Roztoky, iontový součin vody a pH

Roztoky, charakteristika, rozdělení

• Homogenní disperzní soustava dvou nebo více čistých látek
• Homogenní směsi
• Roztok se skládá z rozpouštědla a rozpuštěných látek
• Roztoky:
  a) pevné (slitiny)
  b) kapalné (nejběžnější jsou vodné roztoky)
  c) plynné (vzduch)
• Při vzniku roztoku mohou nastat 2 krajní případy:
  a) Rozpuštěná látka se postupně rozptyluje mezi částice rozpouštědla
  b) Mezi rozpouštěnou látkou a rozpouštědlem probíhá chemická reakce

Elektrolyty

• Sloučeniny, jejichž molekuly se při rozpouštění nebo tavení štěpí na ionty = disociace elektrolytů
• Vede elektrický proud
• Silné elektrolyty – elektrolyty, které jsou v roztoku úplně disociovány
• Slabé elektrolyty – elektrolyty, které jsou v roztoku ve formě elektroneutrálních molekul a jen částečně ve formě iontů (málo disociovány)
• Mírou velikosti disociace – disociační stupeň α (udává poměr mezi počtem disociovaných molekul elektrolytu a počtem všech molekul elektrolytu)
• Solvatace = rozpouštědlo rozštěpí látku a následně se na ni naváže

Protolytická rovnováha

• Ustavuje se v soustavách, kde při reakci dochází k přijímání a odevzdávání protonů (H⁺)
• Každá protolytická reakce se skládá ze dvou současně probíhajících dílčích reakcí: příjmu a výdeje kationtu H⁺

CH₃COOH + H₂O → CH₃COO^– + H₃O⁺

NH₃ + H₂O → NH₄⁺ + OH^–

Teorie kyselin a zásad

Brönstedova teorie

• Kyselina – látka schopná uvolňovat kation H⁺ (poskytuje ho jiné látce), jeho uvolněním se stane zásadou

H₂O + H⁺ → H₃O⁺

CH₃COOH → CH₃COO^– + H⁺

• Zásada – látka schopná přijímat kation H⁺, jeho přijetím se z ní stane kyselina

H₂O → OH^– + H⁺

NH₃ → NH₄⁺ + H⁺

• Každá z těchto dvojic lišících se o proton = konjugovaný pár (protolytický systém)
• Při protolytické reakci reaguje vždy kyselina jednoho konjugovaného páru se zásadou druhého konjugovaného páru

Jiné teorie:

Arrheinova teorie

• Podle něj je kyselina látka schopná odštěpit kation H⁺ (př. HCl) a zásada je látka schopna odštěpit anion OH^– (př. NaOH)

Lewisova teorie

• Kyselina je látka s volným orbitalem (akceptor elektronového páru) a zásada je látka s volným elektronovým párem nebo záporným elektrickým nábojem (donor elektronového páru)

Amfoterní látka = chemická látka projevující vlastnosti kyselin a zásad, př.: voda

Disociace kyselin a zásad

• Elektrolytická disociace kyseliny ve vodě vede k ustanovení protolytické rovnováhy, tu lze charakterizovat rovnovážnou konstantou K_c

CH₃COOH + H₂O → CH₃COO^– + H₃O⁺

• • Ve vodném prostředí je voda vzhledem ke kyselině v nadbytku, její koncentrace se nemění, proto můžeme její koncentrací vynásobit celou rovnici ([H₂O] K_c = K_A) → vzniká nově disociační konstanta kyseliny K_A

• Elektrolytická disociace zásady ve vodě vede k ustavení protolytické rovnováhy, kterou lze charakterizovat rovnovážnou konstantou K_C

NH₃ + H₂O → NH₄⁺ + OH^–

• • Disociační konstanta zásady K_B

• Hodnoty disociačních konstant kyselin a zásad slouží pro klasifikaci síly kyselin a zásad
• Vyšší disociační konstantě odpovídá větší množství disociovaných molekul, a tím větší síla kyseliny (zásady)

Síla kyselin (zásad)	Disociační konstanta
Slabé	KA (KB) < 10-4
Středně silné	10-4 < KA (KB) < 10-2
Silné	KA (KB) > 10-2

 

Disociace vody=Autoprotolýza vody

 

