CVIČENÍ A SEMINÁŘ Z ANALYTICKÉ CHEMIE -...
Transcript of CVIČENÍ A SEMINÁŘ Z ANALYTICKÉ CHEMIE -...
UNIVERZITA JANA EVANGELISTY PURKYNĚ V ÚSTÍ NAD LABEM PŘÍRODOVĚDECKÁ FAKULTA – KATEDRA CHEMIE
Opora pro kombinované bakalářské studium
CVIČENÍ A SEMINÁŘ Z ANALYTICKÉ CHEMIE
RNDr. Milan Šmídl, Ph.D.
Ústí nad Labem 2019
2
ÚVOD
Předkládaná opora je určena pro posluchače kombinovaných studijních bakalářských
programů Chemie a toxikologie a Chemie (dvouoborové). Opora je koncipována tak, aby posluchače
uvedla do teoretického rámce dané problematiky ve formě poznámek (nejedná se o klasický studijní
text) a poskytla dostatek příkladů pro procvičení a fixaci základních analytických příkladů. Nicméně, i
přesto je nezbytné další procvičování, ke kterému slouží doporučená literatura a internetové
cvičebnice. Opory obsahuje následující tematické celky (jedná se o rámcový plán, který může být
upraven). Kurzívou jsou uvedeny procvičovaná témata na cvičeních.
• Rovnováha chemických reakcí, chemická kinetika (úvod, základní poznatky)
• Výpočty složení a změn ve složení roztoků
o výpočty složení, změn ve složení a přípravy roztoků
• Reakce oxidačně redukční (oxidace a redukce, oxidační a redukční činidlo, redukční
poloreakce, odvození a termodynamický výklad pojmu redukční potenciál, sestavení úplné
oxidačně redukční reakce, odvození a výpočet výsledného redukčního potenciálu a
rovnovážné konstanty).
o redoxní potenciál
o vyčíslování neredoxních a redoxních rovnic v kombinaci s výpočty z chemických rovnic
• Reakce komplexotvorné (stavba komplexních sloučenin, významné funkčně analytické
skupiny, vlastnosti komplexních sloučenin důležité pro analytickou chemii, parciální a
kumulativní konstanta stability komplexů, vedlejší reakce komplexních rovnovážných dějů)
o komplexy – stabilita, disociace, analytická koncentrace
o výpočty z chemických rovnic
• Reakce acidobazické (výpočty disociačních konstant a aciditní funkce pH silných i slabých
kyselin, zásad a solí, výpočty pH tlumivých roztoků, teoretické odvození výpočtů disociačních
konstant, stupně disociace a rovnovážných stavů acidobazických dějů, odvození a užití
výpočtů pH)
o výpočet pH silných a slabých kyselin a bází, pH pufrů
o výpočet koncentrace disociované kyseliny či báze v roztoku při daném pH
• Reakce srážecí (průběh a podmínky srážení, požadavky na úplnost srážení a čistotu sraženin
odvození a výpočty součinu rozpustnosti, podmíněného součinu rozpustnosti, stanovení
koeficientu vedlejších reakcí)
o součin rozpustnosti
o gravimetrie
3
LITERATURA:
o BARTOŠ, M., ET AL. Analytická chemie I. [online] Pardubice: UP FCHT, 2004. Dostupné z:
o http://meloun.upce.cz/docs/analchem1/skripta.pdf [cit. 23.9.2015]
o FLEMR, V., HOLEČKOVÁ EVA: Úlohy z názvosloví a chemických výpočtů v anorganické chemii
[online]. Version 1.0. Praha: VŠCHT Praha, 2001 (2008 dotisk) [cit. 2018-10-28]. Dostupné z
www: http://vydavatelstvi.vscht.cz/knihy/uid_isbn-978-80-7080-435-3/pages-img/>.
o HÁJEK, B., JENŠOVSKÝ, I., KLIMEŠOVÁ, V. Příklady z obecné a anorganické
o chemie. Praha: SNTL, 1981.
o VLÁČIL, F., ET AL. Příklady z chemické a instrumentální analýzy. Praha: Informatorium, 1991.
o KOLSKÝ, V., KOLSKÁ, Z. Složení roztoků a stechiometrické výpočty. Ústí nad Labem: PF UJEP,
2001.
o ŠRÁMEK, V., KOSINA, L. Chemické výpočty a reakce. Praha: ALBRA, 1996.
o KOTLÍK, B., RŮŽIČKOVÁ, K. Cvičení k chemii v kostce. Olomouc: Fragment, 2002.
o KOLSKÝ V. Analytická chemie I. a II. Ústí nad Labem: PF UJEP, 1981.
o KOLSKÁ, Z. Analytická chemie, část I, UJEP 2008.
o REJNEK, J. Analytická chemie, část II, UJEP 2008.
o ŠRÁMEK, KOSINA, L. Analytická chemie. Olomouc: FIN, 1996.
o BLAŽEK, J., MELICHAR, M. Přehled chemického názvosloví. 3. vyd., Praha: SPN. 1986.
o VOLKA, K. Analytická chemie I. - III.. Praha: VŠCHT, 1997.
o VOHLÍDAL, J. Chemické a analytické tabulky. Praha: GRADA, 1999.
o HOLZBECHER, Z., ET AL. Analytická chemie. Praha: SNTL, 1987.
Internetové cvičebnice:
o http://vypocty.webchemie.cz/index.html
o http://ach.upol.cz/ucebnice/
4
DCBA DC
kk
BA +⎯→⎯⎯⎯+ 21
BA BAkv
].[].[22 =DC DCkv
].[].[11 =
STHG −= .
KRTGo
ln−=
ba
dcooo
BA
DCRTGQRTGG
].[][
].[][lnln +=+=
1. Rovnováha chemických reakcí
- analytická chemie využívá takových reakcí, při nichž vznikají produkty s vhodnými fyzikálními a
chemickými vlastnostmi pro jejich oddělení či určení
- hlavním požadavkem je kvantitativní a jednoznačný průběh a časová nenáročnost
- z pohledu fyzikální chemie reakce směřují k nižší celkové energii soustavy
- určující pro průběh reakce je Gibbsova volná energie (za T,p = konst)
ΔG < 0 … reakce proběhne samovolně
ΔG > 0 … reakce neproběhne
ΔG = 0 … reakce v rovnováze
ΔGo … změna Gibbsovy volné energie za standardních podmínek (298K, 1 atm, čisté látky, 1M)
Q … poměr molárních koncentracích produktů a reaktantů (v průběhu neznáme)
K … rovnovážná konstanta, dána poměrem rovnovážných koncentrací
Chemické rovnováhy
- platí pro rovnovážné (zvratné) reakce, které probíhají oběma směry
- po určité době se rychlosti obou reakcí vyrovnají a nastane stav dynamické rovnováhy
Gouldberg-Waagův zákon chem. dynamické rovnováhy
- reakce je v rovnováze, jsou-li rychlosti obou reakcí stejné
vzniká stejný počet částic jako se přemění zpět na výchozí látky, tzn. poměr součinů
koncentrací je konstantní)
- pro rovnici obecného typu platí pro rychlosti obou směrů reakcí :
zleva doprava zprava doleva
=> v dynamické rovnováze se musí obě rychlosti rovnat: v1 = v2, tzn.
K … Rovnovážná konstanta reakce, u všech zvratných reakcí je funkcí teploty
K > 1 … reakce je posunuta doprava k produktům reakce (k2 > k1)
K < 1 … reakce je posunuta doleva k výchozím látkám (k2 < k1)
5
fca .=
]].[[
]].[[
BA
DCK C =
BA
DC
C
BA
DC
Tff
ffK
aa
aaK
.
