Roztoky

1. Roztok

– látka – forma hmoty – liší se druhem, uspořádáním, velikostí stavebních částic -> liší se strukturou

a vlastnostmi

– dělení látek:

1. chemicky čisté látky – ze stejných částic – v celém objemu stejné vlastnosti, charakteristické

vlastnosti (hustota, Tt, Tv)

1. prvky = soubory atomů o stejném protonovém čísle (Zn, P₄, Cl₂)
2. sloučeniny – vznikají sloučením 2 nebo více částic s různými vlastnostmi
3. směsi – jsou složeny z různých částic s různými vlastnostmi
4. homogenní < 10^-9 m – třeba čaj

= stejnorodé

1. koloidní – vaječný bílek
2. heterogenní > 10^-9 – písek ve vodě, složky lze rozlišit až optickým mikroskopem

                       = různorodé

– heterogenní směs se skládá z více homogenních oblastí – tzv. fází, které jsou navzájem rozděleny určitým rozhraním, na jejich rozhraní se vlastnosti prudce změní

– typy heterogenních směsí:

1. suspenze – látka kapalná (l) a pevná (s), nerozpustné
2. emulze – látky kapalné (l+l), nerozpustná
3. dým – látka plynná (g) a pevná (s), převaha plynu, nerozpustná
4. pěna – látka kapalná (l) a plynná (g), převaha plynu, nerozpustná
5. mlha – látka kapalná (l) a plynná (g), převaha kapaliny, nerozpustná
6. aerosol – látka rozptýlená ve vzduchu

– prostředí – rozptylující látka

– rozptýlená látka

– homogenní směsi – mají v celém svém objemu stejné vlastnosti, anebo se jejich vlastnosti mění

spojitě = roztok

– metody dělení směsí:

• destilace
• filtrace
• sublimace
• sedimentace (usazování) – opakovaná dekantace
• rektifikace – opakovaná filtrace
• chromatografie
• odstřeďování
• extrakce
• krystalizace
• elektrolýza

– za základní stavební látky jednotky látek z hlediska chemického jsou považovány atomy nebo ionty, jejich vnitřní strukturu charakterizuje protonové číslo (z) a hmotnostní číslo (A)

– roztok = homogenní směs dvou či více chemických látek

– skládá se z rozpouštědla a rozpustné látky

– složky nelze spatřit okem ani pod mikroskopem

– druhy roztoků:

1. podle skupenství:
2. plynné – vzduch, zemní plyn
3. kapalné – ropa, benzín
4. pevné – slitiny kovů, ocel, sklo
5. podle rozpouštědla
6. polární – vodný roztok
7. nepolární – ethanolový roztok
8. podle koncentrace:
9. koncentrované – látky je v roztoku až 99% (džusy, sirupy)
10. zředěné – látky v roztoku je málo, až 0,1% (zředěné kyseliny)
11. podle rozpouštění
12. nasycené – v roztoku už nelze více látky rozpustit

– závisí na teplotě a tlaku

1. nenasycené – v roztoku ještě lze rozpustit látka
2. přesycené
3. podle vlastností rozpouštěné látky
4. neelektrolyty – vznikají rozpouštěním látek, jejichž molekuly jsou nepolární

– do roztoku přecházejí ve formě molekul

– roztoky jsou nepolární, neobsahují volně pohyblivé ionty

1. elektrolyty – vznikají rozpouštěním iontových sloučenin v polárních

rozpouštědlech

– vzniklý roztok obsahuje pohyblivé el. nabité ionty – vede el. proud

– rozpustnost = schopnost látky se rozpustit, závisí na teplotě, tlaku, charakteru, …

– je to největší množství látky, které se rozpustí beze zbytku při určité teplotě ve 100g

rozpouštědla

– v tabulkách

– rozpouštění urychluje: rozetření pevné látky, míchání, zahřívání kapaliny

– roztok vzniká rozpuštěním látek v daném rozpouštědle

– rozpouštěná látka se postupně rozptyluje mezi částice rozpouštědla, z roztoku ji lze získat v nezměněné formě (kyslík, dusík, cukr ve vodě)

– mezi rozpouštěnou látkou a rozpouštědlem probíhá chemická reakce, která trvale mění povahu rozpouštěné látky (kovy v kyselinách, amoniak ve vodě)

 

 

2. Charakteristiky látek

– atomová hmotnostní jednotka = u -> porovnávací jednotka

– skutečná hmotnost atomů je velmi malá:

