Neutralizace kyseliny
Na neutralizaci umím příklady, kde není zadané ph.Jakmile mám zadané i pH jak to je?
Jaký je vzorec na neutralizování kyselin a zásad, pokud znám dejme tomu objem (nebo molalitu) a ph?
Jaký je vzorec na neutralizování kyselin a zásad, pokud znám dejme tomu objem (nebo molalitu) a ph?
Odpovědi
Diskuze
c(OH-) = 10^-pOH; pH + pOH = 14
Neutralizace je vlastně reakce mezi H3O+ a OH-:
H3O+ + OH- = 2H2O
V neutralizačních rovnicích je potřeba dát pozor na sytnost. Pro silné kyseliny a zásady platí, že c(H3O+) = c(HA) kde HA je jednosytná kyselina, ale c(H3O+) = 2*c(H2A) kde H2A je dvojsytná kyselina. U vícesytných kyselin je třeba ještě dát pozor na stupeň neutralizace, tedy zda vznikne hydrogen- nebo normální sůl u dvojsytné kyseliny nebo dokonce dihydrogen- hydrogen- nebo normální sůl na příklad u kyseliny fosforečné. Tam už je vztah mezi pH a koncentrací kyseliny složitější, protože s rostoucím zřeďovaním se u středně silných kyselin mění i stupeň disociace.
Když to tedy shrneme, u silných kyselin vypočteme z pH koncentraci H3O+ a z něj pak podle sytnosti kyseliny i její látkovou koncentraci. U slabých kyselin pak pro výpočet koncentrace použijeme vztah pH = 0,5*(pKa - log(ca)). V tomto vztahu je ca koncentrace nedisociovaného podílu kyseliny. Pro výpočet analytického množství je k ca připočítat ještě koncentraci H3O+ nebo, u dvousytných kyselin, c(H3O+)/2.
Snažím se řešit nějaké otázky, co tu někdo zadal, co se týče pH a kontroluji si to s vaším výsledkem.
Chci se zeptat
Jaké pH bude mít výsledný roztok, jestliže se smíchá 100 ml roztoku silné kyseliny o pH 3 se 100 ml roztoku silné báze o pH 10?
Když si vypočítám koncentraci H+ a potom koncentraci OH- mužu to počítat dále přes rovnici c1v1 + c2v2 =c3v3?
A chápu dobře, že koncentraci OH- vypočítám 10^-(14-10) ?
Jaké bude pH roztoku, který vznikne smísením 50 ml vodného roztoku HCl o látkové
koncentraci 0,5 mol.l-1 s 100 ml vodného roztoku NaOH o látkové koncentraci 0,75 mol.l-1 (bude to pH=13,52)
c1*V1 + c2*V2 = c3*V3 můžu těžko podoudit, nevím, co jsou jednotlivé hodnoty. Ale řekl bych, že jsi se zatím setkával hlavně s příklady, kde byly reaktanty ve stechiometrickém poměru a jen málo příkladů obsahovalo situaci, kdy jsi měl směs a nebylo zadáno zda a který z reaktantů je v přebytku. Tam se to řeší tak, že ten ze dvou reaktantů, kterého není nadbytek, spotřebuje ekvivalentní množství druhého reaktantu a dál se pracuje s nadbytečným množstvím tohoto reaktantu. Časté použití je v odměrné analýze u t. zv. zpětných titrací.Podobné bude i řešení toho posledního příkladu:
n(HCl) = 0,5*0,05 = 0,025mol; n(NaOH) = 0,75*0,1 = 0,075
NaOH + HCl = NaCl + H2O => nsp(NaOH) = n(HCl) = 0,025
n(nadb.NaOH) = 0,075 - 0,025 = 0,05; V)celk.) = 0,1 + 0,05 = 0,15dm3
c(OH-) = c(nadb.NaOH) = 0,05/0,15 = 0,3333; pOH = -log(0,3333) = 0,477
pH = -13,52
Stačí?
