texty pro strojni fakultu TUL

1. CHE 05
Elektrolyty.
Kyseliny a zásady. pH. Indikátory.
Image created at http://wordle.net/
Jan Grégr & Martin Slavík
Katedra chemie FP TUL: http://www.kch.tul.cz

2. 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, …

3. 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

4. Rozpouštěná látka může to být jak
pevná látka, tak kapalina nebo plyn
Rozpouštědlo je kapalná látka, která
je v přebytku nad rozpuštěnou
látkou

5. Polarita rozpouštědla
(podle polarity jeho molekul)
polární rozpouštědla
(voda, aceton…) d+
nepolární rozpouštědla
(hexan, benzen…)
d-
d+
 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

6. Polarita víceatomových molekul
Molekula je polární pokud má na centrálním atomu volné
páry nebo různé vazby.
H
IN
H
Symetrická = nepolární
H

7. 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

8. Eluotropní řada
pentan
Relativní
permitivita
1.84
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
Rozpouštědlo
Rozpustnost ve vodě [g/l]
0.04
Nepolární
Polární

9. Rozpustnost: cvičení
–
Voda
Voda
+
Hexan
CCl4
CH3OCH3
CH3COCH3
CH3CH2OH
Hexan
CCl4 CH3OCH3 CH3COCH3 CH3CH2OH
+
+
+
+
+
Doplňte do tabulky vzájemnou mísitelnost
(+ mísitelný; – nemísitelný)

10. 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-

11. Elektrolyty
Kyseliny, zásady, soli…
roztoky a taveniny látek, které vedou el. proud
 ionty
Disociace
= štěpení látek na ionty
(NaCl  Na+ + Cl-)
Elektrolyty
Silné
Slabé
(úplná disociace)
(částečná disociace)
11

12. 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

13. 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.

14. Roztoky elektrolytů
Elektrolyty disociovány na ionty, které jsou
obklopeny molekulami rozpouštědla
Roztoky – výrazné zvýšení
elektrické vodivosti roztoků.

15. 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
OH
NaCl, CaCl2, MgCl2
O S O
OH

16. 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

17. Teorie kyselin a zásad
acidobazické reakce a vlastnosti
protolytické rovnováhy (předávání částice H+)
Arrheniova teorie
Protolytická teorie
Lewisova teorie

18. Arrheniova teorie
Kyselina je látka která ve vodě poskytuje H+ (H3O+).
Zásada je látka která ve vodě poskytuje OH-.

19. Teorie Brønsteda a Lowryho
Kyselina je látka schopná odštěpit proton (= donor).
Zásada je látka schopná přijmout proton (= akceptor).
Konjugovaný pár I
Konjugovaný pár II
zásada
kyselina
zásada
kyselina
kyselina
zásada
konjugovaná konjugovaná
kyselina
zásada

20. Lewisova teorie
 Kyselina: akceptor elektronového páru (kation +)
 Zásada: donor elektronového páru (anion -; nebo volný e- pár)
NH+ (aq) + H2O(l) 
 H3 O + (aq) + NH3 (aq)
4
 Lewisova definice je nejobecnější (ve srovnání
s teoriemi Brønsteda a Arrhenia).
+
Ag+ (aq) + 2NH3 (aq) 
 Ag(NH3 )2
 Př.: Určete Lewisovu kyselinu a bázi v reakci:
NH3 + BF3 
 NH3BF3
 Určete Lewisovu kyselinu a bázi v reakci:
Co3+(aq) + 6F(aq)  [CoF6]3

21. 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)

22. Voda jako rozpouštědlo
H2O
báze
H2O
kyselina
+
H+
H+
H3O+
kyselina
+
OH–
báze
Voda může vystupovat jako kyselina i zásada.
Amfoterní látky se mohou chovat jako
kyseliny nebo jako zásady

23. Disociace vody
čistá voda vede elektrický proud
Autoprotolýza
H2O + H2O
H3O+ + OH-

24. 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

25. Stupnice pH
logaritmická stupnice kyselosti
pH = - log [H3O+]
obdobně
pOH = - log [OH-]
pKv = pH + pOH = 14
vztahy pro výpočet pH (silných) kyselin a zásad

26. 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 0,1 mol/l; 1 mol/l a 10 mol/l?
Jaké je pH HCl o koncentraci 10-8 mol/l?
Jaké je pH H2SO4 o koncentraci 0,1 mol/l?

27. Procvičení
H2O + H2O  H3O+ + OHKv = [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 1.00×105 M. Jaká je koncentrace [OH]?
 Př.: Jaká je koncentrace hydroniových iontů v roztoku
jednosytného hydroxidu o koncentraci 2.50×103 M?
Jak se změní Kw s rostoucí teplotou?

28. Procvičení
• pH = log[H3O+] a [H3O+] = 10pH
– kyselý
pH < 7.00
– neutrální
pH = 7.00
– zásaditý
pH > 7.00
[H3O+][OH] = 1.00×1014
log{[H3O+][OH]} = log{1.00×1014}
pH + pOH = pKa
= 14.00
Určete pH roztoku kde [H3O+] = 5.40x106 M.
Určete pH roztoku kde [OH] = 3.33x103 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?

29. 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

30. Disociace kyselin a zásad
Elektrolytická disociaci báze (zásady) BOH
BOH  B+ + OH-
ve vodě
silné zásady
úplná disociace (alkalické hydroxidy NaOH, KOH)
slabé zásady
pouze částečná disociace (hydroxid amonný = čpavek)

31. Síla kyselin a zásad
Silná kyselina
Slabá kyselina
Velmi slabá kyselina

32. 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 + NO3HF + NO3-
nebo F- + HNO3
Silnější kys. vytěsní
slabší z jejích solí

33. 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.
HhMmOo
 Odhadněte relativní kyselost HIO, HBrO a HClO.
 Ověřte tvrzení: HClO4 je nejsilnější kyselina mezi kyslíkatými kyselinami chlóru.

