Je látka, která se při interakci s molekulami polárního rozpouštědla štěpí nebo-li disociuje na volně pohyblivé ionty

je látka, která se při interakci s molekulami polárního rozpouštědla štěpí nebo-li disociuje na volně pohyblivé ionty

• je látka, která se při interakci s molekulami polárního rozpouštědla štěpí nebo-li disociuje na volně pohyblivé ionty

• roztoky elektrolytů vedou el. proud, přenašeči náboje jsou právě ionty

je děj, při kterém dochází k rozštěpení vazeb v elektrolytu a ke vzniku volných iontů.

• je děj, při kterém dochází k rozštěpení vazeb v elektrolytu a ke vzniku volných iontů.

• při disociaci dochází k rozštěpení vazeb v původních látkách na základě jejich interakce s molekulami rozpouštědla.

silné – takové, u nichž dochází k téměř úplné disociaci (HCl, NaCl, ...)

• silné – takové, u nichž dochází k téměř úplné disociaci (HCl, NaCl, ...)

• slabé – disociace je jen částečná, větší část molekul zůstává v roztoku nedisociována (NH3, CH3COOH, ...)

• středně silné – výrazně nepřevažuje disociovaná ani nedisociovaná část

ideální

• ideální

• jejich vlastnosti jsou funkcí koncentrace iontů
• ionty se totiž navzájem neovlivňují
• zředěné roztoky

• reálné

• koncentrovanější roztoky
• ionty se navzájem ovlivňují (vzájemné srážky, vzájemné interakce nábojů)

zavádíme novou veličinu - aktivitu

• zavádíme novou veličinu - aktivitu

• aktivita „nějakým způsobem“ zahrnuje všechny tyto interakce a vhodně popisuje daný systém iontů v roztoku

• ai = i · ci

další předpoklad:

• další předpoklad:

• ionty jsou považovány za bodové náboje

• bylo odvozeno:

Iontová síla roztoku

• Iontová síla roztoku

• součet se provádí pře všechny ionty v roztoku (počt je i)
• ci – je molární koncentrace i-tého iontu
• zi – je nábojové číslo i-tého iontu

člen shrneme do jedné konstanty A (týkající se jen daného rozpouštědla):

• člen shrneme do jedné konstanty A (týkající se jen daného rozpouštědla):

uvedený vztah ale platí jen v nepříliš koncentrovaných roztocích (zanedbali jsme vlastní poloměr iontů apod.) – do I < 0,01 mol.dm-3

• uvedený vztah ale platí jen v nepříliš koncentrovaných roztocích (zanedbali jsme vlastní poloměr iontů apod.) – do I < 0,01 mol.dm-3

• při zahrnutí vlastního poloměru iontů

• vztah pak lze užít do I < 0,1 mol.dm-3

pro roztoky koncentrovanější – rovnice se (na základě experimentálnách výsledků) doplní o další empirický člen:

• pro roztoky koncentrovanější – rovnice se (na základě experimentálnách výsledků) doplní o další empirický člen:

např. potenciometricky lze stanovit jen hodnoty středních aktivitních koeficientů 

• např. potenciometricky lze stanovit jen hodnoty středních aktivitních koeficientů 

Pokud vhodíme za dané teploty málo rozpustnou sůl do vody, rozpustí se její jen velmi malá část, zbytek zůstane v roztoku nerozpuštěný v pevném stavu

• Pokud vhodíme za dané teploty málo rozpustnou sůl do vody, rozpustí se její jen velmi malá část, zbytek zůstane v roztoku nerozpuštěný v pevném stavu

• Vytvoří se tak heterogenní rovnováha

• Otázka je, jak tuto rovnováhu popsat

rovnováhu lze charakterizovat konstantou (závislou na teplotě) – produkt (součin) rozpustnosti

• rovnováhu lze charakterizovat konstantou (závislou na teplotě) – produkt (součin) rozpustnosti

vyjádříme-li aktivity (např. pro AgCl)

