1 / 18

Chemické rovnováhy

Chemické rovnováhy. Petr Tůma. Acidobazická rovnováha. Br ö nstedova teorie kyselin a zásad : kyselina – látka schopná předávat H + (proton) jiné látce zásada – látka schopná přijímat H + od jiné látky kyselina ↔ konjugovaná zásada + H + konjugované páry: HCl ↔ Cl - + H +

oliana
Download Presentation

Chemické rovnováhy

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. Chemické rovnováhy Petr Tůma

  2. Acidobazická rovnováha Brönstedova teorie kyselin a zásad: kyselina – látka schopná předávat H+ (proton) jiné látce zásada – látka schopná přijímat H+ od jiné látky kyselina ↔ konjugovaná zásada + H+ konjugované páry: HCl ↔ Cl- + H+ NH3 + H+ ↔ NH4+ relativní vztah: HNO3 + H2O ↔ NO3- + H3O+ HNO3 + HClO4 ↔ H2NO3+ + ClO4- vztah vůči vodě: HCl + H2O ↔ Cl- + H3O+ NH3 + H2O ↔ NH4+ + OH-

  3. Disociace vody a koncept pH • autoprotolýza vody - iontový součin vody [H3O+][OH-] = 1.10-14 při 25 °C pH + pOH = 14 • pH = -log[H3O+] • kyselý roztok: [H3O+]>[OH-] pH < 7 • neutrální roztok: [H3O+]=[OH-] pH = 7 • zásaditý roztok: [H3O+]<[OH-] pH > 7 Výpočet pH silné kyseliny a zásady • Vypočti pH 0,01M HCl. Jaká je koncentrace H3O+ a OH- v tomto roztoku? • Vypočti pH 0,001M KOH. Jaká je koncentrace H3O+ a OH- v tomto roztoku?

  4. Síla kyselin a disociační konstanta • elektrolytická disociace kyseliny HA + H2O ↔ H3O+ + A- • disociační konstanta kyselin KA síla kyselin • silné kyseliny (KA>10-2) – HCl, HNO3, H2SO4, HClO4 • slabé kyseliny (KA<10-2) – H2CO3, H2S, H3PO4, karboxylové kyseliny pH roztoku slabé kyseliny • pH = ½ pKA - ½ log [HA] Vypočti pH 0,01M roztoku kyseliny octové. KA= 1,75 10-5

  5. Síla kyselin síla konjugované báze síla kyseliny

  6. Zásady - báze síla bazí • silné báze: NaOH, KOH, CsOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2 • slabé báze: NH4OH, pyridin, anilin, purin disociační konstanta bazí KB B + H2O ↔ BH+ + OH-

  7. Pufry roztoky tlumící výkyvy pH směs slabé kyseliny a její konjugované soli: 1. kyselina neutralizuje přídavek zásady CH3COOH + NaOH → CH3COONa + H2O 2. sůl neutralizuje přídavek kyseliny CH3COONa + HCl → CH3COOH + NaCl Hendersonova-Haselbachova rovnice Jaké je výsledné pH pufru vzniklého smícháním 200mL 0,1M CH3COOH a 200mL 0,2M CH3COONa? KA=1,75 10-5

  8. Závislost pH kyselého pufru na složení

  9. Závislost pH bazického pufru na složení

  10. Praktické využití pufrů • pufrační systém je použitelný v rozmezí: pH=pKA±1

  11. Disociace kyseliny fosforečné

  12. Oxidačně redukční (redoxní) rovnováha založena na přenosu elektronů oxidačně-redukční reakce: Zn (s) + Cu2+(aq) ↔ Zn2+(aq) + Cu (s) oxidace – odevzdávání e- Zn (s) → Zn2+(aq) + 2e- redukce – přijímání e- Cu2+(aq) + 2e- → Cu (s) oxidační činidlo: látka oxidující jiné látky a sama se redukuje (akceptor elektronů) redukční činidlo: látka redukující ostatní látky a sama se oxiduje (donor elektronů) O oxidačních či redukčních vlastnostech látek informují standardní elektrodové potenciály.

  13. Elektrochemický článek Skutečné rozdělení redoxní reakce na oxidaci a redukci. • anoda (oxidace): Zn (s) → Zn2+(aq) + 2e- • katoda (redukce): Cu2+(aq) + 2e- → Cu (s)

  14. Standardní elektrodový potenciál a standardní vodíková elektroda

  15. Standardní potenciály redoxních systémů roste síla redukované formy – redukční účinky roste síla oxidované formy – oxidační účinky

  16. Elektrodový potenciál • Elektrodový potenciál nezávisí pouze na standardním elektrodovém potenciálu, ale též na koncentraci. • Nernstova rovnice pro elektrodový potenciál (kovová elektroda: v roztoku pouze oxidovaná forma) • Petersova rovnice (pro oxidačně-redukční elektrodu: v roztoku oxidovaná i redukovaná forma) • napětí elektrochemického článku • U = E(anody) – E(katody) • pro Danielův článek

  17. Využití redoxních reakcí v dýchacím řetězci

  18. Srážecí rovnováhy • heterogenní rovnováha mezi nerozpuštěnou solí (sraženinou) a jejími ionty v roztoku • BaSO4 (s) ↔ Ba2+ (aq) + SO42- (aq) • produkt rozpustnosti KS, KS = [Ba2+].[SO42-] • rozpustnost soli – koncentrace soli v nasyceném roztoku

More Related