Mužu se ještě zeptat
1) proč jsme odečetli n(HCL) od n(NaOH)? To 0,075 - 0,025
2) Kdyby, teď to budu demonstrovat na blbosti, měl dejme tomu 2 NaOH + 3 HCL = něco
tak by to bylo 2n(NaOH) = n(HCL)/3 ?
3) Kdyby kyselina byla dvojsytná, vzorec by byl -log ( 2c(HA)) ?
4) kdybych měl koncentraci silné jednosytné kyseliny 10^-8 mol/l tak přece není možné aby pH bylo 8
5) A kdybych měl koncentraci silné jednosytné kyseliny 2 moly na litr, tak by pH bylo -0,3?
Něco mi zřejmě uniká.Snad vám nebude vadit, ještě mi pomoci s tímto.Mockrát děkuji
1: neodečítali jsme oíd NaOH HCl, ale z rovnice jsme zjistili látkové množství NaOH, které se spotřebuje na reakci s HCl. To bylo to nsp(NaOH). Když jsme to odečetli od celkového množství NaOH, získali jsme nadbytek - tedy NaOH, které zůstane nezreagováno.
2: Zvolil bych jiný příklad:
2Al(OH)3 + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 6H2O; n(Al2(SO4)3) = n(Al(OH)3)/2 = n(H2SO4))/3
Máme tady dva reaktanty, vypočteme tedy pro ně příslušné členy. Ten člen, který bude nejmenší, pak bude určující pro t.zv. rozsah reakce. Druhý reaktant bude v nadbytku, zreagované množství i množství vzniklého produktu vypočteme pomocí těchto poměrů.
3: Pokud by byla kyselina v obou stupních silnou kyselinou, pak ano. Ale to není příliš obvyklé. Kyselina sírová je při disociaci do druhého stupně na hranici silné kyseliny, na př. H2SO3 je při disociaci do druhého stupně velmi slabou kyselinou, proto lze třeba K2SO3 připravit jen z koncentrovaných alkalických louhů. Při nižších koncentracích vznikají hydrogensiřičitany.
4: tyto jednoduché počty jsou použitelné do koncentrací H3O+ asi 10^-6 mol/dm3. Při nižších koncentracích kyselin je potřeba počítat i s iontovým produktem vody a výsledná koncentrace H3O+ a OH- je součtem. To znamená, že mezní hodnotou pH při snižování koncentrace kyseliny je hodnota 10^-7mol/dm3 H3O+. V tomto množství vznikají oxoniové kationty autodisociací vody (iontový produkt vody).
5: V zásadě ano. Situace se velmi komplikuje při vyšších koncentracích než asi 10^-3 mol/dm3. Jednoduché vztahy totiž předpokládají, že ionty jsou bodové a navzájem se neovlivňují. To platí, pokud jich není mnoho. Nad touto koncentrací se roztok chová, jako by byla koncentrace iontů menší, než jaká je nalezená analyticky. Tedy mějme roztok HCl o c = 0,05. Toto množství nalezneme na příklad vysrážením Cl- AgNO3. Ale měřením pH nenajdeme pH 1,3, ale 1,4 nebo 1,5. Poměr mezi fyzikálně naměřenou a koncentrací analytickou vyjadřuje "aktivitní koeficient" gama a součin aktivitního koeficientu a analytické koncentrace nazýváme aktivitou. Jednodušší vztahy, které umožňují vypočítat aktivitní koeficient fungují v rozmezí koncentrací mezi 0,001 a asi 0,1 mol/dm3. Pro koncentrovanější roztoky neexistují obecně uznávané vztahy a používají se empiricky nalezené konstanty. Aktivity se uplatňují ve většině případů, kde vystupují koncentrace - rozpustnost, reakční rychlost, reakční rovnováhy a podobně. Z principu se uplatňují ve většině případů jen u nabitých částic - iontů.