Image c

reate

d a

t htt

p:/

/word

le.n

et/

Elektrolyty.

Kyseliny a zásady. pH. Indikátory.

Jan Grégr & Martin Slavík

Katedra chemie FP TUL: http://www.kch.tul.cz

CHE 05

Proč pH, kyseliny a zásady?

všechny vodné roztoky mají určité pH

Kyseliny a zásady jsou všude kolem nás

Vliv na rostliny, živočichy, lidi, korozi,

rozpouštění, …

Roztoky roztoky jsou homogenní, nejméně

dvousložkové soustavy

jsou tvořeny částicemi (molekulami, ionty) prostoupenými na molekulární úrovni

částice jsou vzájemně drženy van der Waalsovými silami

v pravých roztocích neexistuje mezifázové rozhraní

Rozpouštěná látka může to být jak pevná látka, tak kapalina nebo plyn

Rozpouštědlo je kapalná látka, která je v přebytku nad rozpuštěnou látkou

Polarita rozpouštědla (podle polarity jeho molekul)

polární rozpouštědla

(voda, aceton…)

nepolární rozpouštědla

(hexan, benzen…)

Nepolární vazba -- rozdíl elektronegativit ≤ 0,4. nekov-nekov Polární vazba -- rozdíl elektronegativit v intervalu 0,4--1,7. Iontová vazba -- rozdíl elektronegativit ≥ 1,7. kov-nekov

d-

d+ d+

Polarita víceatomových molekul

Molekula je polární pokud má na centrálním atomu volné

páry nebo různé vazby.

Symetrická = nepolární

H

H

N

H

I

Rozpustnost

Podobné se rozpouští v podobném – látky jejichž molekuly

na sebe působí podobnými mezimolekulárními silami budou

pravděpodobně navzájem rozpustné (rozp. často omezená).

nepolární látky jsou rozpustné v nepolárních rozpouštědlech

polární látky jsou rozpustné v polárních rozpouštědlech

iontové látky jsou rozpustnější v polárních rozpouštědlech

Měřítko polarity Relativní permitivita, er = C/ C0

C…kapacita kondenzátoru s látkou

C0…kapacita kondenzátoru s vakuem

Eluotropní řada

Polární

Nepolární Rozpouštědlo

Relativní permitivita

Rozpustnost ve vodě [g/l]

pentan 1.84 0.04

hexan 1.90 0.14

benzen 2.30 1.80

diethylether 4.30 74.2

chloroform 4.80 10.0

pyridin 12.4 mísitelný

aceton 20.7 mísitelný

ethanol 24.3 mísitelný

voda 81.0 mísitelný

Rozpustnost: cvičení

– Voda Hexan CCl4 CH3OCH3 CH3COCH3 CH3CH2OH

Voda +

Hexan +

CCl4 +

CH3OCH3 +

CH3COCH3 +

CH3CH2OH +

Doplňte do tabulky vzájemnou mísitelnost

(+ mísitelný; – nemísitelný)

Forma rozpuštěné látky

Neelektrolyt -- látka, která se rozpouští ve formě elektroneutrálních molekul

Př.: jod (I-I) v chloridu uhličitém, glukosa (C6H12O6) ve vodě, kyslík (O=O) ve vodě, benzen (C6H6) v toluenu, parafin v hexanu

Elektrolyt je látka, která se při interakci s molekulami polárního rozpouštědla štěpí na ionty a v této formě se rozpouští

BA B+ + A-

Elektrolyty

11

roztoky a taveniny látek, které vedou el. proud

ionty

Disociace

= štěpení látek na ionty

(NaCl Na+ + Cl-)

Elektrolyty

Silné (úplná disociace)

Slabé (částečná disociace)

Kyseliny, zásady, soli…

Elektrolyty

pevné iontové látky

(soli kyselin a zásad), které již v pevném stavu existují ve formě iontů

Př. NaCl ve vodě

molekuly se silně polární kovalentní vazbou

(kyseliny, zásady) na ionty se štěpí až vlivem polárního rozpouštědla

Příklady: HCl ve vodě, H2SO4 ve vodě

Struktura roztoků

Roztoky neelektrolytů

molekuly vázány jen slabými van der Waalsovými silami typu dipól-indukovaný dipól nebo jen disperzními silami

Neelektrolyty prakticky neovlivňují elektrickou vodivost roztoků.

