kapaliny a roztoky
DESCRIPTION
Kapaliny a roztoky. R ozpustnost – děj na molekulární úrovni. Rozpouštění látek ve vodě – narušení struktury vody. Entalpie roztoku / (kJ · mol – 1 ). LiI. LiI. Rozdíl v H H mezi aniontem a kationtem / (kJ · mol – 1 ). Kapaliny a roztoky. Málo rozpustné látky. - PowerPoint PPT PresentationTRANSCRIPT
Kapaliny a roztokyKapaliny a roztokyKapaliny a roztokyKapaliny a roztoky
+
O
O
O
O O
O
H H
H
H
H
H
H H
H
H
H
H
O
H
H
+
RRozpustnostozpustnost – děj na molekulární úrovni
Rozpouštění látek ve vodě – narušení struktury vody
Kapaliny a roztokyKapaliny a roztoky
Rozdíl v HH mezi aniontem a kationtem / (kJ·mol–1)
En
talp
ie r
ozt
oku
/ (k
J·m
ol–
1)
LiILiI
Málo rozpustné látkyMálo rozpustné látky
Solvatační energieSolvatační energie > mřížková energie
Málo rozpustné látky: srážecí reakcesrážecí reakce
2 Na+ + SOSO4422–– + BaBa2+2+ + 2 Cl– BaSOBaSO
44 + 2 Na+ + 2 Cl–
NaNa++ + NH4+ + Cl– + HCOHCO33
–– NaHCONaHCO33 + NH4
+ + Cl–
• vyjádření rozpustnosti:
–– součin rozpustnosti SS SS == [A][A]nn · · [B][B]mm SS == [A][A]nn · · [B][B]mm
Kyseliny Kyseliny –– Zásady Zásady (pH)(pH)Kyseliny Kyseliny –– Zásady Zásady (pH)(pH)
[[HH++] [] [OHOH––]] = 10 = 10––14 14 [[HH++] [] [OHOH––]] = 10 = 10––14 14
Arrhenius HH++, OHOH–– log[H+] + log[OH–] = 1414
– log[H+] = 77 pH = – log [H3O+]
pH 0 – 14
Brønsted H+ ; konjugované dvojicekonjugované dvojice
H+ + H2O H3O+
HClO4 + CH3COOH CH3COOH2+ + ClO4
–
Rozdělení rozpuštědelRozdělení rozpuštědel
I.I. PROTICKÁ PROTICKÁ – odštěpují HH++, rekombinace
etOH + NH4+ NH3 + etOH2
+
etOH + RNH2 RNH3 + etO–
a) amfiprotníamfiprotní – donor i akceptor protonu (voda, alkoholy)
II.II. AAPROTICKÁ PROTICKÁ – uhlovodíky
b) protofilníprotofilní – bazické (NH3)
NH3 + CH3COOH NH4+ + CH3COO–
c) protogenníprotogenní – kyselé (H2SO4)
H2SO4 + R2O R2OH+ + HSO4–
Síla BrSíla Brøønstedových kyselinnstedových kyselin
HAHA HH++ ++ AA–– aA-
pH kyseliny: pHpH = pKa + log aHA
[H3O+] [F –]
HF(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + F–(aq) KKaa =
[HF]
[NH4+] [OH–]
NH3(aq) + H2O(l) NH4+(aq) + OH–(aq) KKbb
= [NH3]
2 H2O(l) H3O+(aq) + OH–(aq) KKww = [H3O+] [OH–] iontový součin vody
KKaa · · KKbb == KKwwKKaa · · KKbb == KKww ppKKaa + p + pKKbb == p pKKw w ppKKaa + p + pKKbb == p pKKw w
pH = – log [H3O+] . . . . . . ppKK = = –– loglog K K
disociačníkonstanta kyseliny
disociačníkonstanta zásady
autoprotolýza vody
Síla BrSíla Brøønstedových kyselinnstedových kyselin
KyselinaKyselina HAHA AA–– KKaa ppKKaa
jodovodíková HIHI I– 1011 ––1111
chloristá HClOHClO44 ClO4– 1010 ––1010
bromovodíková HBrHBr Br– 109 ––99
chlorovodíková HClHCl Cl– 107 ––77
sírová HH22SOSO44 HSO4– 102 ––22
oxoniový kationt HH33OO++ H2O 11 0,00,0
trihydrogenfosforečná HH33POPO44 H2PO4– 7,5 · 10–3 2,122,12
