pH, aktivita roztoku


V tomto článku budeme potřebovat logaritmy, své znalosti tohoto tématu si můžete osvěžit např. na serveru matematika.cz.

Aktivita roztoku

Aktivita (a) popisuje reálné chování roztoku. Aktivita jakékoliv čisté látky v jejím standardním je definitoricky jednotková.

μi = μi0 + RTln ai

μi – chemický potenciál, μi0 – standardní chemický potenciál

Aktivitu lze vyjádřit jako součin molární koncentrace a aktivitního koeficientu.

a = γc

Aktivitní koeficient popisuje rozdíl mezi ideálním chováním vyjádřeným koncentrací a reálným chováním, které popisuje aktivita. Je úměrný náboji iontů v roztoku a iontové síle roztoku.

log γ = -0,509z2·√I

I – iontová síla roztoku, popisuje množství iontů v roztoku.

$$I = \frac{1}{2}\sum^n_{i=0} c_iz_i^2$$

cimolalita, zi – náboj, 0,509 – konstanta pro vodné roztoky.

Střední aktivitní koeficienty ve vodných roztocích při 25 °C

cm[mol.kg-1]0,11,04,010,0
HCl0,7960,8091,76210,44
NaOH0,7660,6780,9033,52
KOH0,7980,7561,3526,22
H2SO40,2650,1300,1710,553
AgNO30,7340,4290,210
Ca(NO3)20,480,350,42
Závislost aktivitních koeficientů na koncentraci
Závislost aktivitních koeficientů na koncentraci

Zdroj dat: Vohlídal, Jiří. Chemické tabulky. Praha: SNTL, 1982.

Kyseliny a zásady

Podrobněji zde.

Arrheniova teorie definuje kyseliny jako látky, které ve vodném roztoku uvolňují ionty H+ (H3O+), zásady pak uvolňují OH.

Brønstedova teorie definuje kyseliny jako donory protonů a zásady jako jejich akceptory.

Lewisova teorie definuje kyseliny jako akceptory elektronových páru a zásady jako jejich donory.

lewis

Silné kyseliny a zásady ve vodném roztoku zcela disociují.

HCl + H2O → H3O+ + Cl

NaOH → Na+ + OH

Slabé kyseliny a zásady disociují pouze z části. Síla kyseliny a zásady je dána disociační konstantou pKa nebo pKb.

$$K_a = \frac{[H_3O^+][Cl^-]}{[HCl]}$$

$$K_b = \frac{[OH^-][NH_3^+]}{[NH_3]}$$

pKa = -log Ka; pKb = -log Kb

KyselinapKa
H3PO4pK1 2,16
pK2 7,21
pK3 12,32
Fenol10
HClO7,53
HF3,2
HCl-7

Konjugované páry kyselina-zásada

Liší se o H+.

HCl + H2O → H3O+ + Cl

Konjugovaná zásada k silné kyselině je slabá.

HCl → Cl

Konjugovaná kyselina k slabé zásadě je silná.

H2O → H3O+

Autoionizace vody

Voda je amfoterní, tzn. že se chová jako kyselina i jako zásada.

2 H2O → H3O+ + OH

Iontový součin vody je součin rovnovážné koncentrace iontů. Jeho hodnota je pro dané rozpouštědlo a teplotu konstantní.

KW = [H+][OH] = 1.10-14 mol.dm-3

pKW = -log KW = 14

Pro konjugovaný pár kyselina-zásada platí:

KaKb = KW

pKa + pKb = pKW

pH a pOH

pH = -log aH3O+ = -log[H3O+]

pOH = -log aOH- = -log[OH]

pH + pOH = 14,00

Pokud je ph<7, roztok je kyselý, pokud je pH>7, roztok je zásaditý. Neutrální roztok má pH=7.

