Soli Soli jsou iontov sloueniny vznikl neutralizan reakc

Soli • Soli jsou iontové sloučeniny vzniklé neutralizační reakcí. – Např. Na. Cl je sůl vzniklá reakcí kyseliny HCl a zásady Na. OH. • Př. : Napište neutralizační reakce jejichž produktem jsou CH 3 COONa, Na. CN, NH 4 Cl, (NH 4)2 CO 3. • 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 p. H roztoku.

p. H roztoků solí - hydrolýza • Soli silných kyselin a silných zásad p. H roztoku neovlivňují (např. Na. Cl, KCl, Li. Cl. O 4…) • 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) + H 2 O(l) HA(aq) + OH (aq) B+(aq) + H 2 O(l) BOH(aq) + H 3 O+(aq) • Př. : Odhadněte p. H roztoků CH 3 COONa, Na. CN, NH 4 Cl, N 2 H 5 Br. • U solí slabých kyselin a slabých zásad rozhoduje velikost Ka a Kb kyselé a zásadité části soli. • Př. : Odhadněte zda je roztok NH 4 CN spíše kyselý nebo zásaditý. Ka(HCN) = 4. 9 x 10 10, Kb(NH 4 OH) = 1. 8 x 10 5.

Efekt společného iontu • Rovnováhu v roztoku ovlivní přídavek některého z iontů, které se na rovnováze podílejí. • Př. : Na. Cl. O do roztoku HCl. O; do roztoku NH 3. • Ovlivnění plyne ze vztahu pro rovnovážnou konstantu: např. přídavkem Na. Cl. O do roztoku HCl. O dojde k potlačení disociace kyseliny a roztok bude méně kyselý než před přídavkem soli. HCl. O+ H 2 O H 3 O+ + Cl. O Na+ + Cl. O

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

Pufrační účinek • Nejvyšší pufrační kapacita dosažena v případě [kyselina] = [zásada], p. H = p. Ka. • p. H 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 CH 3 COOH a CH 3 COONa. Po přídavku silné kyseliny: H+ (aq) + CH 3 COO- (aq) CH 3 COOH (aq) Po přídavku silné zásady: OH- (aq) + CH 3 COOH (aq) CH 3 COO- (aq) + H 2 O (l)

Stabilizace p. H pufrem HCl + CH 3 COO- H+ + Cl. CH 3 COOH + Cl-

Výpočty p. H v pufrech • Př. : Vypočítejte p. H roztoku který obsahuje Na 2 HPO 4 o koncentraci 0. 040 M a KH 2 PO 4 o koncentraci 0. 080 M. p. Ka 2=7. 20. • Př. : Určete podíl koncentrací kyseliny a její konjugované zásady v roztoku o p. H = 5. 45 a p. Ka = 5. 75. • Př. : Vypočítejte p. H roztoku, který obsahuje NH 3 o koncentraci 0. 100 M a NH 4 Cl o koncentraci 0. 150 M. • Př. : Určete p. H směsi vzniklé z 5. 00 ml 0. 100 M Na. OH a 10. 00 ml 0. 100 M HCl. O, je-li Ka = 3. 5 x 10 8. • Př. : Vypočítejte p. H 50. 00 ml fosfátového pufru, který obsahuje ekvimolární koncentrace (0. 200 M) kyseliny a soli, po přídavku 10. 00 ml 0. 100 M Na. OH nebo 10. 00 ml 0. 100 M HCl. p. Ka 2 = 7. 20

Udržování p. H v krvi

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: HCl. O + Na. OH Na. Cl. O + H 2 O K=? • Př. : slabá kyselina se slabou zásadou: • Př. : Určete rozsah neutralizační reakce dimethylaminu (Kb = 5. 4 x 10 4) s HF (Ka = 3. 5 x 10 4) nebo s HCl. O (Ka = 3. 5 x 10 8).

Titrace • Titrace je proces, využívající reakce spojené se změnou barvy nebo jiné veličiny k určení koncentrace jednoho z reaktantů. • Titrační křivka neutralizační titrace udává p. H jako funkci přidaného objemu kyseliny/zásady o známé koncentraci. • K prudké změně p. H 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 Na. OH. Jaká je koncentrace (jednosytné) kyseliny?