• vyjádříme-li aktivity (např. pro AgCl)

• P´ - zdánlivý součin rozpustnosti, definovaný pomocí molárních rovnovážných koncentrací

rozpustnost soli

• rozpustnost soli

• koncentrace soli v nasyceném roztoku
• pro AgCl

rozpustnost soli

• rozpustnost soli

• koncentrace soli v nasyceném roztoku
• pro Hg2SO4

rozpustnost soli

• rozpustnost soli

• koncentrace soli v nasyceném roztoku
• pro AgCl, ale s aktivitními koef.

co když je v roztoku indiferentní elektrolyt (tj. takový, který nemá žádný společný ion s rozpuštěnou solí (pro případ AgCl to je např. NaOH)

• co když je v roztoku indiferentní elektrolyt (tj. takový, který nemá žádný společný ion s rozpuštěnou solí (pro případ AgCl to je např. NaOH)

• ??? - změní to nějak rozpustnost?

co když je v roztoku společný ion (tj. takový, který má společný ion s rozpuštěnou solí (pro případ AgCl to je např. NaCl – Cl- je společný ion)

• co když je v roztoku společný ion (tj. takový, který má společný ion s rozpuštěnou solí (pro případ AgCl to je např. NaCl – Cl- je společný ion)

• ??? - změní to nějak rozpustnost?

Arrheniova teorie

• Arrheniova teorie

• kyselina je látka schopná odštěpovat proton H+
• zásada je látka schopná odštěpovat ion OH-

Teorie nová - Brønsted-Lowry

• Teorie nová - Brønsted-Lowry

• vycházejí z toho, že při acidobázických reakcích dochází k přenosu protonu – protolytické reakce
• kyseliny jsou částice schopné odštěpovat proton H+
• zásady (báze) jsou částice schopné se s protonem spojovat

Brønsted-Lowry teorie

• Brønsted-Lowry teorie

• kyselina

Brønsted-Lowry teorie

• Brønsted-Lowry teorie

• přenosu protonu se zúčastňují vždy dva protolytické systémy (protože proton se musí „někomu“ předat či si ho musí „někdo“ vzít
• kyselost kyseliny se tedy může projevit jen tehdy, je-li přítomna nějaká zásada schopná proton vázat (např. voda)

Brønsted-Lowry teorie

• Brønsted-Lowry teorie

• reakce zavádění HCl(g) do vody

Brønsted-Lowry teorie

• Brønsted-Lowry teorie

Brønsted-Lowry teorie

• Brønsted-Lowry teorie

• jiná reakce
• voda tedy může působit jako slabá báze konjugovaná se silnou kyselinou (H3O+)

Brønsted-Lowry teorie

• Brønsted-Lowry teorie

• Další reakce, disociace báze
• A navíc - voda může působit také jako slabá kyselina konjugovaná se silnou bází (OH-)

dělení rozpouštědel dle převažujícího acidobazického chování:

• dělení rozpouštědel dle převažujícího acidobazického chování:

• amfiprotní (stejně ochotně protony odevzdávají jako přijímají) – voda, ethanol, methanol
• aprotní (protolytických reakcí se nezúčastňují, protony ani nepřijímají ani neodavzdávají) – benzen, CCl4
• protogenní (snadno odštěpují protony) – HCl, H2SO4)
• protofilní (protony snadno přijímají) – NH3, pyridin

Brønsted-Lowry teorie

• Brønsted-Lowry teorie

• lze ukázat, že táž látka se v jednom rozpouštědle chová jako kyselina, v jiném jako báze (např. bezvodá CH3COOH)
• Bezvodý NH3

