1 / 25

Teorie kyselin a zásad Výpočty pH

Teorie kyselin a zásad Výpočty pH. Joško Ivica. OTÁZKY - OPAKOVÁNÍ. Napište vzorce kyseliny chlorovodíkové, hydroxidu draselného a reakce jejich disociace ve vodě Napište vzorce kyseliny octové, amoniaku a reakce jejich disociace

cheche
Télécharger la présentation

Teorie kyselin a zásad Výpočty pH

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. Teorie kyselin a zásad Výpočty pH Joško Ivica

  2. OTÁZKY - OPAKOVÁNÍ • Napište vzorce kyseliny chlorovodíkové, hydroxidu draselného a reakce jejich disociace ve vodě • Napište vzorce kyseliny octové, amoniaku a reakce jejich disociace • Napište rovnici pro rovnovážnou konstantu disociace kyseliny octové • Napište vzorec octanu sodného a reakci jeho disociace. • Co je pH? • Iontový součin vody

  3. OPAKOVÁNÍ H2O KA • HCl H+ + Cl- nebo HCl + H2O H3O+ + Cl- KOH K+ + OH- • CH3COOH + H2O CH3COO- + H3O+ CH3COOH CH3COO- + H+ NH3 + H2O NH4+ + OH- 3) [CH3COO-] [H+] • CH3COONa CH3COO-+ Na+ • pH = -log[H+] • KV = [H+][OH-] = 1,008·10-14 při 25°C pOH = -log[OH-] pH + pOH = 14 = pKv! KA KB KA = [CH3COOH]

  4. Kyseliny a zásady Arrheniova teorie: Kyseliny jsou látky schopné disociovat ve vodě na vodíkový iont (H+) a příslušný anion (pouze vodné prostředí) HNO3 H+ + NO3- Zásady jsou sloučeniny, které ve vodě disociují na hydroxidový iont a kation NaOH  Na+ + OH- Brønstedova teorie:Kyseliny jsou látky schopné uvolňovat H+, a zásady jsou látky schopné H+ vázat (platné i v nevodných prostředích) kyselinaH+ + zásada konjugovaný pár

  5. pH silných kyselin a zásad c(HA) = [H+] = [A-] HA H+ + A- úplná disociace kyseliny pH = -log a(H+) a – aktivita a(H+) = γ±·c(HA) γ± - střední aktivitní koeficient U velmi zředěných roztoků γ± = 1! pH = -log[H+]

  6. pH silných kyselin a zásad úplná disociace zásady pOH = -log[OH-] c(BOH) = [OH-] = [B+] BOH B+ + OH- pH = 14 - pOH = 14 + [log a(OH-)] a(OH-) = γ±·c(BOH) U velmi zředěných roztoků γ± = 1! pH = 14 - pOH= 14 + log [OH-]

  7. pH slabých kyselin a zásad c-x x x [A-][H3O+] x2 x2 [HA] Disociace slabých kyselin (Ka< 10-4) HA + H2O A- + H3O+Ka= = = c-x c c-x = koncentrace kyseliny při rovnováze x = koncentrace produktů při rovnováze c >> x u ředěných slabých kyselin c = počátečná koncentrace kyseliny pKa = -logKa [H3O+] = x = (Ka c)1/2/ log pH = -log[H3O+] pH = -log [H3O+] = ½ [pKa – log(c)]

  8. pH slabých kyselin a zásad c-x x x [BH+][OH-] x2 x2 B + H2O BH+ + OH- Kb = = = [BH] c-x c Disociace slabých zásad c-x = koncentrace zásady při rovnováze x = koncentrace produktů při rovnováze c >> x u ředěných slabých zásad c = počátečná koncentrace zásady pKb = -logKb [OH-] = x = (Kb c)1/2/ log pOH = -log[OH-] pH = 14 - pOH pH = 14 – pOH = 14 – ½ [pKb – log(c)]

  9. Hydrolýza soli • Při rozpouštění soli, jejíž jeden ion pochází od silného elektrolytu (kyseliny nebo zásady) a druhý od slabého, dojde k její úplné disociaci, protože ionty silného elektrolytu mohou v roztoku existovat pouze v iontové formě • Ionty slabého elektrolytu reagují s molekulami vody, čímž vytvoří konjugovanou částici • Příklady: CH3COONa, KCN, NH4Cl, NH4NO3