..
.
.==
- výpočty s použitím rovnovážných koncentrací platí jen pro neelektrolyty a velmi zředěné
elektrolyty => pro elektrolyty zavedena aktivita:
c…koncentrace
f…aktivitní koeficient (pro velmi zředěné roztoky roven
jedné)
- pro obecnou reakci A + B → C + D platí: … koncentrační rovnovážná konstanta
… TD rovnovážná konstanta
LE-CHATELIERŮV PRINCIP
- rovnovážná konstanta reakce musí zůstat stejná, soustava se tedy snaží eliminovat vnější
působení (akci c, T, p) protichůdnou reakcí
- ,, Porušení rovnováhy vnějším zásahem (akcí) vyvolá děj (reakci) směřující k potlačení či zrušení
účinku tohoto vnějšího zásahu, a tudíž vždy směřuje k rovnováze“
6
2. Výpočty složení a změn ve složení roztoků
Značka název jednotky
M molární hmotnost g / mol
m hmotnost látky g nebo kg
n látkové množství mol
c látková (molární) koncentrace mol / dm3
w hmotnostní zlomek žádné jednotky (hodnoty od 0 = 0% do 1 = 100%)
V objem roztoku cm3 (mililitr), dm3 (litr)
ρ hustota g/cm3
Látkové množství
- v chemii je potřeba znát kvůli reakcím i počet částic (stejná hmotnost různých látek obsahuje
různý počet částic) => zavedeno látkové množství
definice 1 mol = tolik částic (Atomů, iontů, molekul,…) kolik je atomů v nuklidu uhlíku 12C o
hmotnosti 12 g => Avogadrovo číslo 6,022.1023 částic
n = N/NA (kde N je počet částic ve vzorku, NA Avogadrova konstanta) nebo
M
mn =
Hmotnostní zlomek a hmotnostní %
- bezrozměrné číslo, nabývá hodnot od 0 (látka není v roztoku) do 1 (roztok obsahuje pouze
danou látku)
- součet w všech složek je roven 1
celku
složky
složkym
mw =
celku
části
částim
mw =
objemový zlomek V
Vi= [-] molární zlomek: n
nx i
B = [-]
Molární koncentrace M
nc = →
VM
mc
.= jednotky mol/dm3 (M)
→ výpočet hmotnosti látky v roztoku o určité koncentraci MVcm ..=
hmotnostní koncentrace:
A
w
w
V
mc == [g/mol]
7
10
20
)()(
)()(.
2
1
1
2 ==−
−
m
m
xwxw
xwxw
ZMĚNY VE SLOŽENÍ ROZTOKŮ
1. VYUŽITÍ KŘÍŽOVÉHO PRAVIDLA (znám jen % složek na láhvi)
Například: Připravte 3% roztok H2O2 ze zásobního 30% roztoku H2O2.
30% H2O2 3 díly
→ poměr 1:9 (1 díl H2O2, 9 dílů vody)
0% voda 27 dílů
Příklad: Máme dva roztoky téže látky (w1 = 0,35, w2=0,05). V jakém poměru
je musím smíchat, aby výsledný roztok měl w = 0,25?
35 (w1) 25 - 5 = 20
25 (w)
5 (w2) 35 - 25 = 10
2. VYUŽITÍ SMĚŠOVACÍ ROVNICE (znám hmotnosti a w)
a) Mísení 2 roztoků téže látky o různém složení
zákon zachování hmotnosti: m1 + m2 = m
bilanční rovnice pro hmotnost látky X: m1(x) + m2(x) = m(x)
směšovací rovnice: Σmi.wi = m.w, neboli m1.w1 + m2.w2 = m.w
využití vztahu pro hustotu: V
m=
b) Přidání čistého rozpouštědla (zřeďovací rovnice)
→ vychází ze vztahu pro směšování roztoku, kde je ovšem w2 = 0 (na čisté rozpouštědlo je
možno pohlížet jako na roztok, kde není látka X přítomna vůbec) a druhý člen vypadává
)().(0.)(. 21211 xwmmmxwm +=+
)().()(. 2111 xwmmxwm += … zřeďovací rovnice
Příklad: 20 g roztoku 36% HCl zředím 100g vody. Jaké je w(HCl) ve výsledném roztoku?
)().()(. 2111 xwmmxwm += → HClw).10020(36,0.20 +=
→ wHCl = 0,06 = 6%
3% H2O2
8
c) Přidání čisté látky X
- vychází ze vztahu pro směšování roztoku, kde je ovšem wx = 1 (obsahuje pouze složku X)
- z druhého členu zůstává jen m2
)().(1.)(. 21211 xwmmmxwm +=+
)().()(. 21211 xwmmmxwm +=+
Příklad: Kolik pevného KCl dáme do roztoku KCl o w = 0,05 a hmotnosti 32 g, abychom
získali 10% roztok KCl?
)().()(. 21211 xwmmmxwm +=+ → m2 = 1,78 g
3. VYUŽITÍ SMĚŠOVACÍ ROVNICE (znám koncentrace a objem)
c1.V1 = c2.V2
- situace, kdy chci roztok o koncentraci c2, a potřebuju znát objem roztoku (V1) o
určité koncentraci (c1), který naliji do odměrné baňky o objemu V2
Typové příklady:
1. Kolik litrů 0,1 M roztoku KCl lze připravit z 0,5 molu KCl? 51,0
5,0===
c
nV dm3
2. Kolik gramů NaOH potřebujeme na přípravu 2 litrů roztoku?
gMVcm 840.2.1,0.. ===
3. Jaká je látková koncentrace roztoku, je-li v 5 litrech roztoku obsaženo 600 g NaCl?
05,2.
==VM
mc mol/dm3
4. Kolik molů NaCl jsem si nasypal do 2 litrů polévky, je-li v ní koncentrace NaCl 0,1 M.
gMVcm 688,1144,58.2.1,0.. ===
2,044,58
688,11===
M
mn mol
9
5. Smícháme 50 g 20% roztoku NaCl a 30 g 5% roztoku NaCl. Vypočtěte hmotnostní zlomek a
procenta rozpuštěného NaCl ve výsledném roztoku.
)().()(.)(. 212211 xwmmxwmxwm +=+
=+
=+
=80
05,0.302,0.50.. 2211
m
wmwmw 0,144 = 14,4%
6. Máme připravit 30% roztok NaOH ze 100 g 150 roztoku NaOH a z pevného NaOH. Kolik
gramů NaOH je třeba navážit a přidat do roztoku?
)().()(.)(. 212211 xwmmxwmxwm +=+
wmmmwm ).(1.. 21211 +=+
3,0.1.15,0.100 2 mm =+ → m = 100 + m2
→ vyjádřím a vypočítám m2 = 21,43 g
7. Kolik ml 0,1 M roztoku I2 je ekvivalentní 50 ml 0,1 M roztoku Na2S2O3?
Řešení: Základem výpočtu je ve všech případech rovnice, vyjadřující průběh reakce, a určení
poměru látkových množství reagujících látek.