Brønsted-Lowry teorie

• Brønsted-Lowry teorie

• ve vodě
• v bezvodé HF

Brønsted-Lowry teorie

• Brønsted-Lowry teorie

• V bezvodém amoniaku se tedy i jinak slabá kyselina octová chová jako silná, naopak, v prostředí ledové kyselina octové se i silné kyseliny chovají jako slabé
• Disociační konstanty některých kyselin v ledové CH3COOH stoupají v řadě:
• HNO3 < HCl < H2SO4 < HBr < HClO4

Brønsted-Lowry teorie

• Brønsted-Lowry teorie

• Z toho vyplývám že pojem kyselina a báze je relativní a závisí na schopnosti látek vázat či uvolňovat proton (i vzájemně vůči sobě)

Teorie rozpouštědlová

• Teorie rozpouštědlová

• založena na chování látek při reakci s rozpouštědlem
• KYSELINA je látka, při jejíž reakci s rozpouštědlem se v roztoku zvyšuje koncentrace kationtů charakteristických pro čisté rozpouštědlo
• ZÁSADA je látka, při jejíž reakci s rozpouštědlem se v roztoku zvyšuje koncentrace aniontů charakteristických pro čisté rozpouštědlo

Teorie rozpouštědlová

• Teorie rozpouštědlová

• jako rozpouštědlo může v tomto případě fungovat jen látka podléhající disociaci

Teorie rozpouštědlová

• Teorie rozpouštědlová

Teorie rozpouštědlová

• Teorie rozpouštědlová

• Je-li rozpouštědlem látka obsahující proton (H2O, NH3), zjevně jsou výsledky podobné jako u teorie Brønsted-Lowryho
• ALE – funguje i u neprotonovaných rozpouštědel, u nichž Brønsted-Lowryho teorie nefunguje
• teorie je obecnější

Teorie Lewisova

• Teorie Lewisova

• Je nejobecnější, platí i pro reakce, kde nevystupuje rozpouštědlo a rozpouštěná látka
• ZÁSADA je látka mající volný elektronový pár, který může sdílet s jiným atomem za vzniku stabilnější elektronové konfigurace (např. elektronový oktet)
• Zásada je tedy donorem elektronového páru
• Lewisovy zásady jsou shodné se zásadami Brønstedovými, neboť látka, která je donorem elektronového páru, je současně schopna být akceptorem protonu (H+)

Teorie Lewisova

• Teorie Lewisova

• KYSELINA je látka, která má vakantní (volný) orbital a může společným sdílením volného elektronového páru jiného atomu tento orbital zaplnit a vytvořit tak stabilnější elektronovou konfiguraci
• Kyselina je tedy akceptor elektronového páru

Teorie Lewisova

• Teorie Lewisova

• neutralizace Lewisovy kyseliny Lewisovou zásadou je vznik koordinačně-kovalentní vazby

Použití teorií

• Použití teorií

• Arrheniova – v některých jednoduchých případech v elektrochemii
• Brønsted-Lowryho teorie – hlavně pro děje ve vodných roztocích, u rozpouštědel s protony, v elektrochemii apod.
• Rozpouštědlová teorie – také pro složitější děje ve vodných roztocích, v případě dějů v roztocích s nevodnými rozpouštědly apod.
• Lewisova teorie – při objasňování reakčních mechanismů

Pro báze?

• Pro báze?

• obdobné

Příklad konkrétní kyseliny a zásady

• Příklad konkrétní kyseliny a zásady

• kyselina octová
• amoniak

vyjadřuje (za dané teploty) míru disociace kyseliny nebo zásady, čím vyšší, tím vyšší míra disociace

• vyjadřuje (za dané teploty) míru disociace kyseliny nebo zásady, čím vyšší, tím vyšší míra disociace

• Kvantitativní měřítko dělení kyselin a zásad na slabé a silné

• kyseliny (zásady) slabé
• kyseliny (zásady) středně silné
• Kyseliny (zásady) silné

Vztah mezi disociačními konstantami báze a k ní konjugované kyseliny – a naopak

• Vztah mezi disociačními konstantami báze a k ní konjugované kyseliny – a naopak

