Obecná chemie - výpisky

- látky v pevné fázi – ve formě iontových krystalů (NaCl, KOH)

- látky, jejichž molekuly mají velmi polární kovalentní vazbu (HCl, CH3COOH, fenol)

- polární molekuly v rozpouštědle s ionty v povrchu iontového krystalu oslabí vazbu s ostatními molekulami uvnitř krystalu – povrchové ionty se z rozpouštěného krystalu postupně uvolňují

- interakce vzniklých iontů s rozpouštědlem se projeví tak, že vzniklé ionty nejsou v roztoku volné

- je na ně více či méně pevně vázáno určité množství molekul rozpouštědla – tvoří solvatační obal iontu

- dělení elektrolytů - disociace molekul na ionty = zvratná reakce -> v roztoku se ustaví disociační rovnováha

- silný - v roztoku zcela disociován (v roztoku nejsou molekuly daného elektrolytu, jen jeho solvatované ionty)

- všechny soli, HCl, H2SO4, NaOH, KOH

- slabý - není v roztoku 100% disociován

- slabé anorganické kyseliny (uhličitá, fosforečná), slabé anorg. zásady(NH3), většina organických kyselin

- ideální - ionty se pohybují nezávisle, nepůsobí mezi nimi interakce - ve zředěných roztocích - nízká konc.

- reálný - ionty se navzájem ovlivňují elektrostatickými silami – koncentrované roztoky – malé vzrálenosti

- aktivita – veličina respektující vzájemné interakce mezi ionty

ai = (ci )r . γi γi – aktivitní koeficient i-té složky (od 0 do 1); ci - koncentrace

- ve velmi zředěných roztocích se aktivitní koeficient blíží jedné – aktivita je prakticky rovna koncentraci

- iontová síla roztoku (I)

I = ½ . ∑ (ci )a . z2i (ci )a – koncentrace všech částic v roztoku; z2i - nábojové číslo

-log γi = A. z2i . √I A – konstanta charakteristická pro rozpouštědlo

γi = 10 na A. z2i . √I

- pokud: c →0...I→0... γ→1...a→c (nízká koncentrace – aktivita prakticky rovna koncentraci)

c – bude vyšší → bude vyšší i I...aktivitní koeficient bude klesat; a < c

- střední aktivitní koeficient (γ±) - lze získat experimentálně

- Na+ Cl- γ± = √( γCl . γNa)

- 10-4 M NaCl v H2O – chová se ideálně

- 10-4 M NaCl zředím v 0,1 M KNO3 - nechová se ideálně v důsledku přítomnosti jiných iontů

- součin rozpustnosti málo rozpustných solí

- AgCl – rozpustíme ve vodě – ne vše se rozpustí -> rovnováha mezi pevným AgCl a ionty Ag+ a Cl-

Ka = [a(Ag+). a(Cl-)]/a(AgCl)(s) a – aktivity (v tabulkách)

P(AgCl) = a(Ag+). a(Cl-) P(AgCl) = Pa – produkt rozpustnosti (málo rozpustné soli

- obecně: KnAm ↔ nKm+ + mAn-

P(KnAm) = a(Km+)n . a(An-)m

- př.: Hg2SO4 ↔ 2Hg+ + SO42-

P(Hg2SO4) = a (Hg+)2 . a(SO42 -)

- P – pravý termodynamický produkt rozpustnosti

P(AgCl) = a(Ag+). a(Cl-) = [Ag+] [Cl-] . γ+ . γ-

- p’ – zdánlivý produkt rozpustnosti: p’ = [Ag+] [Cl-]

- Sr – relativní molární rozpustnost soli = koncentrace nasyceného roztokou na 1l roztoku

Sr = [Ag+] = [Cl-] → p’ = Sr2

p’ = [Hg+]2 [SO42 -] → [Hg+] = 2Sr; [SO42 -] = Sr → p’= (2Sr)2 . Sr = 4Sr3