H₂O+H₂O→H₃O⁺+OH^–

• Vzniká oxoniový kation H₃O⁺ a hydroxidový anion OH^–
• Z rovnovážné konstanty vody

• Můžeme odvodit iontový součin vody:

K_v=[H₃O⁺][OH^–]

• K_V=10^-14 (při 25°C) nejen ve vodě, ale i ve vodných roztocích, umožňuje tak vypočítat látkovou koncentraci H₃O⁺ v roztocích, známe-li látkovou koncentraci OH^–
• Látková koncentrace noniových kationtů udává kyselost roztoků
• Pro výpočet kyselosti roztoků→stupnice pH
• Vychází z tzv. Vodíkového exponentu pH

pH=-log[H₃O⁺]

Klasifikace roztoků podle stupnice pH (při 25°C)
[H3O+]>[OH–]	pH<7	Roztok je kyselý
[H3O+]=[OH–]	pH=7	Roztok je neutrální
[H3O+]<[OH–]	pH>7	Roztok je zásaditý

Neutralizace

• Vzájemná chemická reakce kyselin a zásad

HCl+NaOH→H₂O+NaCl neboli

H₃O⁺+Cl^– +Na⁺+OH^–→2H₂O+Na⁺+Cl^–

• Produkty neutralizace jsou:
  • Molekula vody– vzniká reakci noniového kationtu a hydroxidového aniontu

H₃O⁺+OH^–→2H₂O

• • Sůl dané kyseliny-NaCl

Hydrolýza soli

• Protolytická reakce iontů soli s vodou za vzniku noniových kationtů nebo hydroxidových aniontů
• Ionty soli mohou v některých případech reagovat s vodou a měnit se na původní nedisociované kyseliny či zásady, přičemž odebírají nebo poskytují vodě ionty H⁺→při hydrolýze vznikají ionty H₃O⁺ nebo OH^–, které mění pH roztoku:
  • NH₄⁺+H₂O→NH₃+H₃O⁺  , kation NH₄⁺ zvyšuje koncentraci noniových kationtů, tím i kyselost roztoku

• • CH₃COO^–+H₂O→CH₃COOH+OH^–  , anion CH₃COO^– zvyšuje koncentraci hydroxidových aniontů, tím i zásaditost roztoku
• Kationty silných hydroxidů, př. Na⁺ (NaOH), a anionty silných kyselin, př. Cl^– (HCl), hydrolýze NEPODLÉHAJÍ, protože zůstávají v roztoku téměř úplně disociované
• Při hydrolýze nastávají tyto případy:

1. Sůl silné kyseliny a slabé zásady (př. NH₄Cl), obsahuje silně kyselý kation, a anion, který s vodou nereaguje→výsledná reakce roztoku je kyselá
2. Sůl slabé kyseliny a silné zásady (př. CH₃COONa), obsahuje silně zásaditý anion, a kation, který s vodou nereaguje→výsledná reakce roztoku je zásaditá
3. Sůl silné kyseliny a silné zásady (př. NaCl), kation Na⁺ ani anion Cl^– s vodou nereagují→výsledná reakce roztoku je neutrální
4. Sůl slabé kyseliny a slabé zásady (př. CH₃COONH₄), kation NH₄⁺ reaguje s vodou za vzniku H₃O⁺, anion CH₃COO^– reaguje s vodou za vzniku OH^–→výsledná reakce je přibližně neutrální

Redukčně oxidační (redoxní) rovnováha

• Ustaví se v soustavě, kde probíhá oxidačně redukční reakce (=reakce, při kterých dochází k přenosu elektronů)
• Oxidace-výchozí látka předává elektrony (zvyšuje své ox.č.)

Zn⁰-2e^–→Zn²⁺

• Redukce- výchozí látka přijímá elektrony (snižuje své ox.č.)