• Disociace amoniaku ve vodě
• Amoniak je slabá zásada
• Amonný iont (NH4+) je k ní konjugovaná kyselina

Vztah mezi disociačními konstantami báze a k ní konjugované kyseliny – a naopak

• Vztah mezi disociačními konstantami báze a k ní konjugované kyseliny – a naopak

• KB amoniaku známe, ale jak se dostat k KA(NH4+), tedy k disociační konstantě k ní konjugované kyseliny?
• Tuto reakci nelze jednoduše realizovat

Vztah mezi disociačními konstantami báze a k ní konjugované kyseliny – a naopak

• Vztah mezi disociačními konstantami báze a k ní konjugované kyseliny – a naopak

• Ale vztah pro disociační konstantu napsat lze

Vztah mezi disociačními konstantami báze a k ní konjugované kyseliny – a naopak

• Vztah mezi disociačními konstantami báze a k ní konjugované kyseliny – a naopak

• Pokusme se teď vynásobit KA(NH4+) a KB(NH3)

Zavedl Arrhenius, jde o obdobu stupně konverze

• Zavedl Arrhenius, jde o obdobu stupně konverze

• Značí se 

• Udává frakci, která se z každého molu elektrolytu rozštěpí na ionty, např. pro kyselinu HA

k čemu disociační stupeň je a komu slouží?

• k čemu disociační stupeň je a komu slouží?

• slouží nám všem!!!

• k čemu je? ... pár odvození ...

• pokusíme se vyjádřit rovnovážné koncentrace látek po disociaci a dosadit do vztahu pro KA

...odvození

• ...odvození

...odvození

• ...odvození

• a jak to bude vypadat u slabých elektrolytů (např. kyselin)?

pro disociační stupeň pak platí:

• pro disociační stupeň pak platí:

• disociace elektrolytu závisí na hodnotě disociační konstanty a roste se zřeďováním roztoku

Disociuje voda sama o sobě?

• Disociuje voda sama o sobě?

• ANO – málo, ale přece – autoprotolýza vody

• některé molekuly fungují jako kyseliny, jiné jako zásady

• disociace ale probíhá jen velmi málo (na jednu dvojici H3O+ a OH- připadá 555 mil. nedisociovaných molekul vody

lze vytvořit jedinou konstantu KV, kterou nazveme iontový součin vody, a která nám bude za dané teploty charakterizovat uvedenou rovnováhu

• lze vytvořit jedinou konstantu KV, kterou nazveme iontový součin vody, a která nám bude za dané teploty charakterizovat uvedenou rovnováhu
• a budeme-li roztok považovat za ideální

iontový součin vody - tato konstanta je velmi důležitá a často se používá

• iontový součin vody - tato konstanta je velmi důležitá a často se používá

• při 25 °C KV = 1,02.10-14

• mění se s teplotou – roste

• platí ve všech vodných roztocích, ze vztahu je patrné, že pokud nějakým způsobem vzroste koncentrace např. oxoniových kationtů, musí klesnout koncentrace hydroxidových aniontů

• v neutrálním roztoku jsou tyto koncentrace rovny

iontový součin vody – při výpočtech (viz cvičení) je praktické používat pKV

• iontový součin vody – při výpočtech (viz cvičení) je praktické používat pKV

přítomnost a koncentrace H3O+ a OH- iontů je velmi významná pro řadu dějů

• přítomnost a koncentrace H3O+ a OH- iontů je velmi významná pro řadu dějů

• v organismech
• v ekosystémech
• vodárenství
• ovlivňuje průběh chemických reakcí
• a vlastně i řady nechemických dějů
• prostě skoro všude ...