2 S2O32- + I2 = S4O6
2- + 2 I– n(I2) = ½ n(S2O32-);
n(I2) = ½ · 50.10-3 · 10-1 = 2,5.10-3 mol ; V = n / c = 2,5.10-2 l = 25 ml 0,1 M I2
8. Kolika g Fe je ekvivalentní 50 ml 0,02 M roztoku K2Cr2O7?
Řešení: 6 Fe2+ + Cr2O72- + 14 H+ = 6 Fe3+ + 2 Cr3+ + 7 H2O
n(Fe) = 6 · n(Cr2O72-) = 50.10-3 · 0,02 · 6 = 6.10-3 mol; m(Fe) = 0,335 g
9. Vypočtěte látkovou koncentraci následujících roztoků kyselin a zásad:
a) 20,0 % NH3 ρ = 0,923 g/ml [10,858 mol/l]
b) 8,16 % HCl ρ = 1,040 g/ml [2,327 mol/l]
c) 85,6 % H3PO4 ρ = 1,700 g/ml [14,848 mol/l]
d) 44,9 % KOH ρ = 1,49 g/ml [11,93 mol/l]
e) 99,5 % CH3COOH ρ = 1,053 g/ml [17,46 mol/l]
f) čisté vody ρ = 1,000 g/ml [55,55 mol/l]
10
10. Kolik g (ml) kyseliny, resp. zásady je třeba na přípravu roztoků z daných výchozích látek:
a) 3000 ml 0,2 M HCl z 34 % HCl o hustotě 1,1691 g/ml [55,02 ml]
b) 2500 ml 0,1 M H2SO4 z 80 % H2SO4 o hustotě 1,7272 g/ml [17,74 ml]
c) 1000 ml 0,1250 M NaOH z 50 % NaOH o hustotě 1,5253 g/ml [6,55 ml]
d) 250 ml 0,1 M NH4OH z 26 % NH3 o hustotě 0,904 g/ml [1,808 ml]
e) 500 ml 0,1 M NaHCO3 z pevného NaHCO3 [4,2 g]
Další příklady: 1. Při neutralizaci hydroxidu draselného kyselinou chlorovodíkovou vzniká chlorid draselný a
voda. M(KOH) = 56,11 g/mol; M(KCl) = 74,55 g/mol
a) Napište rovnici reakce a za předpokladu rovnovážného stavu sestavte rovnovážnou
konstantu
b) Vypočítejte hmotnost navážky hydroxidu draselného pro přípravu 50 ml roztoku o molární
koncentraci 0,25 mol/l.
c) Vypočítejte, kolik ml kyseliny chlorovodíkové o koncentraci 11,02 mol/l je nutné odpipetovat
pro přípravu 50 ml roztoku o koncentraci 0,25 mol/l.
2. Při neutralizaci hydroxidu draselného kyselinou dusičnou vzniká dusičnan draselný a voda.
M(KOH) = 56,11 g/mol; M(KNO3) = 101,1 g/mol
a) Napište rovnici reakce a za předpokladu rovnovážného stavu sestavte rovnovážnou
konstantu
b) Vypočítejte hmotnost navážky hydroxidu draselného pro přípravu 50 ml roztoku o molární
koncentraci 0,5 mol/l.
c) Vypočítejte, kolik ml kyseliny dusičné o koncentraci 11,02 mol/l je nutné odpipetovat pro
přípravu 50 ml roztoku o koncentraci 0,5 mol/l.
3. Kolik gramů dusičnanu sodného je potřeba na přípravu 50 cm3 roztoku o takové koncentraci,
aby 1 cm3 tohoto roztoku obsahoval 70 mg iontů Na+.
M(NaNO3) = 85 g/mol; M(Na) = 22,99 g/mol
11
+=
red
oxlna
a
Fz
TREE
+=
red
oxlog059,0
c
c
zEE
pHMn
MnO
Mn
HMnO
F
RTE
a
a
zF
RTEE
o
MnMnO
096,0][
][log012,051,1
][
]].[[ln
5ln
2
4
2
4
/
red
ox2
4
−+=
=+=
+=
+
−
+
+−
+−
3. Redoxní reakce
- 2 poloreakce probíhající vždy současně (přenos elektronů mezi dvěma látkami)
• redukce = látka přijímá e-, oxidační číslo se snižuje, např. Fe3+ + e- → Fe2+
• oxidace = látka odevzdává e-, oxidační číslo se zvyšuje, např. As3+ - 2e- → As5+
• oxidační činidlo oxiduje jinou látku a samo se redukuje (přijímá elektrony) - např.KMnO4, I2, KBrO3, …
• redukční činidlo redukuje jinou látku a samo se oxiduje (odevzdává elektrony) - např. C, H2, KI, SnCl2
OXIDAČNĚ REDUKČNÍ ROVNOVÁHY: - pro reakci:
OXREDREDOX mBnAmBnA +⎯→⎯+ m
Bred
n
Aox
m
Box
n
Ared
aa
aaK
.
.=
- kvantitativní mírou oxidace a redukce je standardní oxidačně-redukční potenciál - měří se potenciometricky, většinou tabelovány při teplotě 25 °C
REDOX AenA ⎯→+−
o
AE
REDOX BenB ⎯→+−
o
BE
- redoxní potenciál E poloreakce je definován jako elektromotorické napětí článku tvořeného
srovnávací (většinou vodíková elektroda) a měrnou elektrodou - elektrolytem je soustava ox/red (tedy oxidačního a redukčního činidla) - vyjádřením je Petersova rovnice:
z … počet vyměněných elektronů, R … univerzální plynová konstanta, T … termodynamická teplota, a … aktivita ox/red formy
OHMnHeMnO 2
2
4 485 +⎯→++++−−
12
- nejsilnější oxidační činidla mají nejpozitivnější potenciál, nejsilnější redukční činidla mají nenegativnější potenciál
- činidlo s vyšším potenciálem se bude chovat k činidlu s nižším potenciálem jako oxidační činidlo
➢ např. redukční schopnosti železnaté soli postačí na redukci bromu na bromid, ale už nestačí na redukci síranu na oxid siřičitý:
[Eo(Br2/Br-]) = 1,065 V > [Eo(Fe3+/Fe2+]) = 0,771 V > [Eo(SO4
2-/SO2]) = 0,172 V
Typové příklady:
1. Vypočítejte redoxní potenciál systému Sn4+/Sn2+, je-li EoSn4+/Sn2+ = 0,15V, jestliže [Sn4+] = 0,1
mol/l a [Sn2+]=0,0001 mol/l.
V
Sn
SnE
a
a
zF
RTEE
o
SnSn
239,0]0001,0[
]1,0[ln
96478.2
298.314,815,0
][
][ln
96478.2
298.314,8ln
2
4
/
red
ox24
=+=
=+=
+=
+
+
++
13
2. Vypočítejte redoxní potenciál systému Zn2+/Zn0, je-li EoZn2+/Zn = -0,763 V, jestliže [Zn2+] = 2
mol/l.
