Roztoky, koncentrace roztoků, acidobazické děje

Obsah otázky: Charakteristika a druhy roztoků, výpočty objemového a hmotnostního zlomku roztoků, koncentrace, směšovací a křížové pravidlo. Teorie kyselin a zásad, konjugované páry, autoprotolýza, iontový součin vody, výpočet pH, hydrolýza solí, rovnováha protolytických reakcí, disociační konstanta.

Roztoky

Pravý roztok

• je to systém dvou nebo více složek → neexistuje rozhraní mezi jednotlivými složkami → vlastnosti v celém objemu jsou stejné, nelze opticky rozlišit jejich složky → homogenní směs.

 

• přesněji je to homogenní disperzní soustava dvou nebo více chemicky čistých látek
• disperzní s. = směs, kt.obsahuje jednu látku tvořící základ soustavy (tzv. disperzní prostředí) a další látky (tzv. dispergované podíly), kt. jsou v ní rozptýleny
• vznikají samovolným rozpuštěním jedné látky v druhé (nejčastěji ve vodě).
• roztoky mohou být plynné (vzduch), kapalné (čaj), nebo pevné (sklo, slitiny kovů).
• roztoky se skládají z rozpouštědla (disperzní prostředí) a rozpuštěných látek (dispergovaný podíl).

Rozpouštědlo

• látka, ve které jsou ostatní látky rozptýlené, neboli dispergované (nejčastěji voda, ethanol)
• rozpouštědlem je látka, která je v nadbytku. Je-li látka kapalina, pak je kapalina rozpouštědlem. Pokud je složkou voda, tak je voda vždy rozpouštědlem.
• typy rozpouštědel:
  • amfiprotní – mohou protony přijímat i odevzdávat, např. voda
  • aprotní – nepřijímají ani neodevzdávají protony, např. toluen
  • protogenní – kyselá, odštěpují protony
  • protofilní – bazická, snadno přijímají protony, např. amoniakRychlost rozpouštění závisí na teplotě rozpouštědla, míchání, velikosti částic rozpuštěné látky.
  • Rozpustnost látek – schopnost látek rozpouštět se v daném rozpouštědle. Závisí na chemických vlastnostech látky, na povaze rozpouštědla, na teplotě.

Difuze – samovolný přechod látky z místa s vyšší koncentrací do místa s nižší koncentrací při nerovnoměrném rozdělení koncentrace rozpuštěné látky v roztoku.

Osmóza– jev, vznikající v soustavě dvou roztoků o různé koncentraci, které jsou odděleny polopropustnou membránou, propouštějící jen molekuly rozpouštědla. Ty procházejí ze zředěnějšího do koncentrovanějšího roztoku ve snaze vyrovnat koncentraci obou roztoků.

Osmotický tlak – tlak toku rozpouštědla pronikajícího polopropustnou membránou. (značíme řeckým písmenem π a může být vypočítán za pomoci vzorce π=cRT, kde c je molární koncentrace, R je molární plynová konstanta, T je absolutní teplota )

Druhy roztoků

1. podle rozpuštěných částic

• nenasycené – v roztoku můžeme rozpustit ještě více látky, než je v něm rozpuštěno teď
• nasycené – víc už se nerozpustí. Výroba – uděláme přesycený a pak filtrujeme.
• přesycené – část roztoku je ve formě pevné látky, která se už nemůže rozpustit – už nemá kam.

1. podle povahy rozpuštěné látky

• roztoky neelektrolytů

 

• vznikají rozpouštěním látky s málo polárními nebo nepolárními molekulami → tyto molekuly se rozptýlí mezi částice rozpouštědla a dál se s nimi nic neděje. V roztoku jsou celé neutrlní částice.
• roztok je nevodivý.
• např. rozpouštění sacharosy ve vodě

 

• roztoky elektrolytů

 

• vznikají rozpouštěním látky s iontovou strukturou v polárních rozpouštědlech (voda) → jednotlivé ionty jsou z látky postupně uvolňovány a obalovány částicemi vody (hydratace) → vznik hydratovaných iontů
• jsou volně pohyblivé → roztoky elektrolytů vedou elektrický proud
• roztoky potenciálních elektrolytů
• slabě polární sloučenina (v roztoku jsou ionty i neutrální částice) reaguje s některými molekulami rozpouštědla → mezi zbytek rozpouštědla se rozptýlí až produkty této reakce. Jsou slabě vodivé.
• např. „rozpouštění“ plynného chlorovodíku ve vodě