• protože náš život je spjat s vodou a vodnými roztoky (a nejen náš)

běžně se [H3O+] pohybuje v rozmezí 10 – 10-15 mol.dm-3

• běžně se [H3O+] pohybuje v rozmezí 10 – 10-15 mol.dm-3

• z hlediska používání a komunikace to jsou dost nepraktická čísla

• zavedena stupnice pH

• to nám z „ošklivého káčátka“ (čísla), udělá „hezké káčátko“ (číslo)

stupnice byla zavedena pro pH mezi 0-14 a odpovídající koncentrace (1 – 10-14 mol.dm-3)

• stupnice byla zavedena pro pH mezi 0-14 a odpovídající koncentrace (1 – 10-14 mol.dm-3)

• trochu zádrhel může být, že pH je definováno pomocí aktivity (nikoliv koncentrace) – pro určení pH musíme aktivitu (aktivitní koeficient) znát

• zavádíme konvenční stupnici pH – máme sadu vhodných roztoků (tak, aby se daly snado připravit), jejichž aktivitu známe a jimž bylo po přesném proměření přiřazeno definicí dané pH (kalibrační roztoky) – nějaké zařízení pro měření pH (např. pH elektroda) s jejich pomocí nakalibrujeme

• a pak můžeme měřit pH neznámých roztoků (např. vody z vodovodu)

co roztoky ležící mimo rozsah koncentrací (1 – 10-14 mol.dm-3)?

• co roztoky ležící mimo rozsah koncentrací (1 – 10-14 mol.dm-3)?

• třeba zavést jinou funkci, závislou např. jen na koncentraci – např. Hammetova funkce kyselosti H0
• v řadě případů se lze dostat až k hodnotám -11 a odpovídajícím koncentracím H3O+ iontů

pro zředěné roztoky lze psát (neboť aktivitní koef. je blízký 1)

• pro zředěné roztoky lze psát (neboť aktivitní koef. je blízký 1)

• platí, že KV = 1.10-14

• koncentrace [H3O+] a [OH-] jsou stejné v neutrálních roztocích

disociují prakticky úplně

• disociují prakticky úplně

• koncentraci [H3O+] iontů lze prakticky ztotožnit s koncentrací výchozí lze ztotožnit s výchozí (analytickou) kyseliny (zásady)

• roztok opět budeme považovat za ideální (je-li zředěný)

• pro kyseliny

disociují prakticky úplně

• disociují prakticky úplně

• pro zásady

• zaveďme něco podobného jako je pH a to pOH

disociují prakticky úplně

• disociují prakticky úplně

• pro zásady

disociují jen částečně

• disociují jen částečně

disociují jen částečně

• disociují jen částečně

disociují jen částečně

• disociují jen částečně

disociují jen částečně

• disociují jen částečně

• podobnými úpravami jako dosud dojdeme

disociují jen částečně

• disociují jen částečně

• podobnými úpravami jako dosud dojdeme

závisí na relativní síle složek (kyseliny a zásady) tvořící sůl

• závisí na relativní síle složek (kyseliny a zásady) tvořící sůl

• soli slabé kyseliny a silné zásady – pH se zvýší (bázické) – (např. CH3COONa)
• soli silné kyseliny a zásady – pH není ovlivněno - (např. NaCl)
• soli silné kyseliny a slabé zásady – pH se sníží (kyselé) – (např. NH4Cl)
• soli slabé kyseliny a slabé zásady – nelze předem odhadnout (CH3COONH4)

soli jsou silné elektrolyty

• soli jsou silné elektrolyty

• jak to všechno probíhá? (např. CH3COONa)

jak zjistit KB (pKB)?

• jak zjistit KB (pKB)?
• zkusíme vynásobit KA(CH3COOH) s KB

máme vztah mezi KA a KB, co dál?