¹₁H: 1,6735*10^-27 kg          ¹²₆C: 1,9926*10^-26kg       ⁶³₂₉Cu: 1,0449*10^-25 kg

– m_u = 1,66057*10^-27 = 1/12 hmotnosti atomu uhlíku (C 6,12)

               ¹²₆C = m (¹²₆C)/ 12 => slouží po porovnávání hmotností atomů

– hmotnost některých nuklidů lze vyjadřovat i v u: m (¹H) = 1,00782 u

m (¹²₆C) = 12,000 u

– relativní atomová hmotnost = Ar = bezrozměrné číslo

– udává kolikrát je částice těžší než u

                                                         Ar = m skutečná/ m_u

Př.: Hmotnost ⁶³₂₉Cu je 1,04496*10^-25, jaká je Ar tohoto nuklidu?

Ar = m skut./m_u = 1,04496*10^-25/1,66057*10^*27 = 0,6292779*10² = 63

– relativní molekulová hmotnost = Mr

– je udána součtem relativních atomových hmotností

– bezrozměrné číslo, udává součet Ar

– látkové množství = n, [n] = 1 mol

– určitý dohodnutý počet (,,porce“)

– mol je množství látky, které obsahuje tolik základních částic (molekul, iontů,…),

kolik je atomů uhlíku v izotopu ¹²₆C o hmotnosti 12g

– N_A = Avogadrova konstanta = 6,022*10²³ částic

– M = molární hmotnost – hmotnost právě jednoho molu částic

– číselně rovna Mr [g/mol]

– Vmol = molární objem – objem jednoho molu plynu za standartních podmínek

= 22,4 dm² (l)

– vzájemné vztahy:       n = m/M     n = V/Vmol     n = N/N_A

– hmotnostní zlomek = w, slouží k vyjadřování složek směsí nebo roztoků

                                          w = (m sloučeniny/ m celková)*100%

– objemový zlomek = ϕ

                                      ϕ = (Vsl/Vcel)*100%

 

– směs S = složka A + složka B + složka C

            1 =      w_A      + w_B           + w_C

1 = ϕ_A + ϕ_B + ϕ_C

         m_s = m_A + m_B + m_C

         Vs = V_A + V_B + V_C = objemová koncentrace

– hmotnostní koncentrace = Cm(_A) = počet rozpuštěné látky v 1 l roztoku

Cm = m_A/ V roztoku         [Cm] = 1g/m³

– molární koncentrace = C

                                            C = n/V

– směšovací rovnice:     m₁w₁ + m₂w₂ = m₃w₃

– využívá se při přípravě roztoků

– pH pro slabé kyseliny a zásady: pH = – ½ log *K_dis – ½ log*c

 

příklady od klárky i ode mě

3. Výpočty pH

– pH = síla vodíku (= pondus Hydrogenii), Sörensen 1909 zavedl vodíkový exponent (pH)

– stupnice od 0 do 14

– pH = -log*[H⁺]

– 0-7 kyselé, 7 neutrální, 7-14 zásadité

Určete, o co se jedná, jestliže koncentrace hydroxidových aniontů v roztoku je 10^-5?

[OH^–] = 10^-5

[H₃O⁺] = 10^-9 => pH = 9 => zásaditá látka

– významnou vlastností všech rozpouštědel, které mají amfoterní charakter, je autoprotolýza

H₂O +  H₂O <-> H₃O⁺ + OH^–        NH₃ + NH₃ <-> NH₂^– + NH₄⁺

Kv = [H₃O⁺][OH^–]/[H₂O]²                                                                   [H₃O⁺] = 10^-3 mol/l

Kv = [H₃O⁺][OH^–] = iontový součin vody                                      [OH^–] = 10^-11 mol/l

– kyselé roztoky: H₃O⁺ > 10^-7                                                                          => pH = 3

– zásadité roztoky: H₃O⁺ < 10^-7

1) silné jednosytné kyseliny – jsou zcela disociované -> konc. H₃O⁺ je stejná jako analytická konc.

kyseliny (c kys, c = n/V)

Vypočítejte pH roztoku HCl, jejíž c=10^-3 mol/l

pH= -log C(H₃O⁺)

pH= -log 10^-3

pH= 3

2) silné jednosytné hydroxidy – jsou téměř úplně nebo úplně disociované -> c OH^– = analytické

c hydroxidu (např. NaOH -> Na⁺ = OH^–)