Roztoky elektrolytů

Elektrolyty disociovány na ionty, které jsou

obklopeny molekulami rozpouštědla

Roztoky – výrazné zvýšení

elektrické vodivosti roztoků.

Elektrolytická disociace elektrolytů

Silné elektrolyty - rozštěpení je prakticky úplné

BA B+ + A-

rovnováha posunuta úplně doprava

Př.:

některé anorganické kyseliny

HCl, H2SO4, HNO3

alkalické hydroxidy NaOH, KOH

soli silných kyselin a zásad

NaCl, CaCl2, MgCl2

→ ←

O

OH

S

OH

O

Slabé elektrolyty přechod mezi neelektrolyty a elektrolyty, pouze určitá

malá část molekul je disociována na ionty

BA B+ + A-

rovnováha posunuta doleva

Příklady:

některé anorganické kyseliny a zásady

H2CO3, HCN, H3BO3, NH3

většina organických kyselin a zásad

kyselina octová

Teorie kyselin a zásad

acidobazické reakce a vlastnosti

protolytické rovnováhy (předávání částice H+)

Arrheniova teorie

Protolytická teorie

Lewisova teorie

Arrheniova teorie Kyselina je látka která ve vodě poskytuje H+ (H3O

+).

Zásada je látka která ve vodě poskytuje OH-.

Teorie Brønsteda a Lowryho

Kyselina je látka schopná odštěpit proton (= donor).

Zásada je látka schopná přijmout proton (= akceptor).

kyselina zásada kyselina zásada

kyselina konjugovaná

zásada

zásada konjugovaná

kyselina

Konjugovaný pár I

Konjugovaný pár II

Lewisova teorie

Kyselina: akceptor elektronového páru (kation +)

Zásada: donor elektronového páru (anion -; nebo volný e- pár)

Lewisova definice je nejobecnější (ve srovnání

s teoriemi Brønsteda a Arrhenia).

Př.: Určete Lewisovu kyselinu a bázi v reakci:

Určete Lewisovu kyselinu a bázi v reakci:

Co3+(aq) + 6F(aq) [CoF6]3

(aq)NH)aq(OH O(l)H )aq(NH 3324++ ++

++ +233 )NH(Ag)aq(NH2)aq(Ag

3333 BFNHBFNH +

Disociace chlorovodíku ve vodném roztoku

HCl + H2O H3O+ + Cl- kyselina 1 báze 2 kyselina 2 báze 1

(rozpouštědlo)

Reakce amoniaku ve vodném roztoku

NH3 + H2O OH- + NH4+

báze 1 kyselina 2 báze 2 kyselina 1

(rozpouštědlo)

Voda jako rozpouštědlo

H2O + H+ H3O+

báze kyselina

H2O H+ + OH–

kyselina báze

Voda může vystupovat jako kyselina i zásada.

Amfoterní látky se mohou chovat jako kyseliny nebo jako zásady

Disociace vody

čistá voda vede elektrický proud

Autoprotolýza

H2O + H2O H3O+ + OH-

Iontový součin vody

[H3O+] . [OH-]

Kc =

[H2O]2

KV = [H3O+] . [OH-] = 1.10-14 (25 °C)

KV iontový součin (produkt) vody

v čisté vodě

[H3O+] = [OH-] = 1.10-7 konec

Stupnice pH

logaritmická stupnice kyselosti

pH = - log [H3O+]

obdobně

pOH = - log [OH-]

pKv = pH + pOH = 14

vztahy pro výpočet pH (silných) kyselin a zásad

Stupnice pH Neutrální roztoky

pH = 7 [H3O+] = 10-7 mol.dm-3

Kyselé roztoky

pH < 7 [H3O+] > 10-7 mol.dm-3

Zásadité roztoky

pH > 7 [H3O+] < 10-7 mol.dm-3

běžné roztoky pH 0 až 14

Jaké je pH HCl o koncentraci 10-8 mol/l?