• máme vztah mezi KA a KB, co dál?
• lze odvodit, obdobně jako na jednom z předchozích snímků (a dále pojedeme obcně)

a po zlogaritmování

• a po zlogaritmování
• roztok soli vzniklé ze slabé kyseliny a silné zásady je tím zásaditější, čím větší je koncentrace rozpuštěné soli a čím slabší je příslušná kyselina

obdobně lze pro sůl ze slabé zásady a silné kyseliny odvodit:

• obdobně lze pro sůl ze slabé zásady a silné kyseliny odvodit:
• roztok soli vzniklé ze silné kyseliny a slabé zásady je tím kyselejší, čím větší je koncentrace rozpuštěné soli a čím slabší je příslušná zásada

obdobně lze pro sůl ze slabé zásady a silné kyseliny odvodit:

• obdobně lze pro sůl ze slabé zásady a silné kyseliny odvodit:
• roztok soli vzniklé ze silné kyseliny a slabé zásady je tím kyselejší, čím větší je koncentrace rozpuštěné soli a čím slabší je příslušná zásada

pro sůl ze slabé zásady a slabé kyseliny lze odvodit:

• pro sůl ze slabé zásady a slabé kyseliny lze odvodit:
• hodnota pH roztoku vzniklého ze slabé kyseliny a slabé zásady nezávisí na koncentraci této soli, ale na rozdílu síly kyseliny a zásady

s hydrolýzou je třeba počítat

• s hydrolýzou je třeba počítat

• př. neutralizační titrace – pokud vzniká sůl nestejně silné kyseliny a zásady – bod ekvivalence je jinde než u pH 7
• dle toho je třeba volit vhodný indikátor

Ostwaldova představa

• Ostwaldova představa

• Acidobazický indikátor je slabá kyselina (nebo zásada)
• Nedisociovaná forma má jinou barvu než disociovaná
• odvození pro kyselinu (pro zásadu to bude obdobné)
• Disociační rovnice indikátoru HIn

Ostwaldova představa

• Ostwaldova představa

• Pro disociační konstantu platí:

Ostwaldova představa

• Ostwaldova představa

• Jednoduchá úprava

Ostwaldova představa

• Ostwaldova představa

• Barva roztoku (dáno indikátorem) je určena těmi částicemi indikátoru, které jsou v roztoku alespoň ve 100 násobném nadbytku, ke změně barvy dochází, pokud se mění poměr [In-]/[HIn] od 0,1 – 10, tj rozmezí 2 jednotek pH.

Ostwaldova představa

• Ostwaldova představa

• Pro báze obdobným odvozením vyjde:

Ale pozdější výzkumy ukázaly, že Ostwaldova představa je pravdivá jen částečně

• Ale pozdější výzkumy ukázaly, že Ostwaldova představa je pravdivá jen částečně
• Změna barvy přísluší větší strukturní změně, než je odštěpení protonu (a naopak)

• Přesnější představa – Hantzch

• Každý acidobázický indikátor existuje ve dvou tautomerních formách, které se liší barvou (molekula a z ní disociací vzniklý ion má barvu stejnou)

Hantzchova představa

• Hantzchova představa

• Obě tautomerní formy indikátoru (strukturně se liší díky různé poloze vodíkového atomu ve struktuře)
• V roztoku jsou tři rovnováhy:
• Mezi oběma tautomery:

Hantzchova představa

• Hantzchova představa

• V roztoku jsou tři rovnováhy:
• a dvě disociační

Hantzchova představa

• Hantzchova představa

• nás zajímá celková disociační konstanta KA(HIn) bez ohledu na to, o kterou strukturní formu jde

Hantzchova představa

• Hantzchova představa

Hantzchova představa

• Hantzchova představa

Hantzchova představa

• Hantzchova představa

Hantzchova představa

• Hantzchova představa

• odvodíme si ještě vztah pro pH

Hantzchova představa

• Hantzchova představa

• má-li látka fungovat jako indikátor, musí se změnou pH měnit své zabarvení – k tomu dojde, budou-li v zásadité oblasti v roztoku převládat anionty jedné formy (např. první HIn1)
• to je splněno, je-li HIn2 mnohem slabší kyselinou než HIn1 (KA(HIn2)<< KA(HIn1));
• v kyselé oblasti je to naopak, musí převládat molekuly druhé formy, tedy KT < 0,1
• dle uvedených vztahů pak lze spočítat pH přechodu pro daný indikátor

Titrační exponent

• Titrační exponent

• hodnota pH, při níž je barevný přechod nejostřejší se nazývá titrační exponent - pT

v řadě případů je třeba zachovávat konstantní pH (biologické systémy, vody, organismy apod.)

