1 / 34

Kapaliny a roztoky

Kapaliny a roztoky. R ozpustnost – děj na molekulární úrovni. Rozpouštění látek ve vodě – narušení struktury vody. Entalpie roztoku / (kJ · mol – 1 ). LiI. LiI. Rozdíl v  H H mezi aniontem a kationtem / (kJ · mol – 1 ). Kapaliny a roztoky. Málo rozpustné látky.

arav
Download Presentation

Kapaliny a roztoky

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. Kapaliny a roztoky Rozpustnost–děj na molekulární úrovni Rozpouštění látek ve vodě– narušení struktury vody

  2. Entalpie roztoku / (kJ·mol–1) LiI LiI Rozdíl v HH mezi aniontem a kationtem / (kJ·mol–1) Kapaliny a roztoky

  3. Málo rozpustné látky Solvatační energie> mřížková energie Málo rozpustné látky:srážecí reakce • vyjádření rozpustnosti: • – součin rozpustnosti S S=[A]n ·[B]m 2 Na+ + SO42–+ Ba2++ 2 Cl–BaSO4 +2 Na+ + 2 Cl– Na+ + NH4++ Cl–+ HCO3–NaHCO3 +NH4+ + Cl–

  4. Kyseliny – Zásady (pH) [H+] [OH–] = 10–14 ArrheniusH+,OH–log[H+] + log[OH–] = 14 –log[H+] = 7pH = –log[H3O+] pH 0 – 14 BrønstedH+;konjugované dvojice H+ + H2OH3O+ HClO4 + CH3COOH CH3COOH2+ + ClO4–

  5. Rozdělení rozpuštědel I. PROTICKÁ –odštěpují H+, rekombinace a)amfiprotní–donor i akceptor protonu (voda, alkoholy) etOH+NH4+ NH3+etOH2+ etOH+RNH2RNH3+etO– b)protofilní–bazické(NH3) NH3+CH3COOH NH4++CH3COO– c)protogenní–kyselé(H2SO4) H2SO4+R2O R2OH++HSO4– II.APROTICKÁ –uhlovodíky

  6. [H3O+][F–] HF(aq) + H2O(l)H3O+(aq) + F–(aq) Ka= [HF] [NH4+][OH–] NH3(aq) + H2O(l)NH4+(aq) + OH–(aq) Kb= [NH3] aA- pH kyseliny:pH= pKa + log aHA Síla Brønstedových kyselin disociační konstanta kyseliny disociační konstanta zásady 2 H2O(l)H3O+(aq) + OH–(aq)Kw=[H3O+][OH–]iontový součin vody autoprotolýza vody Ka · Kb=Kw pKa + pKb= pKw  pH = –log[H3O+]. . . . . .pK = –logK HAH++A–

  7. Síla Brønstedových kyselin

  8. [H+][H2PO4–] H3PO4H+ + H2PO4–K1 =pK1 = 2,15 [H3PO4] [H+][HPO42–] H2PO4–H+ + HPO42–K2 =pK2 = 7,20 [H2PO4–] [H+][PO43–] HPO42–H+ + PO43–K3 =pK3 = 12,37 [HPO42–] Kyselina fosforečná H3PO4 Disociace do tří stupňů:

  9. 100 % H3PO4 H2PO4– HPO42– PO43– 50 % 0 % 2 4 6 8 10 12 pH Distribuční diagram H3PO4

  10. Kyseliny – Zásady Síla kyselin–schopnost odštěpovat protonH+ HI > HBr > HCl > HF H2S > H2O H2SO4> H2SeO4 HNO3> HSbO4 H2SO4> H2SO3 H3PO4> H3PO3 Zásady: LiOH < KOH Ca(OH)2< Sr(OH)2< Ba(OH)2 KOH > Ca(OH)2>… Neutralizace:H+ + OH–H2O Vytěsňování kyselin a zásad

  11. p = 0 p = 1 p = 2 p = 3 Jednoduché oxokyseliny typuOpE(OH)q • Paulingova pravidla: • pKa~ (8 – 5p) • u kyselin, kde q > 1, rozdíl konsekutivních pKaje asi 5

  12. pKa  Síla kyselin a zásad [Fe(H2O)6]3+(aq) +H2O(l) [Fe(H2O)5(OH)]2+(aq) +H3O+(aq) průměr molekuly vody poloměr iontu

  13. Kyselinotvorné, zásadotvornéa amfoterní oxidy kyselinotvornéSO3 + H2OH2SO4 zásadotvornéCaO + H2O Ca(OH)2 amfoterní Al2O3 + 6 H3O+ + 3 H2O2 [Al(H2O)6]3+ Al2O3 + 2 OH– + 3 H2O2 [Al(OH)4]–

  14. Kyselá oblast Kyselé Oxidační číslo Amfoterní Bazické Bazická oblast ScTi V CrMnFeCoNi CuZn Kyselinotvorné, zásadotvornéa amfoterní oxidy

  15. Polyoxokationty [Fe(H2O)5(OH)]2+ [Fe(H2O)6]3+ [Fe(H2O)6]3+(aq)+H2O(l)[Fe(H2O)5(OH)]2+(aq)+H3O+(aq)

  16. Polyoxokationty [Fe2O(H2O)10]2+ [AlO4{Al(OH)2}12]7+

  17. Polyoxoanionty [P2O7]4–

  18. Polykyseliny – polyanionty Slabé kyseliny,např.: H3PO4 4 H3PO4 + P2O53 H4P2O7 2 Na2HPO4 Na4P2O7+ H2O 2 CrO42–+ 2 H+ Cr2O72–+ H2O Cr2O72–+ 2 OH– 2 CrO42–+ H2O –O3S–O–H + H–O–SO3––O3S–O–SO3– + H2O Hlavní podskupiny:3. –6. Přechodné prvky:V, Cr, Mo, W (NH4)6Mo7O24(NH4)3[PMo12O24]