fluorovodíková HFHF F– 3,5 · 10–4 3,453,45
uhličitá HH22COCO33 HCO3– 4,3 · 10–7 6,376,37
sulfan HH22SS HS– 9,1 · 10–8 7,047,04
amonium NHNH44++ NH3 5,6 · 10–10 9,259,25
kyanovodíková HCNHCN CN– 4,9 · 10–10 9,319,31
Kyselina fosforečná Kyselina fosforečná HH33POPO44
[H+] [H2PO4–]
HH33POPO44
H+ + H2PO4– KK11
= ppKK11 = 2 = 2,,1515 [H3PO4]
[H+] [HPO42–]
HH22POPO44
–– H+ + HPO42– KK22
= ppKK22 = = 7,207,20 [H2PO4
–]
[H+] [PO43–]
HPOHPO44
22–– H+ + PO43– KK33
= ppKK33 = = 1122,37,37 [HPO4
2–]
Disociace do třítří stupňů:
DistribučníDistribuční diagram diagram HH33POPO44
2 4 6 8 10 120 %
50 %
100 %
pHpH
HH33POPO44 HH22POPO44–– HPOHPO44
22–– POPO4433––
Kyseliny Kyseliny –– Zásady ZásadySíla kyselinSíla kyselin – schopnost odštěpovat proton HH++
HI >> HBr >> HCl >> HF H2S >> H2O
NeutralizaceNeutralizace: H+ + OH– H2O
Vytěsňování kyselin a zásadVytěsňování kyselin a zásad
LiOH << KOH
Ca(OH)2 << Sr(OH)2 << Ba(OH)2
KOH >> Ca(OH)2 >> …
Zásady:Zásady:
pK1 pK2 pK1 pK1
H2S 7 14 H2SO3 1,9 HClO 7,2
H2Se 4 12 H2SeO3 2,6 HClO2 2,0
H2Te 3 11 H2TeO3 2,7 HClO3 -1
HClO4 -10
H2SO4 >> H2SeO4 HNO3 >> HSbO4
H2SO4 >> H2SO3 H3PO4 >> H3PO3
Jednoduché oxokyseliny typuJednoduché oxokyseliny typu OOpp EE(OH)(OH)qq
Paulingova pravidla:Paulingova pravidla:
1)1) ppKKaa ~ (8 – 5 p)
2)2) uu kyselin, kde qq > 1 > 1, rozdíl konsekutivních ppKKaa je asi 55
pp = 0 = 0 pp = 1 = 1 pp = 2 = 2 pp = 3 = 3
Síla kyselin a zásadSíla kyselin a zásad
pKa
[Fe(H2O)6]3+(aq) + H2O(l) [Fe(H2O)5(OH)]2+(aq) + H3O+(aq)
Fe
OH2
OH2 H2O
H2O
H2O
H2O
3+
poloměr iontu
průměr molekuly vody
Kyselinotvorné, zásadotvornéKyselinotvorné, zásadotvornéa amfoterní oxidya amfoterní oxidy
kyselinotvorné SO3 + H2O H2SO4
zásadotvorné CaO + H2O Ca(OH)2
amfoterní
Al2O3 + 6 H3O+ + 3 H2O 2 [Al(H2O)6]3+
Al2O3 + 2 OH– + 3 H2O 2 [Al(OH)4]–
Kyselinotvorné, zásadotvornéKyselinotvorné, zásadotvornéa amfoterní oxidya amfoterní oxidy
Kyselá oblast
Bazickáoblast
Ox
idač
ní č
íslo
Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn
Bazické
Amfoterní
Kyselé
Fe
OH2
OH2 H2O
H2O
H2O
H2O
3+
PolyoxokationtyPolyoxokationty
[Fe(H2O)6]3+(aq) + H2O(l) [Fe(H2O)5(OH)]2+(aq) + H3O+(aq)
[[Fe(Fe(HH22OO))66]]3+3+
Fe
H2O
H2O H2O
OH
H2O
H2O
2+
[[Fe(Fe(HH22OO))55(OH)](OH)]2+2+
PolyoxokationtyPolyoxokationty
Fe
H2O
H2O H2O
H2O
H2O
2+
Fe
H2O
OH2O
H2O
H2O
H2O
[[FeFe22O(O(HH22OO))1010]]2+2+ [AlO[AlO44{Al(O{Al(OH)H)22}}1122]]77++
PolyoxoaniontyPolyoxoanionty
[P[P22OO77]]44––
O
P
O
O
O
O
P
O
O
O P
O
O
O P O
O
O4–
O P
O
O
O
3–
2 + 2 H+ + H2O
Polykyseliny Polykyseliny –– polyanionty polyanionty
Slabé kyseliny, např.: H3PO4
4 H3PO4 + P2O5 3 H4P2O7
2 Na2HPO4 Na4P2O7 + H2O
2 CrO42– + 2 H+ Cr2O7
2– + H2O
Cr2O72– + 2 OH– 2 CrO4
2– + H2O
–O3S–O–H + H–O–SO3– –O3S–O–SO3
– + H2O
Hlavní podskupiny: 3. – 6.
