1 / 21

Soli

Soli. Soli jsou iontové sloučeniny vzniklé neutralizační reakcí . Např. NaCl je sůl vzniklá reakcí kyseliny HCl a zásady NaOH. Př. : Napište neutralizační reakce jejichž produktem jsou CH 3 COONa, NaCN, NH 4 Cl, (NH 4 ) 2 CO 3 .

jamuna
Télécharger la présentation

Soli

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. Soli • Soli jsou iontové sloučeniny vzniklé neutralizační reakcí. • Např. NaCl je sůl vzniklá reakcí kyseliny HCl azásady NaOH. • Př.: Napište neutralizační reakce jejichž produktem jsou CH3COONa, NaCN, NH4Cl, (NH4)2CO3. • Soli jsou vzhledem k iontovému charakteru vazby často rozpustné ve vodě. • Vlastnosti soli závisí na síle kyseliny a zásady ze které sůl vznikla. - Např. některé rozpuštěné soli ovlivňují pH roztoku.

  2. pH roztoků solí - hydrolýza • Soli silných kyselin a silných zásad pH roztoku neovlivňují (např. NaCl, KCl, LiClO4…) • Roztoky solí slabé kyseliny a silná zásady jsou (mírně) zásadité, roztoky solí silné kyseliny a slabé zásady jsou (mírně) kyselé. • Příčina: ionty slabé kyseliny/zásady podléhají hydrolýze A(aq) + H2O(l)  HA(aq) + OH(aq) B+(aq) + H2O(l) BOH(aq) + H3O+(aq) • Př.: Odhadněte pH roztoků CH3COONa, NaCN, NH4Cl, N2H5Br. • U solí slabých kyselin a slabých zásad rozhoduje velikost Ka a Kbkyselé a zásadité části soli. • Př.: Odhadněte zda je roztok NH4CN spíše kyselý nebo zásaditý. Ka(HCN) = 4.9x1010, Kb(NH4OH) = 1.8x105.

  3. Efekt společného iontu • Rovnováhu v roztoku ovlivní přídavek některého z iontů, které se na rovnováze podílejí. • Př.: NaClOdo roztoku HClO; do roztoku NH3. • Ovlivnění plyne ze vztahu pro rovnovážnou konstantu: např. přídavkem NaClO do roztoku HClO dojde k potlačení disociace kyseliny a roztok bude méně kyselý než před přídavkem soli. HClO+ H2OH3O+ + ClO NaClONa+ + ClO

  4. NaA (s) Na+(aq) + A-(aq) HA (aq) H+(aq) + A-(aq) Ka [HA] [H+][A-] Ka = [H+] = [HA] [A-] -log [H+] = -log Ka - log [HA] [A-] [HA] [A-] pH = pKa + log Pufry • Pufr je směs konjugovaného páru slabé kyseliny a zásady (nebo naopak), odolává změně pH. • Např. směs slabé kyseliny HA a její sodné soli: [HA] [H+] = Ka·r r = [A-] Hendersonova-Hasselbalchovarovnice

  5. H+(aq) + CH3COO-(aq) CH3COOH (aq) OH-(aq) + CH3COOH (aq) CH3COO-(aq) + H2O (l) Pufrační účinek • Nejvyšší pufrační kapacita dosažena v případě [kyselina] = [zásada], pH = pKa. • pH v pufrační oblasti je úměrné podílu koncentrací konjugované kyseliny a zásady. • Jde o příklad efektu společného iontu (aniont soli potlačuje disociaci kyseliny). • Př.: ekvimolární směs CH3COOH a CH3COONa. Po přídavku silné kyseliny: Po přídavku silné zásady:

  6. HCl H+ + Cl- HCl + CH3COO- CH3COOH + Cl- Stabilizace pH pufrem

  7. Výpočty pH v pufrech • Př.:Vypočítejte pH roztoku který obsahuje Na2HPO4o koncentraci 0.040 M a KH2PO4o koncentraci 0.080 M. pKa2=7.20. • Př.:Určete podíl koncentrací kyseliny a její konjugované zásady v roztoku o pH = 5.45 a pKa= 5.75. • Př.:Vypočítejte pH roztoku, který obsahuje NH3o koncentraci 0.100 M a NH4Cl o koncentraci 0.150 M. • Př.:Určete pH směsi vzniklé z 5.00 ml 0.100 M NaOH a 10.00 ml 0.100 M HClO, je-li Ka = 3.5x108. • Př.: Vypočítejte pH 50.00 mlfosfátového pufru, který obsahuje ekvimolární koncentrace (0.200M) kyseliny a soli, po přídavku 10.00 ml 0.100 M NaOH nebo 10.00 ml0.100 M HCl.pKa2 =7.20

  8. Udržování pH v krvi

  9. Neutralizace • Neutralizační reakce je reakce kyseliny a zásady za vzniku soli a vody. • Rozsah neutralizační reakce je téměř kvantitativní, výjimka může nastat u neutralizace slabé kyseliny slabou zásadou. • Př.: slabá kyselina se silnou zásadou: HClO + NaOH  NaClO + H2O K = ? • Př.: slabá kyselina se slabou zásadou: • Př.: Určete rozsah neutralizační reakce dimethylaminu (Kb = 5.4x104) s HF (Ka = 3.5x104) nebo s HClO (Ka = 3.5x108).

