivost elektrolytu způsobují kladné a záporné ionty • ionty K+, OH-, Cl- nesou jeden elementární náboj, • H+ nemůže sám existovat proto tvoří oxoniový ion

  4. Rozdělení elektrolytů Silné elektrolyty – jsou v roztoku o libovolné koncentraci úplně disociované na ionty (soli anorganických kyselin a soli organických kyselin, hydroxidy a silné kyseliny) Slabé elektrolyty – jsou v roztoku přítomny částečně ve formě svých nedisociovaných molekul a solvatovaných iontů

  5. Aktivita = „opravená“ koncentrace aktivitní koeficient složky X Nabývá hodnot od 0 do 1 Pro [X] →0 = 1 a tedy ax = [X]

  6. Disociační rovnováha Chemická rovnováha mezi nedisociovaným elektrolytem a jeho solvatovanými ionty Slabé elektrolyty –rovnováha v homogenní soustavě Silné elektrolyty -rovnováha v heterogenní soustavě

  7. Disociační rovnováha slabého elektrolytu Kd …. zdánlivá disociační konstanta KD … termodynamická disociační konstanta

  8. Disociační rovnováhy silného elektrolytu

  9. Součin rozpustnosti Zdánlivý součin rozpustnosti Termodynamický součin rozpustnosti

  10. Součin rozpustnosti Elektrolyt disociuje Tabelováno pKS = -log KS

  11. Protolýza rozpouštědel Kyseliny = donory protonů Zásady = akceptory protonů Dělení rozpouštědel: Aprotní – prakticky se nezúčastňujíprotolytických reakcí Protogenní – Brönstedovy kyseliny, snadno odštěpují proton Protofilní - Brönstedovy báze, snadno přijímají protony Amfiprotní – stejně snadno odštěpují i přijímají proton

  12. Autoprotolýza - autoionizace 2 neutrální molekuly rozpouštědla si vymění proton a vznikne dvojice opačně nabitých iontů

  13. Iontový součin vody Voda = amfiprotní rozpouštědlo Autoprotolytická konstanta vody = iontový součin vody – značí se KV

  14. pH, pOH

  15. Disociační rovnováhy Dělení kyselin a zásad Podle sytnosti – podle počtu kyselých vodíků Podle síly – slabé, středně silné, silné Disociace kyselin: Disociace zásad:

  16. Disociační konstanta kyselin

  17. Silné kyseliny pka< 1 Středně silné kyseliny

  18. Slabé kyseliny – nepatrná část je disociována pKa> 5

  19. Disociační konstanta zásad

  20. Silné zásady pkb< 1 Středně silné zásady

  21. Slabé zásady – nepatrná část je disociována

  22. Hydrolýza . Disociační rovnováhy v roztocích elektrolytů Roztoky solí slabých kyselin a silných zásad jsou zásadité Roztoky solí silných zásad a slabých kyselin jsou kyselé

  23. Sůl slabé kyseliny a silné zásady – zásaditý roztok Na2CO3 Na+ - stabilní CO32- - nestabilní …podléhá hydrolýze Sůl silné kyseliny a slabé zásady – kyselý roztok NH4Cl Cl- - stabilní NH4+ - nestabilní …podléhá hydrolýze Disociační konstanty A- aHB+ většinou nejsou tabelovány

  24. Hydrolýza soli LA: A- … ze slabé kyseliny HA L+ …ze silné zásady LOH Pro protolytický systém HA/A- platí

  25. Hydrolýza soli HBX: X- … ze silné kyseliny HX HB+ …ze slabé zásady HBOH Pro protolytický systém HB+/B platí

  26. Pufry = tlumivé roztoky Třísložkové soustavy • voda – kyselina HA– rozpustná sůl L+A- (L+ = indiferentní kation) • Voda – zásada B – rozpustná sůl HB+X- (X- = indiferentní anion) Praktický význam mají pouze soustavy, kde HA je slabou nebo středně silnou kyselinou a B slabou nebo středně silnou zásadou

  27. Kyselé pufry Složení: voda – slabá nebo středně silná kyselina HA – rozpustná sůl L+A- Disociace:

  28. Hendersonova-Hasselbachova rovnice

  29. Mechanismus stabilizace kyselého pufru Přidání silné kyseliny HX

  30. Mechanismus stabilizace kyselého pufru Přidání silné zásady Z

  31. Zásadité pufry Složení: voda – slabá nebo středně silná zásada B – rozpustná sůl HB+X- Disociace:

  32. Hendersonova-Hasselbachova rovnice

  33. Mechanismus stabilizace zásaditého pufru Přidání silné kyseliny HX

  34. Mechanismus stabilizace zásaditého pufru Přidání silné zásady Z

More Related