34. 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:
[H3O+ ][ A  ]
HA(aq) + H2O(l)  H3O+ (aq) + A  (aq) K a 
[HA ]
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
4.9x1010
HCOOH
1.8x104
CH3COOH
1.8x105
a
HF
3.5x104
pK =-logKa

35. Stupeň ionizace
Stupeň nebo % ionizace jednoduše vyjadřuje sílu kyseliny:
– 100% ionizace  silná kyselina.
– Stupeň ionizace slabých kyselin je nižší než 1 (méně než 100%).
HA(aq)+ H2O(l)  H3O+(aq+ A(aq)
počátek
CHA
0 )
0
rovnováha CHA  x
+x
+x
x
% ionizace 
100%
CHA
Př.: Určete stupeň ionizace 0.100 M a 0.001 M roztoků HCN (Ka = 4.9×1010).
 Řešení: zapsat rovnovážnou konstantu, dosadit z bilance, řešit pro x,
výsledek dosadit do výše uvedeného vztahu.
 Stupeň ionizace je vyšší u zředěnějších roztoků.

36. Slabé zásady
•
•
•
Zachází se s nimi stejně jako se slabými kyselinami, pouze se místo
koncentrace protonu počítá [OH].
Obecná reakce zásad ve vodě:
[BH+ ][OH ]
+ (aq) + OH (aq)
B(aq) + H2O(l) 
 BH
Kb 
[B]
Stupeň ionizace slabé zásady získáme opět z rovnovážné konstanty
ionizační reakce:
B(aq)+H2O(l)  BH+(aq)+ OH(aq)
počátek
CB
0
0
rovnováha CB  x
+x
+x
•
•
•
Protože CB je obvykle známé, můžeme bilanci dosadit do vztahu pro Kb a
získat x .
[BH + ][ OH  ]
], nikoli [H O+].
Pozor: x = [OH
Kb 
3
[B]
Př.: Vypočítejte pH 0.10 M roztoku NH3(aq).
x2

CB  x

37. Vztah mezi Ka a Kb
• Ka a Kb konjugovaných párů jsou
navzájem nepřímo úměrné.
+
HA(aq) + H2O(l)  H3O (aq) + A  (aq)

A (aq) + H2O(l)  HA(aq)
2H 2O(l)

+OH (aq)
Ka 
Kb 
[ A  ][H 3 O + ]
[HA ]
[HA ][OH  ]
[A  ]
 H3O +(aq) +OH (aq) K w = K a ×K b
• 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
HF
HCOOH
HClO
HCN
Ka
3.5x104
1.8x104
3.5x108
4.9x1010

38. 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
7.5x103 6.2x108 4.8x1011
H2SO3
1.5x102 6.3x108
• Rovnovážná konstanta ionizace do 2. stupně je typicky 10-5
krát menší než první ionizační konstanta.
2
• Př.: Určete pH 0.100 M roztoku H2SO3 a koncentraci [SO3 ] .

39. 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
Síla nutná pro odtržení H+ binární kyseliny MX.
H+
F-
r
Cl-
Br-
I-
Coulombův zákon F= k Q1 Q2 / r2
Odstínění valenčního elektronu zaplněnými slupkami

40. 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.

41. Měření pH
V

42. Měření pH

43. 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

44. Sůl slabé kyseliny a silné zásady
CH3COONa

CH3COO-
+
Na+
CH3COO- + H2O  CH3COOH + OHVzniklé ionty OH- jsou příčinou zásadité reakce
vodného roztoku

45. Sůl silné kyseliny a slabé zásady
NH4Cl

NH4+ +
Cl-
NH4+ + H2O  NH3 + H3O+
Vzniklé ionty H3O+ jsou příčinou kyselé reakce
vodného roztoku

46. 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:
H+ (aq) + CH3COO- (aq)
CH3COOH (aq)
Po přídavku silné zásady:
OH- (aq) + CH3COOH (aq)
CH3COO- (aq) + H2O (l)

47. Stabilizace pH pufrem
HCl
HCl + CH3COO-
H+ + Cl-
CH3COOH + Cl-

48. Udržování pH v krvi

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

50. Škála pH a vzorce pro výpočet
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
soli slabých kyselin a silných zásad
pH = 7 – 1/2(pKB + log cS)
pH = 7 + 1/2(pKA + log cS)
soli slabých kyselin a slabých zásad
pH = 7 – 1/2(pKB – pKA)
http://www.webqc.org/phsolver.php

51. 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.

52. 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.

53. indikátory a pH běžných tekutin
Více…

54. 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?

55. Titrační křivka: silná kyselina i zásada
NaOH (aq) + HCl (aq)
OH- (aq) + H+ (aq)
H2O (l) + NaCl (aq)
H2O (l)

56. Titrační křivka: slabá kyselina a silná zásada
CH3COOH (aq) + NaOH (aq)
CH3COOH (aq) + OH- (aq)
CH3COO- (aq) + H2O (l)
CH3COONa (aq) + H2O (l)
CH3COO- (aq) + H2O (l)
OH- (aq) + CH3COOH (aq)

57. Titrační křivka a pracovní oblast indikátorů

58. Děkuji za pozornost
Příští přednáška:
Kovy. Výroba kovů.
Koroze.
Ochrana proti korozi.
Katedra chemie FP TUL: http://www.kch.tul.cz