Přechodné prvky: V, Cr, Mo, W
(NH4)6Mo7O24 (NH4)3[PMo12O24]
SuperkyselinySuperkyseliny
R3CH + H2SO3F+ R3CH2+ + HSO3F
H2 + R3C
+
rozklad
2 HSO3F + SbF5 + H2SO3F Sb
F
F
F F
F
O SO2F
Lewisovy kyseliny a bázeLewisovy kyseliny a báze
H+ + OH– H2O
H+ + H2O H3O+
LewisLewis::
–– bázebáze obsahuje volný elektronový pár
–– kyselinakyselina má k dispozici prázdný orbital
SiF4 + 2 F– [SiF6]2–
Cu2+ + 6 NH3 [Cu(NH3)6]2+
AA A A––BB :B :B
kyselina komplex báze
LUMOHOMO
Lewisovy kyseliny a bázeLewisovy kyseliny a báze
LewisLewis::
–– bázebáze obsahuje volný elektronový pár
–– kyselinakyselina má k dispozici prázdný orbital
+
CH3
B
H3C CH3
:N
H
H
H
N
H
H
H
B
H3C
H3C
H3C
2–
Si
F
F F
F
F
F
F
Si
FF
F
+ 2 (:F–)
Oxidace a redukceOxidace a redukceOxidace a redukceOxidace a redukce
Oxidační čísloOxidační číslo – H: +1+1, O: ––22
Oxidačně-redukční reakce – přenos elektronu ee––
Elektrodový potenciál kovůElektrodový potenciál kovů
solný můstek
H2
H2
Zn (s)
Pt Zn2+
(aq)H+ (aq)
E
(a)(a) 2 H+(aq) + 2 e– H2(g)
Eº = 0
(b)(b) Zn2+(aq) + 2 e– Zn(s)
Eº = –0,76
(a) (a) –– (b): (b):
2 H+(aq) + Zn(s) Zn2+(aq) + H2(g)
Eº = + 0,76
Elektrodový potenciál kovůElektrodový potenciál kovů
Au3+ / Au = + 1,50
Cu2+ / Cu = + 0,34
H+ / H = 0,0
Zn2+ / Zn = – 0,76
Al3+ / Al = – 1,63
Li3+ / Li = – 3,05
R TEE = Eº + log aMn+
n F
R TEE = Eº + log aMn+
n F
EEºº
řada napětí kovů
Nernstova rovniceNernstova rovnice
0,059EE Eº + log [Mn+]
n
0,059EE Eº + log [Mn+]
n
Elektrodový potenciálElektrodový potenciál
0,059 [ox]EE Eº + log n [red]
0,059 [ox]EE Eº + log n [red]
R T [ox]EE = Eº + log n F [red]
R T [ox]EE = Eº + log n F [red]
Oxidační / redukční potenciál EE,Standardní oxidační / redukční potenciál EEºº
solný můstek
H2
H2
Pt
PtFe2+
Fe3+
(aq)H+ (aq)
E
[ox] = [red] EE = = EEºº
Standardní elektrodový potenciálStandardní elektrodový potenciál EE ººElEleektrodoktrodové reakcevé reakce DvojiceDvojice EEºº / V/ VF2 + 2 e– = 2 F– FF22 / F / F–– + 2,87
O3 + 2 H+ + 2 e– = H2O + O2 OO33 / O / O22 + 2,07
S2O82– + 2 e– = 2 SO4
2– SS22OO8822–– / SO / SO44
22–– + 2,01
H2O2 + 2 H+ + 2 e– = 2 H2O HH22OO22 / H / H22OO + 1,77
MnO4– + 8 H+ + 5 e– = Mn2+ + 4 H2O MnOMnO44
–– / Mn / Mn2+2+ + 1,51
Cl2 + 2 e– = 2 Cl– ClCl22 / Cl / Cl–– + 1,36
Cr2O72– + 14 H+ + 6 e– = 2 Cr3+ + 7 H2O CrCr22OO77
22–– / Cr / Cr3+3+ + 1,33
Br2 + 2 e– = 2 Br– BrBr22 / Br / Br–– + 1,065
Ag+ + 2 e– = Ag AgAg++ / Ag / Ag + 0,799
Fe3+ + 2 e– = Fe2+ FeFe3+3+ / Fe / Fe2+2+ + 0,77
I2 + 2 e– = 2 I– II22 / I / I–– + 0,54
Sn4+ + 2 e– = Sn2+ SnSn44++ / / SnSn2+2+ + 0,15
2 H+ + 2 e– = H2 HH++ / H / H22 0,000,00
Zn2+ + 2 e– = Zn ZnZn22++ / / ZnZn – 0,763
Al3+ + 33 e– = Al AlAl33++ / / AlAl – 1,66