Vypočítejte pH roztoku NaOH o c=10^-5 mol/l

pOH= -log C(OH^–)

pOH= -log 10^-5

pOH= 5 => pH = 9

3) silné dvojsytné kyseliny: H₂SO₄(1mol) + 2 H₂O <-> SO₄^-2 + 2 H₃O⁺(2mol)

=> c H₃O⁺ je dvojnásobná oproti analytické c kyseliny

Jaké je pH roztoku H₂SO₄ o c= 10^-3mol/l?

pH= -log 2*10^-3

pH= – (log 2 + log10^-3)

pH= 2,69

4) silné dvojsytné hydroxidy: Ca(OH)₂ (1mol) -> Ca²⁺ + 2 OH^– (2mol)

=> c OH je dvojnásobná oproti analytické c hydroxidu

5) slabé kyseliny a zásady – třeba uvažovat stupeň disociace α

4. Hydrolýza solí

– hydrolýza = chemická reakce s vodou

– solvolýza = jiné rozspouštědlo

• silné kyseliny i zásady – zbytky nehydrolyzují

NaCl -> Na⁺ + Cl^–

Na⁺ + H₂O -> 0

Cl^– + H₂O -> 0

=> pH se nemění, pH = 7

• sůl od silné zásady a slabé kyseliny: Na₂CO₃ -> Na⁺ + CO₃^2-

Na⁺ + H₂O -> 0

CO₃^– + H₂O -> H₍₂₎CO₃ + OH^– => pH > 7

• sůl od slabé zásady a silné kyseliny: (NH₄)₂SO₄ -> NH₄⁺ + SO₄^2-

NH₄⁺ + H₂O -> NH₃ + H₃O⁺ => pH <7

SO₄^2- + H₂O -> 0

• sůl od slabé zásady a slabé kyseliny: (NH₄)₂C -> NH₄⁺ + CO₃^2-

NH₄⁺ + H₂O -> NH₃ + H₃O⁺

CO₃^2- + H₂O -> HCO₃^– + OH^–

=> pH = přibližně 7

 

sešit

 

 

 

 

 

 

– projevy – může se projevovat zákalem, v případě, že vznikne látka, která je málo rozpustná ve vodě (když je rozpustná, nesráží se), nebo také změna pH (kyselé, zásadité)

– někdy je hydrolýza chtěná a někdy ne (Al₂(SO₄)₃– vločkování vody v čističce vod- nečistoty se na něj usazují- žádoucí hydrolýza)

– hydrolýza nechtěná: rozpouštění Pb(NO₃)₂ -> Pb²⁺ + 4 H₂O -> 2 H₃O⁺ + Pb(OH)₂ (bílý zákal)

změna pH – přidání HNO₃ – nutí zmizet Pb(OH)₂

– čím lze hydrolýzu odstranit – malé množství vody (ne vždy), nízká teplota, změna pH

– když se má hydrolýza odstranit, musí se do dané reakce přidat ta kyselina, ze které je anion

5. Tlumivé roztoky = pufry

– takové vodné roztoky, které mění hodnotu pH po přidání určitého množství H⁺ nebo OH^– jen nepatrně nebo vůbec

HA + H₂O <-> H₃O⁺ + A^–

– přidáme její sůl – tj. látku o stejném aniontu (A^–)

-> zvyšujeme C(A)-> musí klesnout C(H₃O⁺), aby KA zůstalo stejné, tzn. část H₃O⁺ se sloučí s A^– na HA    -> rovnováha posunuta doleva – zmenší se kyselost

CH₃COOH + CH₃COONa: CH₃COOH + H₂O <-> CH₃COO^– + H₃O⁺

1. přídavek silné kyseliny – ionty H₃O⁺ budou reagovat s ionty CH₃COO^– a bude vznikat CH₃COOH

– pH se nezmění

1. přídavek silného hydroxidu – ionty OH^– e navážou na H₃O⁺ a vznikne voda

– pH se nemění, přibydou ionty CH₃COO^–

– pufrační kapacita = kapacita tlumivého hydroxidu

– přídavek kys. nebo zás. je dán jen do určité míry, která je dána přítomností

přítomných iontů

– nejlepší pufrační kapacita – slabá kyselina a její sůl – ekvimolární množství

– například lidská krev (pH 7,4)- využívá H₂CO₃/NaHCO₃ v Na₂HPO₄/NaH₂PO₄