V
Zn
ZnE
a
a
zF
RTEE
o
ZnZn
754,0]1[
]2[ln
96478.2
298.314,8763,0
][
][ln
96478.2
298.314,8ln
2
/
red
ox2
−=+−=
=+=
+=
+
+
3. Máte za úkol upravit následující redox rovnice doplněním H+ (OH–) a H2O:
(a) Fe2+ + ClO3– = Fe3+ + Cl– (b) H3SbO3 + MnO4– = H3SbO4 + Mn2+
(c) Zn + NO3– = Zn2+ + N2 (d) Ti3+ + MnO4
– = TiO2+ + Mn2+
(e) PbO2 + Pb + SO42- = PbSO4 (f) IO3
– + N2H4 = N2 + I–
(g) CrO2– + ClO– = CrO4
2- + Cl– (h) NO2– + Al = NH3 + Al(OH)4
–
(ch) Cl2 = ClO3– + Cl– (i) I– + MnO4
– = IO4– + MnO4
2-
(j) CrO2– + Na2O2 = CrO4
2- + Na+
Řešení:
(a) 6 Fe2+ + ClO3 – + 6 H+ = 6 Fe3+ + Cl– + 3 H2O
(b) 5 H3SbO3 + 2 MnO4 – + 6 H+ = 5 H3SbO4 + 2 Mn2+ + 3 H2O
(c) 5 Zn + 2 NO3 – + 12 H+ = 5 Zn2+ + N2 + 6 H2O
(d) 5 Ti3+ + MnO4 – + H2O = 5 TiO2+ + Mn2+ + 2 H+
(e) PbO2 + Pb + 2 SO42- + 4 H+ = 2 PbSO4 + 2 H2O
(f) 2 IO3 – + 3 N2H4 = 3 N2 + 2 I– + 6 H2O
(g) 2 CrO2 – + 3 ClO– + 2 OH– = 2 CrO42- + 3 Cl– + H2O
(h) 3 NO2 – + 6 Al + 3 OH– + 15 H2O = 3 NH3 + 6 Al(OH)4–
(ch) 3 Cl2 + 6 OH– = ClO3 – + 5 Cl– + 3 H2O
(i) I– + 8 MnO4 – + 8 OH– = IO4 – + 8 MnO42- + 4 H2O
(j) 2 CrO2 – + 3 Na2O2 + 2 H2O = 2 CrO4
2- + 6 Na+ + 4 OH–
Další příklady:
1. Vyberte oxidačně redukční systémy, které jsou schopné redukovat jód na jodid:
E0 (I2/I-) = 0,5355 V a) E0 (Na+/Na) = - 2,714 V c) E0 (Cr3+/Cr2+) = - 0,408 V
b) E0 (Cl2/Cl-) = 1,3595 V d) E0 (Br2/Br-) = 1,0652 V
2. Vyberte oxidačně redukční systémy, které jsou schopné oxidovat bromid na brom:
E0 (Br2/Br-) = 1,0652 V a) E0 (Fe3+/Fe2+) = 0,771 V c) E0 (Cr3+/Cr2+) = - 0,408 V
b) E0 (Cl2/Cl-) = 1,3595 V d) E0 (Ce4+/Ce3+) = 1,61 V
14
3. Potřebujeme převést železnatou sůl na železitou. Kterou z uvedených soustav k tomu lze
využít, najdeme-li v tabulkách, že E0 (Fe3+/Fe2+) = 0,771 V? Zakroužkujte:
a) E0 (Cl2/Cl-) = 1,3595 V d) E0 (Ce4+/Ce3+) = 1,61 V
b) E0 (Cr3+/Cr2+) = - 0,408 V e) Eo(Zn2+/Zn) = -0,763 V
c) E0 (Br2/Br-) = 1,0652 V f) Eo(SO42-/SO2]) = 0,172 V
4. Disulfid železnatý reaguje s kyselinou dusičnou za vzniku síranu železitého, kyseliny sírové,
oxidu dusnatého a vody. M(FeS2)= 120 g/mol.
a) Sestavte a vyčíslete chemickou rovnici reakce.
b) Kolik ml 65%-ní kyseliny dusičné je potřeba na přípravu 130 ml 30%-ního roztoku.
c) Kolik litrů oxidu dusnatého vznikne z navážky 15 g FeS2 (standardní podmínky).
d) Kolik gramů síranu železitého vznikne z navážky 15 g FeS2 (standardní podmínky).
5. Sulfid arsenitý reaguje s kyselinou dusičnou za vzniku kyseliny sírové, kyseliny
trihydrogenarseničné a oxidu dusičitého. M(NO2) = 46 g/mol; M(As2S3) = 246,02 g/mol.
a) Sestavte a vyčíslete chemickou rovnici reakce.
b) Kolik ml 65%-ní kyseliny dusičné je potřeba na přípravu 130 ml 10%-ního roztoku.
c) Kolik litrů oxidu dusičitého vznikne z navážky 15 g As2S3 (standardní podmínky).
6. Vypočítejte, kolik gramů chloridu draselného a kolik litrů kyslíku vznikne za standardních
podmínek termickým rozkladem 10 gramů chlorečnanu draselného.
M(KClO3) = 125,5 g/mol; M(KCl) = 74,5 g/mol; M(O2) = 32 g/mol.
7. Reakcí chloru s hydroxidem olovnatým a hydroxidem sodným za vzniku oxidu olovičitého a
chloridu sodného. M(PbO2) = 239,2 g/mol; M(Cl2) = 70,09 g/mol, M(NaOH) = 39,99 g/mol.
a) Sestavte a vyčíslete chemickou rovnici reakce.
b) Kolik litrů chlóru a kolik mililitrů roztoku hydroxidu sodného o koncentraci 0,5 mol/l je třeba
dodat do reakce, aby vzniklo 10 gramů oxidu olovičitého za standardních podmínek.
8. Připravili jsme si roztok kyseliny dusičné o přibližné koncentraci 0,2 mol/l. Poté jsme ji
odpipetovali 100 ml a titrovali hydroxidem sodným o koncentraci 0,5 mol/l na indikátor
methylčerveň. Spotřeba hydroxidu sodného v bodě ekvivalence byla 36 ml.
M(NaOH) = 39,99 g/mol;
a) Určete PŘESNOU koncentraci kyseliny dusičné.
b) Napište vztah pro rovnovážnou konstantu kyseliny dusičné ve vodě.
c) Vypočítejte objem kyseliny dusičné, potřebný na přípravu roztoku o koncentraci 0,2 mol/l a
objemu 250 ml (na láhvi jsou tyto údaje: 65%, 1 litr = 1,395 kg, M = 63,013).
d) Vypočítejte hmotnost navážky hydroxidu pro přípravu potřebného roztoku o objemu 500 ml.
e) Popište PŘESNÝ způsob přípravy použitého roztoku hydroxidu.
15
9. Při reakci síry s kyselinou dusičnou se uvolňuje oxid siřičitý a oxid dusnatý. Reakce běží za
standardních podmínek. M(S) = 32,07 g/mol;
a) Sestavte a vyčíslete chemickou rovnici reakce
b) Vypočítejte, kolik litrů oxidu siřičitého vznikne rozpuštěním 10 gramů síry.
c) Kolik litrů kyseliny dusičné o koncentraci 0,2 mol/l budete potřebovat?
VYČÍSLOVÁNÍ ROVNIC S REDOXNÍ ZMĚNOU:
1) Síra reaguje s kyselinou dusičnou za vzniku oxidu siřičitého a oxidu dusnatého.
2) Sirovodík reaguje s kyselinou jodičnou za vzniku síry, jodu a vody.
3) Peroxid vodíku reaguje s kyselinou jodičnou za vzniku kyslíku a jódu.
4) Sulfid arsenitý reaguje s kyselinou dusičnou za vzniku kyseliny sírové, kyseliny
trihydrogenarseničné a oxidu dusičitého.
5) Bismutitá sůl reaguje se solí cínatou za vzniku bismutu a soli cíničité.
6) Reakcí chloru s hydroxidem olovnatým a hydroxidem sodným za vzniku oxid olovičitý a chlorid
sodný.
7) Disulfid železa reaguje s kyslíkem za vzniku oxidu železitého a oxidu siřičitého.
8) Bromidy reagují s manganistanem v kyselém prostředí za vzniku bromu a manganaté soli.
9) Peroxid sodíku reaguje s chlornanem vápenatým za vzniku hydroxidu vápenatého, chloridu
sodného a kyslíku.