Jaké je pH HCl o koncentraci 0,1 mol/l; 1 mol/l a 10 mol/l?

Jaké je pH H2SO4 o koncentraci 0,1 mol/l?

Procvičení

H2O + H2O H3O+ + OH-

Kv = [H3O

+] . [OH-]

Ve vodných roztocích kyselin/zásad musí být zachována

rovnovážná konstanta autoprotolýzy. Kyseliny/zásady

pouze přidávají do vody H3O+ nebo OH.

Př.: Koncentrace hydroniových iontů v kyselém roztoku

byla 1.00×105 M. Jaká je koncentrace [OH]?

Př.: Jaká je koncentrace hydroniových iontů v roztoku

jednosytného hydroxidu o koncentraci 2.50×103 M?

Jak se změní Kw s rostoucí teplotou?

• pH = log[H3O+] a

– kyselý pH < 7.00

– neutrální pH = 7.00

– zásaditý pH > 7.00

Určete pH roztoku kde [H3O+] = 5.40x106 M.

Určete pH roztoku kde [OH] = 3.33x103 M.

Určete [H3O+] je-li pH roztoku 7.35.

Každá veličina pX je definována stejně jako pH.

Kolik je pCa je-li [Ca2+] = 6.44×10-4 M?

[H3O+][OH] = 1.00×1014

log{[H3O+][OH]} = log{1.00×1014

} pH + pOH = pKa

= 14.00

Procvičení [H3O

+] = 10pH

Disociace kyselin a zásad

Elektrolytická disociace kyseliny HA ve vodě

HA + H2O A- + H3O+

silné kyseliny

úplná disociace HCl, H2SO4, HNO3

slabé kyseliny

pouze částečná disociace H2CO3, HCN, kyselina

octová

Disociace kyselin a zásad

Elektrolytická disociaci báze (zásady) BOH ve vodě

BOH B+ + OH-

silné zásady

úplná disociace (alkalické hydroxidy NaOH, KOH)

slabé zásady

pouze částečná disociace (hydroxid amonný = čpavek)

Síla kyselin a zásad

Silná kyselina

Slabá kyselina

Velmi slabá kyselina

Relativní síla kyselina zásad

• Z relativní síly kyselin a

konjugovaných zásad lze

předpovědět směr

acidobazické reakce.

• Př.: které z následujících

částic spolu budou reagovat?

HNO3 + CN- nebo HCN + NO3

-

HF + NO3- nebo F- + HNO3

Silnější kys. vytěsní slabší z jejích solí

Faktory ovlivňující sílu kyselin Binární kyseliny:

Disociační energie vazby je nepřímo úměrná síle kyseliny.

Disociační energie HI a HBr je nižší než pro HF and HCl, proto jsou

HI a HBr silnější kyseliny.

Kyslíkaté kyseliny obsahují v molekule kromě kyslíku centrální atom

nekovu, např. HNO3, HClO... Síla kyseliny je ovlivňována polaritou

vazby O–H:

– Vyšší elektronegativita centrálního atomu zvyšuje polaritu vazby

O–H a zvyšuje kyselost.

– Více kyslíků = vyšší polarita a kyselost.

Odhadněte relativní kyselost HIO, HBrO a HClO.

Ověřte tvrzení: HClO4 je nejsilnější kyselina mezi kyslíkatými kyselinami chlóru.

HhMmOo

Ionizace slabých kyselin • Slabé kyseliny disociují na ionty pouze částečně; stupeň disociace se

experimentálně stanovuje nejčastěji měřením elektrické vodivosti.