Cu²⁺+2e^–→Cu⁰

• Redukovaná forma (látka, která odevzdá el^–) se oxiduje oxidovanou formou, naopak oxidovaná forma přijme elektron a zredukuje se
•  Redoxní systém=dvojice částic lišící se o jeden a více elektronů
• Oxidační činidlo- látka, která oxiduje jinou látku a sama se redukuje (př. Cu²⁺), dále O₂, Cl₂
• Redukční činidlo– látka, která redukuje jinou látku, ale sama se oxiduje (př. Zn⁰), př. Na, H
• Redoxní rovnováhu charakterizuje rovnovážná konstanta:
• Pro určení redoxních vlastností kovů a jejich iontů při vzájemné interakci sliuží tzv. Beketovova řada kovů

K Ca Na Mg Al Zn Sn Pb H Sb Cu Ag Hg Au

• Sestavena podle chování kovů ve vodném prostředí, podle jejich schopnosti odštěpovat elektrony a tvořit kationty (oxidovat se)
• Ve směru šipky klesají jejich redukční schopnosti, schopnost reagovat se zředěnými kyselinami a chemická reaktivita
• Ze dvou jejích členů, vždy ten, co stojí více nalevo, snadněji odštěpuje elektrony a tvoří kationy, a proto je schopen redukovat kation kovu stojícího napravo
• Kovy nalevo od vodíku (schopny vytěsnit vodík s kyseliny, rozpustné v kyselinách)= neušlechtilé kovy
• Kovy napravo od vodíku (neschopny odštěpit vodík, nerozpustné)= ušlechtilé kovy
• Také nazývána elektrochemická řada napětí, protože jsou kovy řazeny podle svých vzrůstajících standardních elektrodových potenciálů E⁰
• Standardní elektrodový potenciál- ochota elektrody přijímat elektrony a je roven elektrickému napětí, které vzniká mezi danou elektrodou a standardní vodíkovou elektrodou (čím je E⁰ negativnější, tím snadněji kov uvolňuje elektron a vytváří kation)

Galvanický článek

• Zdroj stejnosměrného napětí, který funguje na principu redoxních dějů
• Ze dvou poločlánků, každý z nich obsahuje elektrodu ponořenou do roztoku elektrolytu
• Kladná= KATODA, záporná= ANODA, obvykle z různých kovů, vodivě spojeny
• Kovovou elektrodu ponoříme do vodného roztoku soli téhož kovu a dojde k redoxnímu chemickému ději:
  • Z anody vstupují do roztoku další ionty kovu, př. Zn-2e^–→Zn²⁺, roztok se nabíjí kladně a elektroda záporně, na anodě probíhá oxidace
  • Z roztoku na katodu se vylučuje kov, př. Cu²⁺+2e^–→Cu⁰, roztok se nabíjí záporně a elektroda kladně, na katodě probíhá redukce
• Na rozhraní kovu vzniká elektronová dvojvrstva (v ní je elektrické pole, mezi roztokem a kovem je elektromotorické napětí
• Když elektrody vodivě spojíme, proudí vodičem elektrony uvolněné ze zinkové elektrody do měděné elektrody, vzniká el. Proud
• Primární galvanické články nelze obnovit
• Sekundární galvanický článek=akumulátor (polarizační článek, v něm probíhá elektrolýza)

Elektrolýza

• Elektrochemický děj, při němž průchodem stejnosměrného el. Proudu roztokem nebo taveninou elektrolytu dochází k látkovým změnám
• V zařízení, tzv. elektrolyzér (obsahuje 2 elektrody, katodu (záporná) a anodu (kladnou)
  • Tavenina nebo roztok elektrolytu obsahuje volně pohyblivé ionty vykonávající neuspořádaný pohyb, jsou schopny přenášet elektrický náboj, př. Tavenina NaCl obsahuje ionty Na⁺ a Cl^–
  • Elektrolytická vodivost=schopnost iontů elektrolytu přenášet elektrický náboj
  • Vložením katody a anody do elektrolytu a jejich připojením na zdroj→elektrické pole
  • Kationty směřují ke katodě, na níž probíhá redukce: 2Na⁺+2e^–→2Na
  • Anionty směřují k anodě, na níž probíhá oxidace: 2Cl^–+2e^–→Cl₂

ELEKTROLÝZA	GALVANICKÝ ČLÁNEK
Systém napojen na zdroj stejnosměrného napětí	Systém zdrojem stejnosměrného napětí
Katoda je záporná (putují k ní kationty) a anoda kladná (putují k ní anionty)	Katoda je kladná (kladným pólem článku) a anoda je záporná (záporným pólem článku
Na katodě vždy probíhá redukce, na anodě oxidace