10) Manganistan draselný reaguje s kyselinou sírovou za vzniku síranu draselného, oxidu
manganičitého a trikyslíku.
11) Trioxojodičnan barnatý se rozkládá na hexaoxojodistan barnatý, jód a kyslík.
12) Stříbro se rozpouští v kyselině dusičné za vzniku za vzniku dusičnanu stříbrného a oxidu
dusnatého.
13) Amoniak reaguje s bromem za vzniku bromidu amonného a dusíku.
14) Sulfid měďný reaguje s kyselinou dusičnou za vzniku síry, dusičnanu měďnatého a oxidu
dusnatého.
15) Rtuť reaguje s kyselinou dusičnou za vzniku dusičnanu rtuťnatého a oxidu dusičitého.
16) Kadmium reaguje s kyselinou dusičnou za vzniku dusičnanu kademnatého a dusičnanu
amonného.
17) Karbid triželeza reaguje s kyselinou dusičnou za vzniku dusičnanu železitého, oxidu uhličitého a
oxidu dusičitého.
18) Sulfid cínatý reaguje s kyselinou dusičnou za vzniku kyseliny dihydrogencíničité, kyseliny sírové a
oxidu dusičitého.
19) Arsenitan triměďný reaguje s kyselinou dusičnou za vzniku dusičnanu měďnatého, kyseliny
trihydrogenarseničné a oxidu dusnatého.
20) Disulfid železa reaguje s kyselinou dusičnou za vzniku síranu železitého, kyseliny sírové a oxidu
dusnatého.
21) Trithioarsenitan tridraselný reaguje s kyselinou dusičnou za vzniku arseničnanu tridraselného,
kyseliny sírové a oxidu dusnatého.
22) Chlornan vápenatý reaguje s chlorovodíkem za vzniku chloridu vápenatého a chloru.
23) Manganistan draselný reaguje s kyselinou chlorovodíkovou za vzniku chloru, chloridu
manganatého a chloridu draselného.
24) Oxid boritý reaguje s uhlíkem a chlorem za vzniku oxidu uhelnatého a chloridu boritého.
16
4. Komplexotvorné reakce
Koordinační = komplexní sloučenina je molekula či iont, kde jsou k atomu či iontu M (centrální atom)
vázány další atomy nebo atomové skupiny L (ligandy) tak, že jejich počet převyšuje ox. číslo atomu M
- atom M má neúplně obsazené nebo i prázdné orbitaly a přijímá proto elektronové páry =>
ligandy L mu své volné elektronové páry dodávají
- ligandy se tak váží dativní vazbou k centrálnímu atomu M
Koordinační číslo - udává počet navázaných (koordinovaných) ligandy
- nabývá hodnot 1 až 12, a určuje také prostorovou orientaci ligandů kolem M
LIGANDY
- donorem elektronového páru není celý L, ale jen jeho strukturně orientované funkční skupiny
- obsahuje-li ligand 1 takovou skupinu je monodonorový, IF více, je polydonorový
=> cyklo-skupiny (-NH2, =CO, =CS, -NO, =NH, -NOH)
=> acyklické-skupiny (-OH, -SH, -COOH, -SO3H), kyselé, jelikož obsahují odštěpitelný proton
- ligandy jednoduché anionty (F-, Cl-, Br-,CN-,OH-, SCN-, SO42-, PO4
3-)
polární anorg. a org. molekuly (NH3, H20) s volnými elektronovými páry na C, S, N, O
• Ligandy I. skupiny - tvoří tzv. skladné komplexy, výsledný náboj je dán součtem náboje L a
• Ligandy II. skupiny - poskytují nejčastěji tzv. vkladné komplexy, v nichž se molekuly L vkládají
mezi aniont a kationt výchozí sloučeniny a výsledný náboj je dán
nábojem M
VZOREC LIGAND VZOREC LIGAND
SO42- sulfato- O2- oxido- (oxo-)
SO32- sulfito- OH- hydroxido- (hydroxo-)
S2O32- thiosulfato- H- hydrido-
PO43- fosfáto- S2- sulfido- (thio-)
NO2- nitro- CN- kyanido- (kyano-)
F-, Cl-, Br-, I-
fluorido-, chlorido-, bromido-, jodido- (fluoro-, chloro-, bromo-, jodo-)
SCN- thiokyanato-
H2O aqua-
NEUTRÁLNÍ NH3 ammin-
CO karbonyl-
NO nitrosyl-
dle Mezinárodní unie pro čistou a užitou chemii (IUPAC, – International Union of Pure and Applied chemistry) z roku 2005, v ČR publikované v roce 2012. V závorce jsou uvedeny starší názvy ligandů.
17
STABILITA KOMPLEXŮ
- pevnost vazby komplexu je dána rychlostí, jíž se ustaví reakční rovnováha a termodynamickou
stálostí vzniklé sloučeniny
a.) Pevné a stabilní - nejpevnější, vysoce stabilní a kineticky inertní komplexy tvoří kationty
s neúplně obsazenými d-orbitaly (Mn2+, Fe2+, Co2+, Ni2+, atd.)
- méně pak kationty s 18-ti elektronovou vnější sférou (Ag+, Cd2+, Hg2+, Sn4+,
atd.) nebo s 18+2 elektronovou sférou (Pb2+, Bi3+, atd.)
=> jejich stabilita je větší, čím menší je rozdíl elektronegativit M a L
b.) Málo stabilní - nejméně stabilní a kineticky málo inertní komplexy tvoří kationty s konfigurací
inertních plynů (kationty s1- a s2-prvků, B3+, Al3+, atd.)
Analyticky významné komplexy
- zejména komplexy, které jsou barevné (pro důkazy iontů)
- tvořící stabilní sraženiny (vážková analýza)
- stabilní a ve vodě rozpustné sraženiny (odměrná analýza) a stabilní látky lépe rozp. v jiných
rozpouštědlech (extrakce)
Komplexní kationty:
o aquakomplexy - vznikají hydratací kationtů těžkých kovů (např. [Cr(H2O)6]3+)
o amminokomplexy (např.[Cu(NH3)4(H20)2]2+)
o nitrosylkopmlexy - vznikající koordinací molekuly NO (např. kation tetraaqua
dinitrosylželeznatý [Fe(NO)2 (H20)4]2+)
o některé thiokyanátové komplexy (např. thiokyanátoželezitý [Fe(SCN)]2+)
Komplexní anionty:
o halogekomplexy některých těžkých kovů (např. aniont tetrachlorcínatý [SnCl4]2-)
o thiokyanátokomplexy (Montequiho činidlo – (NH4)2[Hg(SCN)4])
o nitrokomplexy (např. K3[Co(NO2)6])
o hydroxokomplexy (např. [Al(OH)6]3-)
o thioanionty (např. trithioarsenitý aniont [AsS3]3-)
Cheláty - analyticky nejvýznamnější komplexy, vznikající koordinací polydonorových L na M
- mohou být komplexní kationty nebo anionty, příp. komplexní neelektrolyty
18
Typové příklady:
1. Ke standardizaci odměrného roztoku EDTA bylo naváženo 0,7420 g Pb(NO3)2, rozpuštěno v
odměrné baňce o obsahu 100 ml a doplněno po značku. Z tohoto zásobního roztoku základní
látky bylo odpipetováno 10 ml a po zředění na 80 až 100 ml a úpravě pH přídavkem urotropinu
bylo titrováno roztokem EDTA na indikátor xylenolovou oranž. Spotřeba v bodě ekvivalence
činila 11,2 ml. Vypočtěte látkovou koncentraci odměrného roztoku titračního činidla.