• Disociační reakce probíhá do rovnovážného stavu:

• Relativní sílu slabých kyselin lze stanovit z hodnoty rovnovážné konstanty

ionizační reakce.

– Vyšší disociační konstanta → silnější kyselina

– Nižší disociační konstanta → slabší kyselina

• Př.: Určete která z následujících kyselin je nejsilnější a která nejslabší:

kyselina Ka

HCN 4.9x1010

HCOOH 1.8x104

CH3COOH 1.8x105

HF 3.5x104

]HA[

]A][OH[K )aq(A)aq(OH)l(OH)aq(HA 3

a32

++ ++

pKa =-logKa

Stupeň ionizace

Stupeň nebo % ionizace jednoduše vyjadřuje sílu kyseliny:

– 100% ionizace silná kyselina.

– Stupeň ionizace slabých kyselin je nižší než 1 (méně než 100%).

Př.: Určete stupeň ionizace 0.100 M a 0.001 M roztoků HCN (Ka = 4.9×1010).

Řešení: zapsat rovnovážnou konstantu, dosadit z bilance, řešit pro x,

výsledek dosadit do výše uvedeného vztahu.

Stupeň ionizace je vyšší u zředěnějších roztoků.

HA(aq) + H2O(l) H3O+(aq

) + A(aq)

počátek CHA 0 0 rovnováha CHA x +x +x

HA

% ionizace 100%x

C

Slabé zásady • Zachází se s nimi stejně jako se slabými kyselinami, pouze se místo

koncentrace protonu počítá [OH].

• Obecná reakce zásad ve vodě:

• Stupeň ionizace slabé zásady získáme opět z rovnovážné konstanty

ionizační reakce:

• Protože CB je obvykle známé, můžeme bilanci dosadit do vztahu pro Kb a

získat x .

• Pozor: x = [OH], nikoli [H3O+].

• Př.: Vypočítejte pH 0.10 M roztoku NH3(aq).

]B[

]OH][BH[K )aq(OH )aq(BH)l(OH)aq(B b2

++ ++

B(aq) + H2O(l) BH+(aq) + OH(aq)

počátek CB 0 0 rovnováha CB x +x + x

xC

x

]B[

]OH][BH[K

B

2

b

+

Vztah mezi Ka a Kb

• Ka a Kb konjugovaných párů jsou

navzájem nepřímo úměrné.

• Nepřímá úměra vysvětluje proč jsou

konjugované báze velmi slabých

kyselin relativně silné a naopak.

• Př.: se znalostí Ka kyselin v tabulce

sestavte seznam jejich konjugovaných

bází seřazený podle relativní síly.

kyselina Ka

HF 3.5x104

HCOOH 1.8x104

HClO 3.5x108

HCN 4.9x1010

HA(aq) + H 2 O(l) H 3 O

+ (aq) + A

(aq)

] HA [

] O H ][ A [ K 3

a

+

A (aq) + H 2 O(l) HA(aq) +OH

(aq)

] A [

] OH ][ HA [ K b

2H 2 O(l) H 3 O + (aq) +OH

(aq) K w = K a ×K b

Vícesytné kyseliny

• Některé kyseliny mohou v roztoku odštěpit více protonů, např.

dvojsytné kyseliny H2S a H2SO4 nebo trojsytná kyselina H3PO4.

• První proton se uvolňuje snadno, další mnohem obtížněji.

kyselina Ka1 Ka2 Ka3

H3PO4 7.5x103 6.2x108

4.8x1011

H2SO3 1.5x102 6.3x108

]SO[ 23

• Rovnovážná konstanta ionizace do 2. stupně je typicky 10-5

krát menší než první ionizační konstanta.

• Př.: Určete pH 0.100 M roztoku H2SO3 a koncentraci .