1. Další typy roztoků:

• izotonické (isoosmolární) roztoky – mají stejný osmotický tlak.
• hypotonický (hypoosmolární) roztok – roztok s nižším osmotickým tlakem (zředěnější) oproti vnitřnímu prostředí organismu
• hypertonický roztok – vyšší koncentrace oproti vnitřnímu prostředí organismu

Složení roztoků:

1. neomezeně mísitelné látky

• vytvářejí homogenní směs bez ohledu na to, v jakém poměru je mísíme
• např. ethanol + voda

1. omezeně mísitelné látky

• vytvářejí homogenní směs jen v určitém poměru → nenasycené, nasycené, přesycené
• např. voda + sůl

1. nemísitelné látky

• vzájemně nerozpustné látky → netvoří homogenní disperzní soustavu
• např. olej + voda

KONCENTRACE ROZTOKŮ

Hmotnostní zlomek … w

• nemá jednotku, udává podíl rozpuštěné látky ve 100 g roztoku
• je roven podílu hmotnosti rozpuštěné látky (X) v roztoku a celkové hmotnosti roztoku (složka / celek)

  • w_X … hmotnostní zlomek látky X

  • m_r … hmotnost rozpouštědla
  • m_X … hmotnost látky X

  • m_R … celková hmotnost roztoku

• nabývá hodnot od 0 do 1
• součet hmotnostních zlomků všech látek obsažených ve směsi (tzn. rozpuštěné látky + rozpouštědlo) = 1
• pro určitou složku molekuly A_xB_y platí vzorec vpravo.

Objemový zlomek … φ (objemový podíl)

• je roven podílu objemu rozpuštěné látky (X) v roztoku a celkovému objemu roztoku
  • φ_X … objemový zlomek látky X
  • m_r … objem rozpouštědla
  • V_X … objem látky X
  • V_R … celkový objem roztoku
• nabývá hodnot od 0 do 1
• běžně se vyjadřuje objemovým procentem → vynásobíme objemový zlomek 100 %
• závisí na teplotě

Molární koncentrace … c

• je rovna podílu látkového množství látky obsažené v roztoku a celkového objemu roztoku → je rovna počtu molů určité látky rozpuštěné v 1 dm³ roztoku
  • C_X … molární koncentrace látky X
  • n_X … látkové množství látky X
  • V_X … objem látky X
  • m_X … hmotnost látky X
  • M_X … molární objem látky X
• jednotka: mol*dm^–3
• závisí na teplotě

MÍSENÍ ROZTOKŮ

Vzorce se týkají mísení dvou a více roztoků téže látky o různé koncentraci:

Směšovací rovnice

m1w1 + m2w2 = m3w3

Používá se při mísení dvou a více roztoků o známých hmotnostech m a hmotnostních zlomcích w (nebo     procentualitách). Složení roztoků lze měnit buď přídavkem rozpuštěné látky nebo přídavkem rozpouštědla. Přitom se mění obsah rozpuštěné látky i celková hmotnost roztoku.

• platí i pro látková množství: n₁ + n₂ = n₃ → V₁*C₁ + V₂*C₂ = V₃*C₃

Křížové pravidlo

• w1                  w3 – w2          w3           w2                  w1 – w3

  jiný zápis směšovací rovnice

 

w₁ > w₂

 

 

 

c1                    c3 – c2          c3             c2                    c1 – c3

c₁ > c₂

 

 

 

Poznámka:

• Ředíme→ do roztoku přiléváme čisté rozpouštědlo, jehož w₂ = 0
  • směšovací rovnice se zjednoduší na tvar: w₁*m_R1 = w₃*(m_R1 + m_R2)
• Zvyšujeme koncentraci → do roztoku přiléváme čisté látku, jejíž w₂ = 1
  • směšovací rovnice se zjednoduší na tvar: w₁*m_R1 + m_R2 = w₃*(m_R1 + m_R2)
  • m_R2 v tomto případě odpovídá čisté hmotnosti přidávané látky … m1

Acidobazické chemické rovnováhy

Ustavují se při acidobazických reakcích → teorie kyselin a zásad

Teorie kyselin a zásad

1) Arrhenius (Švédsko)

Uvažuje přítomnost volného prostředí.