Na+ + e– = Na NaNa++ / / NaNa – 2,71
Ca2+ + 2 e– = Ca CaCa22++ / / CaCa – 2,87
K+ + e– = K KK++ / / KK – 2,925
Latimerovy diagramyLatimerovy diagramy
ClOClO44–– ClOClO33
–– HClOHClO22 HClO HClO ClCl22 Cl Cl––
++ 77 + + 55 + + 33 + + 11 0 0 –– 11
+ 1,20 + 1,18 + 1,65 + 1,67 + 1,36
pH = 0 pH = 0
pH = 14pH = 14
ClOClO44–– ClOClO33
–– ClOClO22
–– ClO ClO–– ClCl22 Cl Cl––+ 0,37 + 0,30 + 0,68 + 0,42 + 1,36
+ 0,89
ClO4–(aq) + 2 H+(aq) + 2 e– ClO3
–(aq) + H2O(l)ClO4–(aq) + 2 H+(aq) + 2 e– ClO3
–(aq) + H2O(l)
Frostovy diagramyFrostovy diagramy
N E
/
V
Oxidační číslo N
O2
Kyselé
Bazické
N E
Oxidační číslo
Nejstabilnější oxidační stav
Vzr
ůsta
jící
sta
bili
ta
OO22 HH22OO22 HH22OO+ 0,70 + 1,76
+ 1,23
pH závislostpH závislost
N E
/
V
Oxidační číslo N
Cl2Cl–
ClO–
ClO2–
ClO3–
ClO4–
HClO2
HClO
HClO3
HClO4
Redox reakceRedox reakceRedox reakceRedox reakce
OxidaceOxidace RedukceRedukce –IV … –I, 0, +I … +VIII
2 Fe3+ + Sn2+ 2 Fe2+ + Sn4+
Fe3+ + 1 e– Fe2+ Eº1 = + 0,77 V
Sn4+ + 2 e– Sn2+ Eº2 = + 0,15 V
n F (E1º – E2º)lnln K K = R T
n F (E1º – E2º)lnln K K = R T
MnVIIO4– + 8 H+ + 5 e– Mn2+ + 4 H2O Eº = + 1,51 V
MnVIIO4– + 2 H2O + 3 e– MnIVO2 + 4 OH– Eº = + 1,23 V
MnVIIO4– + 1 e– MnVIIO4
2– Eº = + 0,57 V
2 · (0,77 – 0,15)ln K = 0,059
2 · (0,77 – 0,15)ln K = 0,059
K = 1021
Eº = 0,2 V K = 106,7
Redox reakceRedox reakce
Příklady vyčíslování redoxních rovnic:Příklady vyčíslování redoxních rovnic:
NaClIO + 2 KI + H2O NaCl–I
+ I20 + KOH
MnVIIO4– + 5 Fe2+ + 8 H+ Mn2+ + 5 Fe3+ + H2O
3 As2S2 + 28 HNO3 + 4 H2O 6 H3AsO4 + 9 H2SO4 + 28 NO
3 Cl2 + 6 KOH 5 KCl + KClO3 + 3 H2O
DisproporcionaceDisproporcionace2 Cu++(aq) Cu22++(aq) + Cu00(s)
Cu+ (aq) + e– Cu0(s) Eº1 = + 0,52 V
Cu2+(aq) + e– Cu+(aq) Eº2 = + 0,16 V
EEºº = 0,52 – 0,16 = ++ 0,360,36 VV
Mechanismus rMechanismus redox reakcíedox reakcí
MechanismusMechanismus – přenos elektronů ee––
solvát
Rozpouštění sodíku v kapalném amoniaku
Na + x NH3(l) Na(NH3)4+ + e–(NH3)x
SrSrážkový a můstkový mechanismus přenosu ážkový a můstkový mechanismus přenosu ee––
Fe
Fe
Fe
II IV
III III
Ir
Ir
Ir
ee––
(a)
(b)
L
Co
Co
CoIIIII
III IICr
Cr
Cr
5L
Přenos elektronuPřenos elektronu
Tunelový efektTunelový efekt – prostor
CN CN
CN
CN
CN
CN
Mn Mn CN
CN
CN
CN
CN
CN
II III
EnergieEnergie – Gibbsova energie, aktivační energie
Reakce koordinačních sloučenin
Radikálové reakceRadikálové reakceRadikálové reakceRadikálové reakce
A — B A•• + •• BA — B A•• + ••
BH2O H– __
H2O H– O•• + •• H
Br2 Br•• + •• Br
h1.1. iniciace
Br•• + H2 HBr + H••
H•• + Br2 HBr + Br••
3.3. retardace H•• + HBr H2 + Br••
Br•• + HBr Br2 + H••
4.4. terminace Br•• + Br•• Br2
H•• + Br•• HBr
H•• + H•• H2
2.2. propagace
ReakceReakce molekulové, radikálové