• v řadě případů je třeba zachovávat konstantní pH (biologické systémy, vody, organismy apod.)

• jaké roztoky to splňují?

• roztoky silných kyselin a zásad?
• nikoliv, rovnováha je silně posunuta směrem k disociaci těchto látek, tzn. přídavek další kyseliny nebo zásady povede zase k jejich disociaci a odpovídající výrazné změně pH, tzn. silná kyselina (zásada) původně přítomná v roztoku nemá žádný důvod této změně pH bránit

roztoky slabých kyselin a zásad?

• roztoky slabých kyselin a zásad?
• přidáme zásadu
• zvýšíme [OH-]
• aby byl zachován Kv, musí zaniknout nějaké H3O+ (spojí se OH-) za vzniku nedisoc. H2O
• a aby byla zachována KA, musí kyselina opět disociovat na ionty - H3O+ se zase doplní, zase něco zreaguje s OH- atd. až se ustaví rovnováha, kdy jsou splněny KA i KV
• roztok pH změní jen minimálně, protože velká část přidaných OH- zreaguje na vodu

• přidáme kyselinu
• zvýší se [H3O+]
• poruší se rovnováha daná KA
• část H3O+ se sloučí s A- na HA, ale množství bude malé, protože i [A-] je malé
• změní se výrazně pH
• u bází je to obdobné, ale naopak
• slabé báze tlumí výkyvy pH po přídavku kyseliny, ale nikoliv po přídavku zásady

Existují tedy roztoky schopné tlumit výkyvy pH?

• Existují tedy roztoky schopné tlumit výkyvy pH?
• přidáme kyselinu
• část H3O+ se sloučí s A- na HA, ale množství bude malé, protože i [A-] je malé
• co zvýšit koncentraci aniontu kyseliny, aby se přidané H3O+ mělo s čím slučovat
• kde vzít anionty kyseliny a nekrást?
• co přidat sůl dané kyseliny, tam jich je dost
• přidané H3O+ se pak budou slučovat s A- „ze soli“ a nebudou je „krást“ kyselině
• ale v roztoku H3O+ nezůstanou – pH se nezmění
• u bází to samé, ale v „bledě modrém“

roztoky schopné tlumit výkyvy pH?

• roztoky schopné tlumit výkyvy pH?
• směsi slabých kyselin a jejich solí
• směsi slabých zásad a jejich solí
• Tlumící schopnost (pufrační kapacita)
• lze vyjádřit kvantitativně (nebudeme dělat)
• míra schopnosti tlumit výkyvy pH
• roztoky, kde je poměr kyselina/sůl (zásada/sůl) 1:1

jak to bude s pH?

• jak to bude s pH?
• odvodíme si pro směs kyselina/sůl
• musí být naplněna rovnováha disociace kyseliny – dáno její disociační konstantou

jak to bude s pH?

• jak to bude s pH?

jak to bude s pH?