Řešení: n(EDTA) = n(Pb2+) = m / M = 0,0742 / 331,23 = 2,24.10-4 mol
c(EDTA) = n / V = 2,24.10-4 / 11,2.10-3 = 0,0200 mol/l
2. Na standardizaci odměrného roztoku Hg(NO3)2 bylo naváženo 1,6015 g chloridu sodného
(základní látka) a rozpuštěno na objem 500 ml. Do titrační baňky bylo odpipetováno 25,00 ml
zásobního roztoku NaCl, přidáno několik kapek nitroprussidu sodného a titrováno roztokem
Hg(NO3)2 do vzniku bílé opalescence. Spotřeba činila 13,70 ml. Vypočtěte látkovou koncentraci
roztoku dusičnanu rtuťnatého.
Řešení: Titrace probíhá podle rovnice: Hg2+ + 2 Cl– = HgCl2, takže platí:
n(Hg2+) = ½ n(Cl–)
n(Cl–) = 1,6015 / (58,448 · 20) = 1,370.10-3 mol, tj. 6,850.10-4 mol Hg2+
c(Hg2+) = n / V = 0,05000 mol/l
Další příklady: 1. Jaká je látková koncentrace chelatonu 3, jestliže na 66,01 mg vysušeného dusičnanu
olovnatého se spotřebovalo 9,87 ml chelatonu? ft = 1; M[Pb(NO3)2] = 331,20 g/mol.
2. Jaká je hmotnost CaO ve vodě, jestliže na 100 ml pitné vody se na indikátor eriochromčerň T
spotřebovalo 7,00 ml 0,02M-EDTA? M(CaO) = 56,08 g/mol; ft = 1; F = 1.
3. Ve slitině zinku byl stanoven zinek (po převedení do roztoku a po oddělení dalších iontů) titrací
podle rovnice: 3 Zn2+ + 2 Fe(CN)64- + 2 K+ → K2Zn3[Fe(CN)6]2
19
].[]].[[ 3 HBKBOHKW ==−+
5. Acidobazické reakce
Arrheniova vodíková teorie - kyselina je látka odštěpující ve vodě H+, zásada disociuje na OH-
Lewisova elektronová teorie - kyseliny jsou elektrofilní látky (akceptory el. páru), zásady mají
nukleofilní charakter(donory el. páru), při neutralizaci tak
vzniká koordinační vazba
Brönstedovy protonová teorie - viz dále, platí i pro nevodná rozpouštědla, nejvíce aplikovaná
Protonová teorie - při neutralizaci dochází k přenosu protonu => kyseliny jsou donorem, zásady akceptorem
- dvojice kyselin a zásad lišícími se o proton se nazývá konjugovaný pár
kys1 + zás2 → kys2 + zás1
HCl + H2O → H3O+ + Cl-
=> voda se může chovat jako kyselina (vzhledem k NH3) nebo zásada (vzhledem k HCl)
- podle toho, zda jsou rozpouštědla donorem či akceptorem protonů, je dělíme na 5 skupin:
1.) Amfiprotní - chovají se jako donory i akceptory, např. voda, ethanol
2.) Protogenní - spíše donory (kyseliny), např. kys. octová
3.) Protofilní - spíše akceptory (zásady), např. amoniak
4.) Aprotogenní - neionizují se, ale přijímají protony, např. aceton
5.) Inertní - neionizují se ani nepřijímají proton, např. benzen, chloroform
=> první tři skupiny jsou schopny sami sebe částečně ionizovat = autoprotolýza
H2O + H2O → H3O+ + OH-
CH3COOH + CH3COOH → CH3COOH2+ + CH3COO-
Proteolytické rovnováhy
- základní rovnicí je: −+++ BOHOHHB
k
k32
1
2
,a pro neutralizaci OHOHOHk
k23 2
2
1
++−
pro tyto rovnice lze odvodit rovnovážné i disociační konstanty
rovnováha posunuta k nedisociovanému podílu, proto se zavádí autoprotolytická
konstanta:
20
Aciditní funkce pH kyselin, zásad a solí - Sörensen zavedl vztah: pH = - log [H3O+] = 1/2 KW = 7 , což odpovídá pH vody (neutrální), nad 7
reagují roztoky zásaditě, pod 7 reagují kysele (celkový rozsah ve vodě je od 0 do 14)
- stanovuje se experimentálně, výpočet slouží pro přibližné určení
- pro kyselinu HB platí:
HB + H2O → H+ + B
• součet všech rovnovážných koncentrací je roven celkové koncentraci kyseliny: cHB = [HB] + [B-]
• podmínka elektroneutrality: [H+]celk. = [OH-] + [B-]
• platí rovnovážná disociační konstanta: K = [H+].[B-] / [HB]
pH kyselin a zásad
silná kyselina +−=OH
cpH3
log
silná zásada −+=OH
cpH log14
slabá kyselina )log(2
1
3+−=
OHK cpKpH
slabá zásada )log(2
114 −−−=
OHZ cpKpH
pH solí
Kyselina Zásada
silná silná hydrolýza neprobíhá
silná slabá )log(2
17 SZ cpKpH +−=
slabá silná )log(2
17 SK cpKpH ++=
slabá slabá )(2
17 ZK pKpKpH −+=
disociační konstanta: výpočet koncentrace z pH:
−=
1
.2
cK D DD KpK log−=
pH
OHc
−=+ 10
3
21
COOHCH
HCOOCHKHB
3
3
+−
= −
+=
COOCH
COOHCHKH HB
3
3
−
++=
COOCH
COOHCHKH HB
3
3logloglog
−
−=COOCH
COOHCHpKpH HB
3
3log
HB
SHB
S
HBHB
c
cpK
c
cpKpH loglog +=−=
B
SBw
c
cpKpKpH log−−=
Tlumivé roztoky (pufry)
- pufr je roztok udržující přibližně konstantní hodnotu pH vodného roztoku i při malých přídavcích
kyselin nebo zásad
- je složen z kyseliny a její konjugované báze (CH3COOH + CH3COO-; NH4+ + NH3; H2PO4
- + HPO42-)
nebo naopak slabé zásady a její konjugované kyseliny
- změní-li se aciditní funkce pH přídavkem nějaké zásady jen nepatrně, pak je pufrační kapacita
tlumivého roztoku značná
- účinek pufru na nějaký roztok se projeví tak, že nadbytek iontů konjugované báze nebo kyseliny
posune rovnováhu ve prospěch nedisociované kyseliny (báze), např.
