Zmena v chemickej reakcii
Vedel by mi tieto 3 úlohy niekto vysvetlit? Vobec tomu nerozumiem
Odpovědi
Diskuze
HA ⇄ H+ + A-; ustálený stav mezi koncentracemi reaktantu a produktů popisuje konstanta
Ka = c(H+)*c(A-)/c(HA); zatím co u silných kyselin (Ka>0,01) je ve zředěných roztocích kyselina prakticky úplně disociovaná, u slabých kyselin v nepříliš zředěných roztocích (c(HA)> 10^-5) je disociován jen malý podíl kyseliny. Připomínám, že c(HA) je aktuální koncentrace nedisociované kyseliny. Pokud v roztoku není jiná látka, existují ještě další vztahy:
c(A-) = c(H+) a c(HA) + c(A-) = c'(HA) kde c'(HA) je analyticky zjištěná koncentrace kyseliny.
Pro kyselinu octovou je Ka = 1,82*10^-5 (pKa = -log(Ka) = 4,74). Když tedy rozpustíme 0,01 mol kyseliny v 1dm3 roztoku, tj. c'(oct) = 0,01mol/dm3, dostaneme c(H+):
Ka = c(H+)*c(A-)/c(HA) = c(H+)^2/(c'(HA) - c(H+)) => c(H+)^2 + 1,82*10^-4c(H+) - 1,82*10^-5*0,01 = 0
c(H+) = 4,2*10^-4mol/dm3 a pH = 3,38. Je zřejmé, že disociovaný podíl je velmi malý vůči analytické koncentraci kyseliny, takže je možné použít zjednodušený vztah, ve kterém zanedbáme úbytek nedisociovaného podílu disociací. Po zlogaritmování dostaneme známý vztah
pH = 0,5*(pKa - log(ca)) kde ca je analytická koncentrace kyseliny. Tolik úvodem.
Co se stane, pokud do roztoku slabé kyseliny přidáme něco silné ca = x, tedy úplně disociované kyseliny. Výsledná koncentrace c(H+) se bude zkládat jednak z produktu disociace silné kyseliny a jednak z příspěvku disociace původní slabé kyseliny:
Ka = (c(H+) + x)*c(A-)/c(HA); Ka je konstanta, její hodnota musí být zachována. Musí se tedy přiměřeně snížit koncentrace c(A-) reakcí s H+. Současně se tedy takto zvýší koncentrace nedisociované kyseliny c(HA). Jen upozorňuji, že analytická koncentrace slabé kyseliny se nemění, změní se jen poměr c(A-)/c(HA). To je řešení otázky 125.
Trošku zvlášní zásadou je amoniak. Reaguje s vodou podle rovnice
NH3 + H2O ⇄ NH4+ + OH-; podle zásady pro Ka a Kb, kde koncentrace vody je zahrnuta v rovnovážné konstantě je Kb = c(NH4+)*c(OH-)/c(NH3). Když tedy přídavkem silné zásady zvýšíme koncentraci OH-, musí dojít ke stejnému jevu, jako v předchozím odstavci. O něco klesne koncentrace NH4+ a stoupne koncentrace NH3 tak, aby vztah dosáhnul hodnoty konstanty. To je otázka 126.
Otázka 124 je složitější, tak zase příště.
Přidáme-li k roztoku slabé kyseliny silnou zásadu, proběhne neutralizace. Jsou tři možnosti:
1: obě látky jsou přesně ve stechiometrickém poměru. Máme tedy roztok soli slabé kyseliny a silné zásady. Podle Bronstedtovy teorie je ion slabé kyseliny konjugovanou zásadou, protože může vázat H+. Jeho pKb je s pKa kyseliny vázáno iontovým produktem vody, takže platí pKa + pKb = pKw = 14.
pH roztoku vypočteme přes pOH = 0,5*(pKb-log(cs)) a pak pH = 14 - pOH, stejně, jako bychom počítali u slabé zásady.
2: Zásada je v nadbytku. Pak pH určuje zbytková koncentrace silné zásady (po neutralizaci).
3: Původní slabá kyselina je v nadbytku, zneutralizovaná bude jen její část. Vznikne tedy sůl slabé kyseliny a silné zásady, která je v roztoku úplně disociovaná a vedle ní bude v roztoku i nedisociovaná kyselina. Disociovaná část zbylé kyseliny bude zdrojem H+, koncentrace A- (iontů kyseliny bude součtem látkového množství soli a disociované kyseliny. Pokud bude možné disociované množství kyseliny zanedbat vůči koncentraci soli, můžeme použít zjednodušený vzorec
Ka = c(H+)*cs/c(HA) => c(H+) = Ka*c(HA)/cs a po zlogaritmování a rozšíření -1 dostaneme
pH = pKa + log(cs/c(HA)). pH roztoku je závislé na poměru látkových množství soli a kyseliny, a protože obě složky jsou ve stejném objemu roztoku, je stejný i poměr koncentraci. pH tedy nezávisí na koncentraci a tlumí i změny pH, způsobené přídavkem menšího množství silné kyseliny nebo zásady.
Mluvíme o "tlumivém" (ústojném) roztoku, slangově "pufru".
Když to nyní shrneme - přídavkem silné báze k roztoku slabé kyseliny se pH každopádně zvýší. Výsledná hodnota pH bude silně záviset na stechiometrickém poměru kyseliny a přidané zásady.
OK?