• jak to bude s pH?

schopnost vodičů vést elektrický proud je charakterizována elektrickou vodivostí - konduktancí – G (jednotky je Siemens – S)

• schopnost vodičů vést elektrický proud je charakterizována elektrickou vodivostí - konduktancí – G (jednotky je Siemens – S)

dostáváme:

• dostáváme:

• u elektrolytů není specifická vodivost zcela charakteristickou veličinou, neboť závisí na řadě dalších parametrů

• koncentrace elektrolytu
• povaha elektrolytu
• rychlost pohybu iontů (teplota) – dáno pohyblivostí iontů

zavedeme – iontová pohyblivost Ui – rychlost pohybu iontu v poli o jednotkové intenzitě

• zavedeme – iontová pohyblivost Ui – rychlost pohybu iontu v poli o jednotkové intenzitě

• cA – koncentrace aniontů; cK – koncentrace kationtů

• zA – náboj aniontu; zK – náboj kationtu

• A – stechiometrický index aniontu ve sloučenině; K – stechiometrický index aniontu ve sloučenině KK AA

• LZE ODVODIT:

iontová molární vodivost i, iontová ekvivalentová vodivost i*

• iontová molární vodivost i, iontová ekvivalentová vodivost i*

• molární vodivost elektrolytu , ekvivalentová vodivost elektrolytu *

Molární vodivost je závislá na koncentraci (molekuly nejsou úplně všechny disociovány (zejména u slabých elektrolytů) a působí meziiontové síly

• Molární vodivost je závislá na koncentraci (molekuly nejsou úplně všechny disociovány (zejména u slabých elektrolytů) a působí meziiontové síly

Molární vodivost roste se tak dlouho, až se dostane (limituje) k hodnotě zvané mezní molární vodivost elektrolytu 0

• Molární vodivost roste se tak dlouho, až se dostane (limituje) k hodnotě zvané mezní molární vodivost elektrolytu 0

• Slabé elektrolyty – jsou málo disociovány, se zřeďováním roste disociace, tedy i molární vodivost – při velkém zředění dochází k úplné disociaci a molární vodivost limituje k 0

• To vyjadřuje Arrheniův vztah:

Anionty a kationty přenášejí náboj nezávisle na sobě

• Anionty a kationty přenášejí náboj nezávisle na sobě

• Kohlrauschův zákon:

Z vodivostních měření nelze vypočítat vodivosti jednotlivých iontů

• Z vodivostních měření nelze vypočítat vodivosti jednotlivých iontů

• Nutno znát tzv. převodová čísla tk a tA

• udávají, jaký díl z celkového náboje Q byl přenesen kationty QK a jaký anionty QA
• tk a tA – stanovují se na základě koncentračních změn v katodovém a anodovém prostoru při elektrolýze elektrolytu, pak mezní iontové vodivosti jsou:

ve vodivostní nádobce

• ve vodivostní nádobce

• dvě elektrody (obvykle Pt) o geometrické ploše A a vzájemné vzdálenosti L

• pak platí:

•  (v S.cm-1) – měrná vodivost

 - charakterizuje analyzovaný roztok

•  - charakterizuje analyzovaný roztok

• A a L – charakterizují měřící nádobku

Fyzikální význam i (van´t Hoffův koeficient – osmóza, kryoskopie apod.)

• Fyzikální význam i (van´t Hoffův koeficient – osmóza, kryoskopie apod.)

• Souvisí s koncentrací všech částic v roztoku
• U silných elektrolytů – i = n (n je počet částic vzniklých z elektrolytu)
• U konc. roztoků n > i

U slabých elektrolytů – souvisí s 

• U slabých elektrolytů – souvisí s 
• Celková konc. částic:
• Protože i je také cčástic/cM

Arrheniův vztah lze využít k výpočtu disociačních konstant (dle Ostwalda)

• Arrheniův vztah lze využít k výpočtu disociačních konstant (dle Ostwalda)

• Ostwaldův zřeďovací zákon

• Po dosazení do výrazu pro KA

Lze pomocí vodivostních měření určovat produkt rozpustnosti

• Lze pomocí vodivostních měření určovat produkt rozpustnosti

• Nasycené roztoky jsou natolik zředěné, že jejich molární vodivost dosahuje mezní hodnoty, lze ji tedy nahradit součtem iontových vodivostí
• Všechny hodnoty lze změřit či nalézt v tabulkách