Příklad: pufr složený z CH3COOH + CH3COO-, pomocí rovnovážné konstanty vyjádříme koncentraci H+:
=>
=>
=>
- obecně platí tzv. Hendersonova–Hasselbachova rovnice pro výpočet pH pufrů:
a.) slabé kyseliny:
b.) slabé zásady:
a.) přibudou-li ionty OH- přídavkem nějaké jiné báze, vznikne reakcí konjugované kyseliny s těmito
ionty nedisociovaná voda a příslušná konjugovaná báze:
OHNHOHNHNH
OHCOOCHOHCOOCHCOOHCH
aq
aq
2334
2333
2
2
+⎯→⎯++
+⎯→⎯++
−+
−−−
b) přibudou-li ionty H+ přídavkem nějaké jiné kyseliny, vznikne reakcí konjugované báze s těmito
ionty příslušná konjugovaná kyselina:
+++
+−
⎯→⎯++
⎯→⎯++
434
333
2
2
NHHNHNH
COOHCHHCOOCHCOOHCH
aq
aq
22
Typové příklady:
1. Vypočtěte pH roztoků, obsahujících následující látkovou koncentraci iontů H+, resp. OH–:
a) 0,0016 mol/l H+ [2,80] e) [OH–] = 0,5 mol/l [13,7]
b) 5.10-3 mol/l H+ [2,30] f) [OH–] = 8,74.10-6 mol/l [8,94]
c) 0,075 mol/l H+ [1,12] g) [OH–] = 10-13 mol/l [1,0]
d) 1,0 mol/l H+ [0] h) [H+] = 1.10-7 mol/l [7,0]
2. Vypočtěte látkovou koncentraci iontů H+, ekvivalentní uvedeným hodnotám pH, resp. pOH:
a) pH = 0 [1 mol/l] d) pOH = 5,6 [4.10-9 mol/l]
b) pH = 7,45 [3,54.10-8 mol/l] e) pOH = 0,04 [1,1.10-14 mol/l]
c) pH = 13 [1.10-13 mol/l] f) pOH = 0,20 [1,58.10-14 mol/l]
3. Kolik g HCl obsahuje 400 ml roztoku HCl, jehož pH = 1,06? [1,27]
4. Bylo smícháno 200 ml H2SO4 o pH = 2,7 a 350 ml H2SO4 o koncentraci 2,5.10-2 mol/l. Vypočtěte
pH výsledného roztoku. [1,48]
5. Do 250 ml 0,15 M H2SO4 byly přidány 2 g KOH. Vypočtěte výsledné pH roztoku přizanedbání
změny objemu v důsledku přídavku KOH. [0,81]
6. Kolik ml 85 % kyseliny mravenčí (KA = 1,77.10-4) o hustotě ρ = 1,195 g/ml musíme odměřit a
zředit vodou na 250 ml, aby jeho výsledné pH bylo 1,87? [11,33]
7. Vypočtěte pH následujících roztoků:
a) 1 g CH3COONa ve 200 ml roztoku [8,77] e) 0,7 mol/l NH4Cl [4,7]
b) 1 g NH4NO3 ve 200 ml roztoku [5,23] f) 0,03 mol/l C2H5NH3Cl [6,13]
c) 1 g HCl ve 150 ml roztoku [0,74] g) 0,01 mol/l K2CO3 [11,13]
d) 0,02 mol/l KCN [10,8] h) 0,01 mol/l KHCO3 [8,31]
8. Na ztitrování 0,2503 g čistého KHCO3 bylo spotřebováno 12,5 ml roztoku HCl za použití
methyloranže jako indikátoru. Vypočtěte látkovou koncentraci odměrného roztoku HCl.
Řešení: Při titraci na methyloranž probíhá reakce:
HCO3 – + HCl = CO2 + H2O + Cl– čili: n(HCO3 – ) = n(HCl)
n(HCO3 – ) = m / M = 0,2503 / 100,115 = 2,5.10-3 mol
c(HCl) = n / V = 2,5.10-3 / 12,5.10-3 = 0,2000 mol/l
Standardizací zjištěná koncentrace c(HCl) = 0,2000 mol/l
9. Kolik % H2SO4 obsahuje kapalný vzorek, jestliže bylo naváženo 4,500 g a zředěno
na 250 ml v odměrné baňce. Na jednotlivé titrace bylo pipetováno 25,0 ml zásobního roztoku a
průměrná spotřeba je 17,5 ml 0,1 M roztoku NaOH ?
Řešení: Z chemické rovnice neutralizace plyne, že:
n(H2SO4) = ½ n(NaOH);
p%(H2SO4) = 17,5.10-3 · 0,1 · 98 · 10 · 0,5 / 4,5 = 19,06 %
23
Další příklady:
1. Vypočítejte pH roztoku dusičnanu amonného, který vznikl rozpuštěním 20 g NH4NO3 ve 200 ml
vody. pK(NH4NO3) = 4,74; M(NH4NO3) = 80,06 g/mol.
2. Určete pH 1 litru amoniakálního pufru obsahující 0,4 mol hydroxidu amonného a 0,5 mol
chloridu amonného. pK(NH4OH) = 4,74
3. Vypočítejte pH titrační křivky kyseliny chlorovodíkové titrované roztokem NaOH. Je titrováno
20 ml 0,1 M HCl roztokem 0,1 M NaOH následujícími přídavky hydroxidu: 0,0; 5,0; 10,0; 15,0;
19,0; 20,0; 21,0; 25,0; 30,0 a 40,0 ml.
4. Máme k dispozici 36%-ní kyselinu chlorovodíkovou (ρ = 1,18 g/cm3) a chceme z ní připravit 100
ml roztoku o pH = 1,5. Určete, kolik mililitrů 36%-ní kyseliny musíme odpipetovat.
5. Vypočítejte pH hydroxidu amonného o koncentraci 0,5 mol/l jestliže víme, že je disociován
z 5%.
6. Určete molární koncentraci kyseliny sírové o pH = 1,2.
7. Vypočítejte pH roztoku octanu sodného o koncentraci 0,1 M. Kk = 1,8.10-5.
8. Určete molární koncentraci roztoku hydroxidu barnatého, jehož pH je 12,5.
9. Určete pH roztoku kyseliny mravenčí, je-li Kk = 1,75.10-4 a která je disociována z 10%.
10. Jaké bude pH roztoku hydroxidu sodného, jestliže 50 ml zásobního roztoku hydroxidu sodného
o koncentraci 0,2 mol/l odpipetujeme do baňky o objemu 500 ml a doplníme po rysku
destilovanou vodou?
11. Vypočítejte pH roztoku hydroxidu barnatého o koncentraci 0,25 mol/l.
12. Vypočítejte pH octanového pufru, který vznikl smísením 50 ml roztoku kyseliny octové o
koncentraci 0,005 mol/l a 50 ml roztoku octanu sodného o koncentraci 0,01 mol/l. pKk = 4,74.
13. Vypočítejte pH roztoku dusičnanu amonného, který vznikl rozpuštěním 15 g NH4NO3 ve 0,5 litru
vody. pK(NH4NO3) = 4,74; M(NH4NO3) = 80,06 g/mol.
24
MB
BMMB
a
aaK
−+ =
−+−+ ===BM(MB)SBMMBMB aaKaaaK
6. Srážecí reakce
- chemická reakce, při níž působením srážedla na nějakou látku vzniká obtížně rozpustná sůl –
sraženina
- vznik takové sraženiny je popsán součinem rozpustnosti KS – to je konstanta, jíž je
charakterizována termodynamická stabilita sraženiny
- vyjadřuje rovnováhu mezi málo rozpustnou látkou (sraženinou) a jejím nasyceným roztokem.