Síla kyselin a zásad

Některé běžné silné kyseliny a zásady

kyseliny zásady

HClO4 LiOH

H2SO4 NaOH

HI KOH

HBr Ca(OH)2

HCl Sr(OH)2

HNO3 Ba(OH)2

F- Cl- Br- I-

H+

Síla nutná pro odtržení H+ binární kyseliny MX.

Coulombův zákon F= k Q1 Q2 / r2

Odstínění valenčního elektronu zaplněnými slupkami

r

Měření pH

• pH papírky nasycené sloučeninou která mění barvu v

prostředí o různém pH, pouze indikativní.

• Barevné indikátory přidány do roztoku, mění barvu s pH:

HIn(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + In(aq)

Př.: fenolftalein je v kyselém prostředí bezbarvý a v

zásaditém prostředí růžový.

– pH při kterém dochází ke změně barvy závisí na

rovnovážné konstantě disociace indikátoru.

• pH metr:

kombinace elektrod a voltmetru.

Měření pH

V

Měření pH

Hydrolýza solí Sůl je prakticky úplně disociována na ionty

Sůl silné kyseliny a silné zásady

např. KCl, NaCl, Na2SO4 pH = 7

Sůl slabé kyseliny a slabé zásady

výsledné pH roztoku závisí na hodnotách disociačních konstant kyseliny a zásady

octan amonný CH3COONH4 pH ~ 7

Sůl slabé kyseliny a silné zásady

CH3COONa CH3COO- + Na+

CH3COO- + H2O CH3COOH + OH-

Vzniklé ionty OH- jsou příčinou zásadité reakce

vodného roztoku

Sůl silné kyseliny a slabé zásady

NH4Cl NH4+ + Cl-

NH4+ + H2O NH3 + H3O+

Vzniklé ionty H3O+ jsou příčinou kyselé reakce

vodného roztoku

Pufry Tlumivé roztoky

Požadavek přesně nastavit a udržet pH roztoků i po přídavku silné kyseliny nebo silné zásady.

Roztoky, které obsahují slabou kyselinu (resp. slabou zásadu) v kombinaci s její solí zastoupené v poměru

1 : 1, např. CH3COOH a CH3COONa nebo NH3 a NH4Cl.

• Př.: ekvimolární směs CH3COOH a CH3COONa. Po

přídavku silné kyseliny:

Po přídavku silné zásady:

H+ (aq) + CH3COO- (aq) CH3COOH (aq)

OH- (aq) + CH3COOH (aq) CH3COO- (aq) + H2O (l)

Stabilizace pH pufrem HCl H+ + Cl-

HCl + CH3COO- CH3COOH + Cl-

Udržování pH v krvi

Pufry

• Pufr je směs konjugovaného páru slabé kyseliny a

zásady (nebo naopak), odolává změně pH.

• Např. směs slabé kyseliny HA a její sodné soli:

HA (aq) H+ (aq) + A- (aq)

NaA (s) Na+ (aq) + A- (aq)

Ka = [H+][A-]

[HA]

[H+] = Ka [HA]

[A-]

-log [H+] = -log Ka - log [HA]

[A-]

pH = pKa + log [A-]

[HA]

[H+] = Ka·r [HA]

[A-] r =

Hendersonova-

Hasselbalchova rovnice

Škála pH a vzorce pro výpočet

http://www.webqc.org/phsolver.php

silné kyseliny pH = – log cM

silné zásady pH = 14 + log cM

slabé kyseliny pH = – log (KA.cM)0.5

pH = 1/2 (pKA – log cM)

slabé zásady pH = 14 + log(KB.cM)0.5

pH = 14 – 1/2(pK – log cM)

soli slabých zásad a silných kyselin

pH = 7 – 1/2(pKB + log cS) soli slabých kyselin a silných zásad

pH = 7 + 1/2(pKA + log cS)

soli slabých kyselin a slabých zásad pH = 7 – 1/2(pKB – pKA)

