6. ACIDOBAZICKÉ A REDOXNÍ DĚJE

Hodnoty disociačních konstant ve většině tabulek chybí. Zato tam jsou hodnoty pKd což je záporně vzatý dekadický logaritmus disociační konstanty potřebný pro výpočty pH roztoků. Proto si musíme uvědomit závislost mezi hodnotou pKd a sílou kyselin a zásad. Je-li například disociační konstanta kyseliny Kd=1.10-4 je hodnota pKd=4. Je-li hodnota disociační konstanty jiné, slabší kyseliny je Kd=1.10-5 a odpovídající hodnota pKd=5. Z toho odvodíme, že čím je hodnota disociační konstanty větší a tudíž kyselina nebo zásada silnější, tím je její pKd menší. –logKA=pak

1. Disociaci (ionizaci) zásad můžeme vyjádřit rovnicí:

B + H2O BH++OH-

NH3 + H2O NH4++OH-

Podobně jako u kyselin lze odvodit vztah pro disociaci zásady:

Autoprotolýza vody

Voda má amfoterní charakter. Molekuly vody tedy mohou proton přijímat i odevzdávat. Při disociaci vody se některé její molekuly chovají jako kyseliny a jiné jako zásady. Proto se pro disociaci vody používá také termín autoprotolýza vody (=sama si poskytuje protony).

Autoprotolýzu vyjadřuje rovnice:

2H2O H3O++OH-

K=

Rovnovážná konstanta pro disociaci vody je velmi malá, a to znamená, že voda disociuje velmi málo. Proto lze látkovou koncentraci vody považovat za konstantní a zahrnout ji do nové konstanty:

K(H2O)= Kv = (H3o+).(OH-)

Nová konstanta Kv se nazývá iontový součin vody:

Kv= (H3o+).(OH-) = 1.10-14 při 25 C

Tento vztah platí ve všech vodných roztocích. Hodnota iontového součinu se mění pouze se změnou teploty.

Látková koncentrace iontů (H3o+) určuje kyselost nebo zásaditost iontů. Pro počítání se zápornými exponenty byl zaveden vodíkový exponent pH (p=-log).

pH=-log(H3o+)

Podobně můžeme koncentraci hydroxidových aniontů jako pOH

pOH=-log(OH-)

Z iontového součinu vody vyplývá, že

-log(H3o+)+-log(OH-)=14

pH + pOH = 14

Podle hodnoty pH můžeme roztoky rozdělit na:

Hydrolýza solí

Je protolytická reakce iontů soli s vodou. Reakce může dopadnout takto:

1. Sůl silné kyseliny a slabé zásady v roztoku reaguje kysele.

NH4Cl NH4++Cl-

NH4++H2O NH3 +H3O+

Kation slabé zásady (NH4+) hydrolyzuje a vznikají kationty H3O+. Anion silné kyselin (Cl-) s vodou téměř nereaguje.

1. Sůl slabé kyseliny a silné zásady v roztoku reaguje zásaditě.

NaCN Na++CN- (kyanid sodný vznik kyanidový anion)

CN-+H2O HCN +OH-

Anion slabé kyseliny (CN-) hydrolyzuje a vznikají anionty OH-. Kation silné zásady (Na+) s vodou téměř nereaguje.

1. Sůl silné kyseliny a silné zásady nebo slabé kyseliny a slabé zásady v roztoku reaguje neutrálně.

NaCl Na++Cl-

Součin rozpustnosti

Je součin látkových koncentrací iontů solí umocněných na příslušné stechiometrické koeficienty. Charakterizuje tedy rozpustnost solí. Čím je součin nižší, tím je sůl méně rozpustná.

Ks= (A).(B)

BaSO4 Ba+ + SO42-

Ks=( Ba+).( SO42-)

Hodnot součinu rozpustnosti se využívá při separaci roztoků nebo při čištění odpadních vod (přidává se špatně rozpustný aniont).