pHpOH[H+][OH]
2120,0110-12
4100,000110-10
6810-610-8
7710-710-7
8610-810-6
10410-100,0001
12210-120,01
14010-141,0
Kyseliny a zásady
Kyseliny a zásady. Zdroj: Compoundchem.com

Výpočet pH

Silné kyseliny a zásady

pH = -log[H+] = -log ckys = 14 + log czas

pH = 14 – pOH


Slabé kyseliny a zásady

$$[H^+] = \sqrt{K_a[HA]_0}$$

$$pH = \frac{1}{2}pK_a – \frac{1}{2}\log c_{kys}$$

$$pH = 14 – \frac{1}{2}pK_b + \frac{1}{2}\log c_{zas}$$

Soli silné kyseliny i zásady

NaCl + H2O → Na+ + Cl- + H2O

KNO3 + H2O → K+ + NO3 + H2O

Nedochází k ovlivnění koncentrace protonů ani OH.


Soli slabé kyseliny nebo zásady

NH4NO3 + H2O → NH4+ + NO3 + NH3 + H+

pH = 7 – 1/2(pKb + log c)

NaF + H2O → Na+ + F + HF + OH

pH = 7 + 1/2(pKa + log c)


Soli silné kyseliny a zásady

NH4F + H2O → NH4+ + F + NH3 + H+ + HF + OH

pH = 7 + 1/2(pKa – pKb)

pKa(HF) = 3,17

pKa(NH3) = 4,75

pH = 7 + 1/2(3,17 – 4,75) = 6,21

pH roztoku soli slabé kyseliny a zásady nezávisí na koncentraci, ale pouze na jejich disociačních konstantách.

Pufry, tlumivé (ústojné) roztoky

Jde o roztoky, které se používají pro stabilizaci pH během reakce, příp. měření. Jsou složeny ze slabé kyseliny a její soli, příp. ze slabé zásady a její soli. Příkladem může být acetátový pufr, což je směs kyseliny octové a octanu sodného.

Rovnováhy v tomto pufru můžeme popsat rovnicemi:

CH3COOH + H2O ↔ CH3COO + H3O+

CH3COONa + H2O ↔ CH3COOH + Na+ + OH

Přídavkem kyseliny vzniknou molekuly kyseliny octové, přídavkem zásady ionty octanu. pH roztoku se nezmění.

$$pH = pK_a + \log\frac{[A^-]}{[HA]}$$

$$pH = 14 – pK_b + \log\frac{[B^+]}{[BH]}$$

PufrRozsah pH
Acetátový3,8 – 5,8
KH2PO46,2 – 8,2
Borátový8,25 – 10,25

Výpočet pH slabé kyseliny

Jaké je pH 0,2 M kyseliny octové, pKa = 4,76?

CH3COOH ↔ CH3COO + H+

Ka = 10-pKa = 10-4,76 = 0,000017

Z rovnice disociace vidíme, že koncentrace octanu a H+ budou stejné.

$$K_a = \frac{[CH_3COO^-][H^+]}{[CH_3COOH]} = \frac{x.x}{0,2-x}$$

Dosadíme za Ka a upravíme získaný výraz, čímž dostaneme kvadratickou rovnici:

x2 + 0,000017x – 0,0000034 = 0

Kvadratickou rovnici vyřešíme pomocí diskriminantu:

$$x_{1,2} = \frac{-b\pm\sqrt{D}}{2a} = \frac{-b\pm\sqrt{b^2-4ac}}{2a} =
\frac{-0,000017\pm\sqrt{0,000017^2-4 \cdot 1 \cdot (-0,0000034)}}{2 \cdot 1}$$

Ze dvou vypočítaných kořenů zvolíme ten kladný, koncentrace totiž nemůže být záporná.

x = 0,0018

pH = -log[H+] = -log0,018 = 2,74

Prezentace ke stáhnutí.

Další kapitoly

Leave a Reply

This site uses Akismet to reduce spam. Learn how your comment data is processed.