• kyselina – látka schopná ve vodném prostředí odštěpit kation H⁺ (proton).
  • H⁺ je příčina kyselosti
  • HB → H⁺ + B^–
• zásada – látka schopná ve vodném prostředí odštěpit anion OH^–
• OH^– je příčinou zásaditosti
  • ZOH → OH^– + Z⁺

 

 

Nedostatky:

• platí jen pro vodné prostředí (roztoky), omezuje se pouze na neutralizace (H⁺ a OH^–)
• zjištěno, že povahu zásaditých látek mají i některé látky, které aniont OH^– neobsahují (např. amoniak, organické báze) → Arrhenius bere v úvahu pouze hydroxidy.
• nebere v úvahu přítomnost vody jako účastníka reakce (reakčního partnera), pokládá ho pouze za rozpouštědlo

2) Brönsted (Dánsko)

Přesnější:

• kyselina – látka odštěpující v reakci H⁺ → je dárcem (donorem) vodíkového kationtu (protonu)
• zásada – látka přijímající v reakci vodíkový kation H⁺ → je příjemce (akceptor) vodíkového kationtu
• principem acidobazických dějů je přenos protonu mezi látkami/částicemi

• označení kyselina / zásada je u Brönstedovy teorie relativní → látka je kyselinou jen tehdy, pokud je v přítomnosti zásady (a naopak)

 

• samostatná existence vodíkového kationtu neexistuje → je fixován na nějaké činidlo

Kyselina – H⁺ → Zásada

Zásada + H⁺ → Kyselina

• povahu kyselin a zásad můžou mít i ionty
• látka, která se může chovat jak jako kyselina, tak jako zásada → amfoterní (obojaká)

3) Lewis (Amerika)

• kyselina – látka s volným orbitalem (akceptor elektronového páru), např AlCl3
• zásada – látka s volným elektronovým párem nebo záporným nábojem (NH3)

Moderní teorie nacházející uplatnění především v organické chemii

Konjugovaný pár

• tvoří ho při protolytické reakci dvojice kyselina-zásada, lišící se navzájem o jeden kation H⁺.
• reaguje spolu vždy kyselina jednoho konjugovaného páru se zásadou druhého konjugovaného páru.
• látka vzniklá z kyseliny se nazývá konjugovaná zásada a naopak. Silná kyselina je konjugovaná se slabou zásadou a naopak.
• Amfoterní látky – látky, které mohou vystupovat jako kyseliny nebo jako zásady (např. voda)

H₂O + CH₃ COOH → H₃O⁺ + CH₃COO^– → voda se chová jako zásada

H₂O + NH₃→ OH- + NH₄⁺ → voda se chová jako kyselina

Disociační konstanta – konstanta acidity/bazicity

• disociace kyselin a zásad v roztocích vede k ustavení protolytické rovnováhy.
• udává kolik částic v roztoku je disociovaných vůči původnímu množství
• ZÁVISÍ NA TEPLOTĚ!
• Rovnovážné konstanty charakterizující tuto protolytickou rovnováhu:

  • disociační konstanta kyseliny K_a

• disociační konstanta zásady K_b

Disociační konstantu odvodíme z rovnovážné konstanty. Protože ve vodném roztoku je voda vůči kyselině (zásadě) vždy v nadbytku a její koncentrace se ani při disociaci kyseliny (zásady) téměř nemění, lze změnu koncentrace zanedbat a spojit ji s rovnovážnou konstantou za vzniku disociační konstanty. K_A . [H2O] = K_A

• Obecně platí, že vyšší disociační konstantě odpovídá větší množství disociovaných molekul, tedy vyšší síla kyselin a zásad.

Disociační stupeň:

Používá se k vyjádření množství molekul, které v roztoku disociují. Je obdobou stupně konverze a udává, jaká část molekul se z každého molu elektrolytu rozštěpí ne ionty.