  19.   Superkyseliny R3CH + H2SO3F+R3CH2+ + HSO3F  H2 + R3C+  rozklad

  20. A A–B :B LUMO HOMO kyselinakomplex báze Lewisovy kyseliny a báze Lewis: –bázeobsahuje volný elektronový pár –kyselinamá k dispozici prázdný orbital H+ + OH–H2O H+ + H2OH3O+ SiF4+2 F– [SiF6]2– Cu2+ + 6 NH3 [Cu(NH3)6]2+

  21. Lewisovy kyseliny a báze Lewis: –bázeobsahuje volný elektronový pár –kyselinamá k dispozici prázdný orbital

  22. E H2 H2 solný můstek Zn(s) Pt Zn2+ (aq) H+(aq) Oxidace a redukce Oxidační číslo–H: +1, O: –2 Oxidačně-redukční reakce–přenos elektronu e– Elektrodový potenciál kovů (a)2 H+(aq) + 2 e–H2(g) Eº = 0 (b)Zn2+(aq) + 2 e– Zn(s) Eº = –0,76 (a) – (b): 2 H+(aq) + Zn(s)  Zn2+(aq) + H2(g) Eº = + 0,76

  23. RT E = Eº + log aMn+ nF 0,059 EEº + log [Mn+] n Elektrodový potenciál kovů Au3+/ Au = + 1,50 Cu2+/ Cu = + 0,34 H+/ H = 0,0 Zn2+/ Zn = – 0,76 Al3+/ Al = –1,63 Li3+/ Li= –3,05 Eº řada napětí kovů Nernstova rovnice

  24. RT[ox] E=Eº + log nF [red] E H2 H2 solný můstek 0,059 [ox] EEº + log n [red] Pt Pt Fe2+ Fe3+ (aq) H+(aq) Elektrodový potenciál Oxidační / redukční potenciálE, Standardní oxidační / redukční potenciálEº [ox]=[red]E = Eº

  25. Standardní elektrodový potenciálEº

  26. +1,65 +0,68 +1,67 +1,20 +0,37 +1,18 +0,30 +1,36 +1,36 ClO4– ClO3– HClO2 HClO Cl2 Cl– +7 +5 +3 +1 0 –1 +0,42 ClO4– ClO3–ClO2– ClO– Cl2 Cl– +0,89 Latimerovy diagramy pH = 0 pH = 14 ClO4–(aq)+ 2 H+(aq)+2 e–ClO3–(aq)+ H2O(l)

  27. NE Nejstabilnější oxidační stav Bazické Vzrůstající stabilita O2 NE / V Kyselé Oxidační číslo +0,70 +1,76 O2 H2O2 H2O Oxidační čísloN +1,23 Frostovy diagramy

  28. HClO4 HClO3 NE/V HClO2 ClO4– HClO ClO3– ClO2– ClO– Cl2 Cl– Oxidační čísloN pH závislost

  29. nF (E1º–E2º) ln K= RT 2·(0,77 – 0,15) lnK= 0,059 Redox reakce OxidaceRedukce–IV … –I, 0, +I … +VIII 2 Fe3+ + Sn2+2 Fe2+ + Sn4+ Fe3+ + 1e– Fe2+Eº1 = +0,77 V Sn4+ + 2e–Sn2+Eº2 = +0,15 V K= 1021 Eº = 0,2 VK= 106,7 MnVIIO4– + 8H+ + 5e– Mn2+ + 4H2O Eº = +1,51 V MnVIIO4– + 2 H2O + 3e– MnIVO2 + 4 OH–Eº = +1,23 V MnVIIO4– + 1e– MnVIIO42–Eº = +0,57 V

  30. Redox reakce Disproporcionace 2Cu+(aq)Cu2+(aq) + Cu0(s) Cu+(aq)+ e–Cu0(s)Eº1 = +0,52 V Cu2+(aq) + e–Cu+(aq)Eº2 = +0,16 V Eº= 0,52 – 0,16 =+0,36V Příklady vyčíslování redoxních rovnic: NaClIO + 2 KI + H2O NaCl–I + I20 + KOH MnVIIO4– + 5 Fe2+ + 8 H+ Mn2+ + 5 Fe3+ + H2O 3 As2S2 + 28 HNO3 + 4 H2O 6 H3AsO4 + 9 H2SO4 + 28 NO 3 Cl2 + 6 KOH 5 KCl + KClO3 + 3 H2O

  31. Mechanismus redox reakcí Mechanismus–přenos elektronů e– Rozpouštění sodíku v kapalném amoniaku Na + xNH3(l) Na(NH3)4+ + e–(NH3)x solvát

  32. IV II II III Ir Ir Ir Fe Co Co Co Cr Cr Cr (a) L e– Fe 5L (b) III II III III Fe Srážkový a můstkový mechanismus přenosu e–

  33. Přenos elektronu Tunelový efekt–prostor Energie–Gibbsova energie, aktivační energie Reakce koordinačních sloučenin

  34. Radikálové reakce H2O H–__ H2O H–O• + •H Br2 Br• + •Br A—B A• + •B Reakcemolekulové, radikálové h 1. iniciace Br• + H2 HBr + H• H• + Br2 HBr + Br• 2. propagace 3. retardace H• + HBr  H2 + Br• Br• + HBr  Br2 + H• 4. terminace Br• + Br• Br2 H• + Br• HBr H• +H• H2

More Related