Příklady Vypočtěte jaké pH bude mít 1% roztok HCl (hustota přibližně 1)!

jedná se o silnou kyselinu: pH = - log [HCl] = - log cM (M = 36,5 g/mol)

1% odpovídá 10 g/l, což odpovídá 10/36,5 mol/l = 0,274 mol/l

po zlogaritmování: log cM = - 0,56, změníme znaménko a pH = 0,56

Vypočtěte pH roztoku KOH, který jste připravili rozpuštěním 2 g KOH

v 750 ml vody. (M = 56,108 g/mol)

jedná se o silnou zásadu: pH = 14 - pOH = 14 + log [KOH],

hmotnostní koncentrace: 2 g/0,750 l = 2,66 g/l

látková koncentrace: 2,66/56,108 mol/l = 0,0475 mol/l

log cM = -1,32, pOH = 1,32, pH = 14 - 1,32 = 12,68

Máme roztok HClO4, v němž jsme naměřili pH = 1,7. Kolik gramů HClO4

100% je v 1350 ml tohoto roztoku? (M = 100,5 g/mol)

Jedná se o silnou kyselinu, pH = - log cM , cM = 10-pH , pomocí funkce 10x

vypočteme z pH molární koncentraci: cM = 1,99. 10-2 mol/l, hmotnostní

koncentraci získáme vynásobením cM.M = 2 g/l, v objemu 1350 ml je

potom 1,35krát více než v 1 litru, tedy 2,7 g.

Příklady V roztoku NaOH jsme naměřili pH = 11,9. Jaká je v tomto roztoku

hmotnostní koncentrace NaOH [g/l]? (M = 40 g/mol)

pOH = 14 - 11,9 = 2,1; Jedná se o silnou zásadu cM = 10-pOH = 10-2,1 =

= 7,9.10-3 mol/l; hmotnostní koncentraci získáme vynásobením cM.M:

7,9.10-3 . 40 = 0,3177 g/l.

Vypočtěte pH 8% octa jedná se o roztok kyseliny octové (r = 1g/cm3,

M = 60 g/mol, K = 1,75.10-5)

Jedná se o slabou organickou kyselinou (je uvedeno K !), nejprve

vypočítáme molární koncentraci 8% octa: 8% → 80 g/l → 1,333 mol/l;

potom použijeme vzorec pro výpočet pH slabé kyseliny s využitím

disociační konstanty: pH = - log (K . cM)0.5 = - 0.5 log (1,75 . 1,33 .10-5)

= - 0.5 log (2,33 . 10-5) = 2,32

Další příklady naleznete ve skriptech Doc. Ing. H. Schejbalová, CSc.,

Ing. Grégr J.: KCH FP TU Liberec, Příklady a úlohy z chemie.

indikátory a pH běžných tekutin

Více…

Titrace • Titrace je proces, využívající reakce spojené se změnou

barvy nebo jiné veličiny k určení koncentrace jednoho z

reaktantů.

• Titrační křivka neutralizační titrace udává pH jako funkci

přidaného objemu kyseliny/zásady o známé koncentraci.

• K prudké změně pH 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 NaOH. Jaká je koncentrace

(jednosytné) kyseliny?

Titrační křivka: silná kyselina i zásada

NaOH (aq) + HCl (aq) H2O (l) + NaCl (aq)

OH- (aq) + H+ (aq) H2O (l)

Titrační křivka: slabá kyselina a silná zásada

CH3COOH (aq) + NaOH (aq) CH3COONa (aq) + H2O (l)

CH3COOH (aq) + OH- (aq) CH3COO- (aq) + H2O (l)

CH3COO- (aq) + H2O (l) OH- (aq) + CH3COOH (aq)

Titrační křivka a pracovní oblast indikátorů

Příští přednáška:

Kovy. Výroba kovů.

Koroze.

Ochrana proti korozi.

Děkuji za pozornost

Katedra chemie FP TUL: http://www.kch.tul.cz