  10. Soli slabých kyselin a silných zásad [CH3COO-][H+] KA = [CH3COOH] [CH3COOH] [ OH- ] CH3COO- + H2O CH3COOH + OH- KH = CH3COONa CH3COO- + Na+ [CH3COO-] [H+][OH-] = Kv Platí, že KH·KA = KV  KH= KV/KA c-x x x CH3COO- + H2O CH3COOH + OH- [CH3COOH] = [OH-] c = počátečná koncentrace soli c-x = koncentrace anionu slabé kyseliny v rovnováze x = koncentrace produktů v rovnováze [OH-]2 KV = 10-14 = c-x = c c KA

  11. [OH-]2 = Kv · c (soli) pOH = 7 – 1/2[pKA – log(c)] Z toho vyplývá obecný výraz pro výpočet pH solí slabých kyselin a silných zásad: KA pH = 14 - pOH [pKA + log(c)] pH = 7 + ½

  12. Soli slabých zásad a silných kyselin [NH4+] [OH-] [NH3] NH4Cl NH4+ + Cl-KB = NH4+ + H2O NH3 + H3O+ KH = [H+][OH-] = Kv [NH3] [H3O+] [NH4+] Platí, že KH·KB = KV  KH= KV/KB NH4+ + H2O NH3 + H3O+ [H3O+] = [NH3] c-x x x c = počátečná koncentrace soli KV [H3O+]2 = c-x = c c KB c-x = koncentrace kationu slabé zásady v rovnováze x = koncentrace produktů v rovnováze

  13. [H3O+]2 = Kv· c(soli) Z toho vyplývá obecný výraz pro výpočet pH solí slabých zásad a silných kyselin: KB pH = 7 - ½[pKB + log(c)]

  14. Soli slabých zásad a slabých kyselin Aniony a kationy slabé kyseliny a zásady tvořící sůl o koncentraci c reagují s vodou, např. NH4CN CN- + H2O = HCN + OH- NH4+ + H2O = NH3 + H3O+ NH4++ CN-HCN + NH3 c-xc-x x x c-x = c KH= [HCN][NH3]/[CN-][NH4+] = [HCN]2/[CN-]2 Platí, že KH ·KA·KB = KV KH = Kv/KA KB KA = [H3O+][CN-]/[HCN]  (1/KH)1/2 [H3O+]2 = KA2KH = KV · KA/KB [H3O+]2 = KV · KA KB pH = 7 + ½[pKA - pKB]

  15. PUFRY • Pufry (tlumivé roztoky) = konjugovaný pár kyseliny nebo zásady, který je schopný udržovat v jistém rozmezí stabilní pH po přidání silné kyseliny či zásady do systému • Pufry jsou obvykle směsi slabých kyselin a jejichsolí se silnými zásadami, nebo směsi slabých zásad a jejich solí se silnými kyselinami • Důležitost pufračních systémů v organismu (krev, mezibuněčný prostor, buňky)

  16. Výpočty pH roztoků pufrů Pufr sestavající se ze slabé kyseliny a její soli se silnou zásadou HA + H2O A- + H3O+ Ka Henderson – Hasselbalchova rovnice pH = pKa + log[A-]/[HA] HA – slabá kyselina A- – konjugovaná zásada Pufr sestavající se ze slabé zásady a její soli se silnou kyselinou B + H2O BH+ + OH- pOH = pKb + log[BH+]/[B] B – slabá zásada BH+ - konjugovaná kyselina

  17. Výpočty pH • Vypočítejte pH 1 mM KOH! • Vypočítejte pH 0.01 M kyseliny mravenčí (HCOOH) při 25°C, pKa = 3.8! • Vypočítejte pH 0.001 M NH3 při 25°C, pKb = 4.8! • Vypočítejte pH 0.1 M NaCN při 25°C, pKa = 9.21! • Vypočítejte pH 0.7 M NH4Cl při 25°C, pKb = 4.8! • Vypočítejte pH 5 mM laktátu ammoného CH3CH(OH)COONH4 při 25°C, pKa = 3.86, pKb = 4.8! • Vypočítejte pH pufru, který obsahuje 0.1 M CH3COONa a 0.1 M CH3COOH, pKa = 4.8! • Vypočítejte pH pufru, který obsahuje 0.1 M NH4Cl a 1 M NH3, pKb = 4.8!