Titrační křivka: silná kyselina a silná zásada Na. OH (aq) + HCl (aq) OH- (aq) + H+ (aq) H 2 O (l) + Na. Cl (aq) H 2 O (l)

Titrace silné kyseliny silnou zásadou • Zásada postupně neutralizuje kyselinu a p. H se zvyšuje. nb = moly přidané zásady na, r = moly zbývající kyseliny, n. H 3 O+ = na, r = na nb = Ca. Va Cb. Vb • Platí až do bodu ekvivalence, který je v tomto případě kolem p. H = 7. • Za bodem ekvivalence je p. H určeno pouze přebytečným množstvím zásady. • Př. : Určete p. H roztoku 10. 0 ml 0. 100 M HCl po přídavku 5. 00, 10. 0 a 15. 0 ml 0. 100 M Na. OH.

Titrace slabé kyseliny silnou zásadou • Zásada postupně neutralizuje kyselinu a p. H se zvyšuje. nb = moly přidané zásady n. HA = moly zbývající kyseliny n. HA = CHAVHA Cb. Vb n. A = nb = Cb. Vb • Platí do bodu ekvivalence, kterým je p. H soli slabé kyseliny se silnou zásadou. • Za bodem ekvivalence je p. H určeno pouze přebytečným množstvím zásady. • Př. : Určete p. H roztoku 10. 0 ml 0. 100 M kyseliny octové po přídavku 5. 00, 10. 0 a 15. 0 ml 0. 100 M Na. OH. Ka = 1. 75 x 10 5.

Titrační křivka: slabá kyselina a silná zásada CH 3 COOH (aq) + Na. OH (aq) CH 3 COOH (aq) + OH- (aq) CH 3 COO- (aq) + H 2 O (l) CH 3 COONa (aq) + H 2 O (l) CH 3 COO- (aq) + H 2 O (l) OH- (aq) + CH 3 COOH (aq)

Výběr vhodného indikátoru Př. : Jaký indikátor je vhodný k titraci HNO 2 odměrným roztokem KOH? - Slabá kyselina titrovaná silnou zásadou. - V bodě ekvivalence bude konjugovaná báze slabé kyseliny, očekávané p. H > 7.

Titrační křivka a pracovní oblast indikátorů

Rozpouštěcí rovnováhy Ag. Cl (s) Ksp = [Ag+][Cl-] Mg. F 2 (s) Ag 2 CO 3 (s) Ca 3(PO 4)2 (s) Ag+ (aq) + Cl- (aq) Ksp je součin rozpustnosti Mg 2+ (aq) + 2 F- (aq) 2 Ag+ (aq) + CO 32 - (aq) 3 Ca 2+ (aq) + 2 PO 43 - (aq) Rozpouštění iontových látek ve vodě: Q < Ksp Nenasycený roztok Q = Ksp Nasycený roztok Q > Ksp Přesycený roztok Ksp = [Mg 2+][F-]2 Ksp = [Ag+]2[CO 32 -] Ksp = [Ca 2+]3[PO 43 -]2

Součin rozpustnosti některých minerálů

Výpočet rozpustnosti Př. : Jaká je rozpustnost Ag. Cl v g/l ? Ag. Cl (s) počátek (M) rovnováha (M) Ag+ (aq) + Cl- (aq) 0. 00 s [Ag+] = 1. 3 x 10 -5 M 0. 00 Ksp = 1. 6 x 10 -10 Ksp = [Ag+][Cl-] = s 2 s s = Ksp = 1. 3 x 10 -5 [Cl-] = 1. 3 x 10 -5 M 1. 3 x 10 -5 mol Ag. Cl 143. 35 g Ag. Cl rozpustnost Ag. Cl = x = 1. 9 x 10 -3 g/L 1 mol Ag. Cl 1 l roztoku

Vliv společného iontu na rozpustnost • Přídavek společného iontu snižuje rozpustnost soli. • Př. : Jaká je molární rozpustnost Ag. Br (a) v čisté vodě; (b) v 0. 0010 M roztoku Na. Br? Na. Br (s) Na+ (aq) + Br- (aq) Ag. Br (s) Ag+ (aq) + Br- (aq) [Br-] = 0. 0010 M Ksp = 7. 7 x 10 -13 Ag. Br (s) Ag+ (aq) + Br- (aq) s 2 = 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

Tvorba vaječné skořápky CO 2 (g) + H 2 O (l) H 2 CO 3 (aq) H+ (aq) + HCO 3 - (aq) H+ (aq) + CO 32 - (aq) Ca 2+ (aq) + CO 32 - (aq) Ca. CO 3 (s)