Disociace kyseliny ve vodě:

CH₃ COOH + H₂O → CH₃COO^– + H₃O⁺ → K_A=[CH₃COO^–]*[H₃O⁺ ] / [CH₃COOH]

Disociace zásady ve vodě:

NH₃ + H₂O → NH₄⁺ + OH^– → K_b = [NH₄⁺]*[OH^–]/[NH₃]

Platí: čím je K_A větší, tím je kyselina silnější

K_A, K_B > 10^-2 …silné kyseliny a zásady

10^-4 < K_A, K_B < 10^-2 ….středně silné kyseliny a zásady

K_A,K_B < 10^-4…….slabé kyseliny a zásady

Autoprotolýza

Kyselina nebo zásada reaguje sama se sebou. Podléhají ji všechna amfiprotní rozpouštědla – hl. H₂O a NH₃

např: NH₃ + NH₃ → NH₄⁺ + NH₂ ^–

CH₃COOH + CH₃COOH → CH₃COOH₂⁺ + CH₃COO^–

Nejdůležitější autoprotolýza je disociace (autoprotolýza) vody:

H₂O + H₂O → H₃O⁺ + OH^–

Pro disociaci neboli autoprotolýzu vody lze odvodit rovnovážnou konstantu K_C:

K_C = [H₃O⁺ ]. [OH^–] / [H₂O ]²

Při disociaci vody připadá při 25°C na dvojici iontů H₃O⁺ a OH^– asi 555 mil nedisociovaných molekul vody – jejich koncentraci proto můžeme pokládat za konstantní a odvodit novou konstantu K_V, která byla nazvána iontový součin vody:

• je to zvláštní typ disociační konstanty.

• K_V=[H₃O⁺ ]*[OH^–]

 

• pro 25°C má hodnotu: K_V=10^{– 14} mol² l^-2 , protože dis.konstanta závisí pouze na teplotě

Koncentrace iontů H₃O⁺, která určuje kyselost roztoku, se ve vodných roztocích mění v širokém rozmezí zhruba od 10 do 10^-15 mol^-1. Protože počítání se zápornými exponenty je nepraktické, byla zavedena logaritmická stupnice pH, která vychází z definice tzv. vodíkového exponentu pH: pH = – log [H₃O⁺]

Logaritmická stupnice má rozsah hodnot od 0 do 14. Podle hodnot pH dělíme roztoky na:

• pH < 7 → roztok je kyselý ([H₃O⁺ ] > [OH^–]
• pH = 7 → roztok je neutrální
• pH > 7 → roztok je zásaditý ([H₃O⁺ ] < [OH^–]

Acidobazické indikátory – organická barviva, která mění uspořádání dvojných vazeb v molekule v závislosti na pH prostředí, což se projeví změnou zabarvení roztoku. Slouží k orientačnímu stanovení kyselosti roztoku. Jsou to slabé kyseliny nebo zásady, jejichž nedisociovaná forma se barevně liší od disociované. Používají se zejména tyto látky: lakmus (přechází z kyselé červené formy na zásaditou modrou), fenolftalein (přechází z kyselé bezbarvé formy na zásaditou fialovou v oblasti pH 8,0 – 9,8), methyloranž, methylová žluť.

Hydrolýza soli

Je to reakce iontů soli s vodou za vzniku oxoniových kationtů nebo hydroxidových aniontů. Sůl je ve vodném roztoku v podobě iontů (Na⁺, CH₃COO^–), ty mohou v některých případech (jsou – li odvozeny od slabé kyseliny nebo slabé zásady) reagovat s vodou a měnit se na původní nedisociované kyseliny či zásady, přičemž odebírají nebo poskytují vodě vodíkové protony, čímž mění pH roztoku:

• kation slabé zásady, např. NH₄⁺, zvyšuje koncentraci oxoniových kationtů a tím zvyšuje kyselost roztoku.
• anion slabé kyseliny, např. CH₃COO^–, zvyšuje koncentraci hydroxidových aniontů, a tím zvyšuje zásaditost roztoku.
• kationty hydroxidů a anionty silných kyselin hydrolýze nepodléhají, zůstávají v roztoku nedisociované.

Kyseliny:

• Silné
  • bezkyslíkaté (nejsilnější HI – menší elektronegativita → slaběji drží e^– → reaktivnější)
  • kyslíkaté, které mají rozdíl H a O 2 (H₂SO₄, HNO₃, HClO₃). Při rozdílu H a O 3 → velmi silné (HClO₄)
  • disociují se úplně

• Slabé
  • rozdíl H a O je 1 (H₂CO₃) nebo 0 (velmi slabé – H₃BO₃)
  • organické
  • jiné bezkyslíkaté – HCN, H₂S
  • disociují se pouze částečně

 

Zásady:

• Silné – zásady alkalických kovů a kovů alkalických zemin. Síla stoupá s rostoucím Z.
• Slabé – ostatní