  18. 1. c(KOH) = 0,001 M = [K+] = [OH-] KOH  K+ + OH- pOH = -log [OH-] = 3 pH = 14 – pOH = 11

  19. c(HCOOH) = 0.01 M, pKa = 3.8 HCOOH ↔ HCOO-+ H+ 0.01-x=cx x x = konc. produktů při rovnováze ↓ konc. HCOOH při rovnováze Ka =[HCOO-][H+]/[HCOOH] = x2/c = [H+]2/0.01 [H+] = (Ka·0.01)1/2 pH = -log[H+] = ½ [3.8 – log(0.01)]= 2.9 2.

  20. H2O NH3NH4+ + OH- 0.001-x x x x = konc. produktů při rovnováze ↓ konc. NH3při rovnováze 0.001-x = c Kb=[NH4+][OH-]/[NH3] = x2/c = [OH-]2/0.001 [OH-] = (Kb·0.001)1/2 3. c(NH3) = 0.001 M, pKb = 4.8 pOH = -log[OH-] =½[pKb - log(0.001)] pH = 14 - ½[4.8 - log(0.001)] = 14 – 3.9 = 10.1

  21. 4. c(NaCN) = 0.1 M, pKa = 9.21 NaCN  Na+ + CN- HCN H+ + CN- Ka=[H+][CN-]/[HCN] CN- + H2O HCN + OH- KH = [OH-][HCN]/[CN-] c-x = c x x [HCN] = [OH-] Kv = Ka KH  Kv/ Ka = [OH-]2/c  [OH-] = (Kvc/ Ka)1/2 pOH = ½(pKv – pKa + log c)  pH = 14 - ½(pKv – pKa + log c) = pH = 7 + ½ [pKA + log(c)] = 7 + ½ (9.21 + log 0.1) = 11.1

  22. H2O 5. c(NH4Cl) = 0.7 M, pKb = 4.8 NH4Cl  NH4+ + Cl- NH3NH4+ + OH- Kb = [NH4+][OH-]/[NH3] NH4+ + H2O NH3 + H3O+ KH = [NH3][H3O+]/[NH4+] c-x = c x x [NH3] = [H3O+] Kv = Ka KH  Kv/ Ka = [H3O+]2/c  [H3O+] = (Kvc/Kb)1/2 pH = 7 - ½[pKB + log(c)] = 7 – ½ (4.8 – 0.15) = 4.68

  23. 6. c(CH3CH(OH)COONH4) = 0.005 M, pKa = 3.86, pKb = 4.8 CH3CH(OH)COO- + H2O CH3CH(OH)COOH + OH- NH4+ + H2O NH3 + H3O+ CH3CH(OH)COO- + NH4+ CH3CH(OH)COOH + NH3 c-x c-x x x KH = [CH3CH(OH)COOH][NH3]/[CH3CH(OH)COO-][NH4+] = [CH3CH(OH)COOH]2/[CH3CH(OH)COO-]2 Kv = KH KA KB KH = Kv/KA KB KA = [H3O+][CH3CH(OH)COO-]/[CH3CH(OH)COOH] [H3O+]2 = KA2KH = KV · KA/KB pH = 7 + ½[pKA - pKB]= 7 + ½ [3.86 – 4.8] = 6.53 (1/KH)1/2

  24. 7. 0.1 M CH3COONa, 0.1 M CH3COOH, pKa = 4.8 CH3COOH + H2O CH3COO- + H3O+ Ka pH = pKa + log [CH3COO-]/[CH3COOH] = 4.8 + 0 = 4.8

  25. 8. 0.1 M NH4Cl a 1 M NH3, pKb = 4.8 NH3+ H2O NH4+ + OH- Kb pOH = pKb + log [NH4Cl]/[NH3] = 4.8 – 1 = 3.8 pH = 14 – pOH = 10.2

More Related