  10. Titrace • Titrace je proces, využívající reakce spojené se změnou barvy nebo jiné veličiny k určení koncentrace jednoho z reaktantů. • Titrační křivka neutralizační titrace udává pH jako funkci přidaného objemu kyseliny/zásady o známé koncentraci. • K prudké změně pH dojde v okolí bodu ekvivalence. • Stanovením bodu ekvivalence lze zjistit koncentraci titrantu. • Př.: bod ekvivalence v 15.00 ml roztoku kyseliny nastal po přídavku 25.00 ml 0.075 M NaOH. Jaká je koncentrace (jednosytné) kyseliny?

  11. NaOH (aq) + HCl (aq) H2O (l) + NaCl (aq) OH-(aq) + H+(aq) H2O (l) Titrační křivka: silná kyselina a silná zásada

  12. Titrace silné kyseliny silnou zásadou • Zásada postupně neutralizuje kyselinu a pH se zvyšuje. nb = moly přidané zásady na,r = moly zbývající kyseliny, nH3O+ = na,r na,r = na nb = CaVa CbVb • Platí až do bodu ekvivalence, který je v tomto případě kolem pH = 7. • Za bodem ekvivalence je pH určeno pouze přebytečným množstvím zásady. • Př.:Určete pH roztoku 10.0 ml 0.100M HCl po přídavku 5.00, 10.0 a 15.0ml 0.100M NaOH.

  13. Titrace slabé kyseliny silnou zásadou • Zásada postupně neutralizuje kyselinu a pH se zvyšuje. nb = moly přidané zásady nHA = moly zbývající kyseliny nHA = CHAVHA CbVb nA = nb = CbVb • Platí do bodu ekvivalence, kterým je pH soli slabé kyseliny se silnou zásadou. • Za bodem ekvivalence je pH určeno pouze přebytečným množstvím zásady. • Př.:Určete pH roztoku 10.0 ml 0.100M kyseliny octové po přídavku 5.00, 10.0 a15.0ml 0.100M NaOH. Ka = 1.75x105.

  14. CH3COOH (aq) + NaOH (aq) CH3COONa (aq) + H2O (l) CH3COOH (aq) + OH-(aq) CH3COO-(aq) + H2O (l) CH3COO-(aq) + H2O (l) OH-(aq) + CH3COOH (aq) Titrační křivka: slabá kyselina a silná zásada

  15. Výběr vhodného indikátoru • Př.: Jaký indikátor je vhodný k titraci HNO2odměrným roztokem KOH? • Slabá kyselina titrovaná silnou zásadou. • V bodě ekvivalence bude konjugovaná báze slabé kyseliny, očekávané pH > 7.

  16. Titrační křivka a pracovní oblast indikátorů

  17. AgCl (s) Ag+(aq) + Cl-(aq) MgF2(s) Mg2+(aq) + 2F-(aq) Ag2CO3(s) 2Ag+(aq) + CO32-(aq) Ca3(PO4)2(s) 3Ca2+(aq) + 2PO43-(aq) Rozpouštěcí rovnováhy Ksp= [Ag+][Cl-] Kspje součin rozpustnosti Ksp= [Mg2+][F-]2 Ksp= [Ag+]2[CO32-] Ksp= [Ca2+]3[PO43-]2 Rozpouštění iontových látek ve vodě: Nenasycený roztok Q < Ksp Q = Ksp Nasycený roztok Q > Ksp Přesycený roztok

  18. Součin rozpustnosti některých minerálů

  19. 1.3 x 10-5 mol AgCl x = 1.9 x 10-3g/L rozpustnost AgCl = 1 lroztoku 143.35g AgCl 1 mol AgCl Výpočet rozpustnosti Př.: Jaká je rozpustnost AgCl v g/l ? Ksp= 1.6 x 10-10 AgCl (s) Ag+(aq) + Cl-(aq) Ksp= [Ag+][Cl-] = s2 počátek (M) 0.00 0.00  s = Ksp = 1.3 x 10-5 rovnováha (M) s s [Cl-] = 1.3 x 10-5M [Ag+] = 1.3 x 10-5M

  20. AgBr (s) Ag+(aq) + Br-(aq) AgBr (s) Ag+(aq) + Br-(aq) NaBr (s) Na+ (aq) + Br-(aq) Vliv společného iontu na rozpustnost • Přídavek společného iontu snižuje rozpustnost soli. • Př.: Jaká je molární rozpustnost AgBr (a) v čisté vodě; (b) v 0.0010 M roztoku NaBr? [Br-] = 0.0010M Ksp = 7.7 x 10-13 s2 = Ksp [Ag+] = s s = 8.8 x 10-7 [Br-] = 0.0010 + s 0.0010 Ksp = 0.0010 x s s = 7.7 x 10-10

  21. Ca2+ (aq) + CO32- (aq) CaCO3 (s) CO2 (g) + H2O (l) H2CO3 (aq) H2CO3 (aq) H+ (aq) + HCO3- (aq) HCO3- (aq) H+ (aq) + CO32- (aq) Tvorba vaječné skořápky

More Related