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 Kc

 

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] Kc=KA)→vzniká nově disociační konstanta kyseliny KA

 

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

 

NH3+H2O→NH4++OH

 

    • Disociační konstanta zásady KB

 

  • 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:

 

Kv=[H3O+][OH]

 

  • KV=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

 

 

 

 

 

 

 

  1. Sůl slabé kyseliny a silné zásady (př. CH3COONa), obsahuje silně zásaditý anion, a kation, který s vodou nereaguje→výsledná reakce roztoku je zásaditá

 

 

 

 

 

 

 

  1. Sůl silné kyseliny a silné zásady (př. NaCl), kation Na+ ani anion Cls vodou nereagují→výsledná reakce roztoku je neutrální

 

  1. 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

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Napsat komentář

Vaše emailová adresa nebude zveřejněna. Vyžadované informace jsou označeny *