Pro reakci: −++ BM)(MB sraženina dostaneme rovnovážnou konstantu:
=> protože aktivita čisté složky je rovna jedné, můžeme ji vložit do konstanty na levé straně
=> v tabulkách bývá spíše často uváděn logaritmický tvar SS log KpK −=
- hodnota KS ještě jednoznačně nevypovídá o vyšší nebo menší rozpustnosti sraženin (v tomto
tvaru)
- to lze říci pouze o sloučeninách, které disociují na stejný počet iontů => pak platí, že čím menší
hodnota KS (tedy čím vyšší hodnota pKS), tím je sraženina méně rozpustná
- disociují-li srovnávané sraženiny na různý počet iontů, pak je jediným kriteriem k porovnání
rozpustnosti výpočet volných iontů nad sraženinou
Příklad: −+
+2
4
2
4 SOBaBaSO ; −+=
2
4
2
)(BaSOS SOBa4
K ;
−+==== −+
2
4
2
4SBaBaSO SBaBaSO24
24
OnnnO
24
2
4
2
(BaSO4)S BaSOSOBa ==−+
K , z čehož dostaneme (BaSO4)S4BaSO K=
25
Příklad:: −++
23
32 S3As2SAs ; 3223
)S(AsS SAs32
−+=K ;
322
32323
32 SAsSSAsAsSAsSAs 3;23/12/1 nnnnnnn ==== −+−+
𝐾𝑆(As2𝑆3)= [As3+]2 ⋅ [𝑆2−]3 = (2 ⋅ [As2𝑆3])
2 ⋅ (3 ⋅ [As2𝑆3])3 = 4 ⋅ [As2𝑆3]
2 ⋅ 27 ⋅
[As2𝑆3]3 = 108 ⋅ [As2𝑆3]
5.
5)S(AsS
32
5
32)S(AsS108
SAsSAs108 32
32
KK ==
Sloučenina pKs Ks Sloučenina pKs Ks
AgBr 12,31 4,90.10-13 FeS 17,2 6,31.10-18
AgCl 9,75 1,78.10-10 HgO 25,52 3,02.10-26
AgI 16,08 8,32.10-17 HgS 51,8 1,58.10-52
Ag2CrO4 11,61 2,45.10-12 Hg2Cl2 17,88 1,32.10-18
Ag2S 49,2 6,31.10-50 MgCO3 7,63 2,35.10-8
Al(OH)3 32,43 3,72.10-33 Mg(OH)2 10,95 1,12.10-11
BaCO3 8,29 5,13.10-9 MnS 12,6 2,51.10-13
BaCrO4 9,93 1,18.10-10 PbCO3 13,13 7,41.10-14
BaSO4 9,96 1,10.10-10 PbCrO4 *12,55 2,82.10-13
CaCO3 8,35 4,47.10-9 PbI2 8,15 7,08.10-9
Ca(OH)2 5,43 3,72.10-6 PbS 26,6 2,51.10-27
CaSO4 5,04 9,12.10-6 PbSO4 7,82 1,51.10-8
CdS 26,1 7,94.10-27 PbCl2 4,79 1,62.10-5
CuS 35,2 6,31.10-36 SnS 25 1,00.10-25
Cu2S 47,6 2,51.10-48 SrSO4 6,46 3,47.10-7
Fe(OH)3 39,43 3,75.10-40 Zn(OH)2 16,5 3,16.10-17
26
Vznik sraženin
- tvoří se přesycený roztok s krystalizačními centry, tvořenými zbytky sraženin a nečistotami
poté začne vylučování sraženiny
vyloučená sraženina, která se po určitou dobu ponechá ve styku s matečným louhem,
se časem mění = zrání sraženiny
minimální koncentrace iontů potřebná k přesycení roztoku a následnému vyloučení
sraženiny je dána stechiometrií příslušné reakce a jejím KS
Rychlost vylučování sraženiny a velikost vylučovaných částic závisí na:
a) relativním přesycení roztoku
- když je roztok hodně přesycen (velmi koncentrován) nebo naopak značně zředěn,
vylučují se jemné, obtížně filtrovatelné sraženiny
- je-li roztok právě nasycen a látka je ve vodě rozpustnější, vznikají hrubší sraženiny
b) na sklonu látky tvořit koloidní roztoky
- má-li látka sklon k tvorbě koloidů, vznikají velmi jemné částice rozptýlené
v rozpouštědle
c) na teplotě
- vliv teploty je značný => rostoucí T urychluje pohyb částic v roztoku, vzrůstá
rozpustnost sraženiny a urychlují se též fyzikálně chemické děje, které vedou ke
vzniku sraženin
- dochází ke zrání sraženiny (růst krystalů látky s časem nebo přechod na stálejší
modifikaci, či přechod na stálejší hydrát, polymeraci sraženiny či dehydratace
sraženiny)
d) počáteční koncentraci látky
e) rozpustnosti látky v daném rozpouštědle
27
Znečištění sraženiny
- způsobeno jinými ionty či molekulami
- mění se (zvyšuje) hmotnost vzniklé sraženiny, ničí se její chemická individualita
- může být způsobeno:
1.) adsorpcí vlastních nebo cizích iontů - fyzikální nebo chemická, zadržují se na povrchu
2.) inkluzí matečného louhu - dochází k „uzavření“ cizích částic uvnitř shluků sraženiny,
např. když sraženina vzniká rychle a cizí ionty nebo částice nestačí oddifundovat do
roztoku nad sraženinou
3.) vznikem směsných krystalů - v roztoku jsou přítomny ionty, jež jsou s tím sráženým
chemicky podobné (např. AgCl + Agar)
4.) indukováním srážením jiných sraženin - vznikají dodatečně jiné sraženiny reakcemi
jiných iontů s ionty srážedla (např. při srážení iontů Ca2+ kyselinou šťavelovou se
po určité době vyloučí i šťavelan hořečnatý
- lze mu zabránit => zmenšením povrchu sraženin
=> volbou vhodného srážedla (která rychle vytěkají např při žíhání a sušení)
=> regulací pH (zvolíme takové pH, při níž vzniká jen konkrétní sraženina)
=> maskováním cizích iontů (převedeme ionty na stabilní komplexní sloučeninu)
=> opakovaným srážením (srážení, zfiltrujeme, promyjeme a opět vysrážíme)
28
Gravimetrické výpočty
1. Výpočet gravimetrického faktoru
)().(
)().(
AMAn
BMBnf =
B … stanovovaná složka
A … vážený produkt
Vypočítejte f pro stanovení Fe v Fe2O3. 2 Fe → Fe2O3
6994,0692,159.1
847,55.2)( ==Fef
2. Výpočet objemu srážedla
cM
mV
VM
mc
..==
Vypočítejte minim. objem roztoku AgNO3 o c = 0,1mol.l-1 ke kvant. stanovení Cl- obsažených v
navážce 0,2500 NaCl.
AgNO3 + NaCl → AgCl↓+ NaNO3
mllAgNOcNaClM
NaClmV 7,4204271,0
1,0.443,58
2500,0
)().(
)(
3
====
3. Výpočet optimální hmotnosti
fba .= f … gravimetrický faktor
b … požadovaná hmotnost vyvážky
Kolik (NH4)2Fe(SO4)2 . 6H2O (Mohrovy soli) musíme navážit, abychom získali 0,400g Fe2O3.
gfba 9644,1692,159
14,392.2.400,0. ===
29
4. Výpočet obsahu stanovované složky.
100..
%a
bf=
b … hmotnost látky po analýze (vyvážka)
a … navážka vzorku
Příklad: Vypočítejte % Fe ve vzorku, jestliže bylo naváženo 1,5002g železnaté soli. Po oxidaci,
vysrážení a vyžíhání bylo naváženo 0,7501g Fe2O3.
%97,34100.5002,1
7501,0.6994,0)%(
6994,0)(
==
=
Fe
Fef
30
Typové příklady: 1. Vypočtěte molární rozpustnost AgCl ve vodě, je-li hodnota součinu rozpustnosti při 25°C
KS(AgCl) = 1,8.10-10; M(AgCl) = 143,32 g/mol.
Řešení: Chlorid stříbrný se rozpouští podle rovnice:
AgCl = Ag+ + Cl–
Při rozpouštění c molů AgCl vznikne rovněž c molů Ag+ a c molů Cl–.
Mezi součinem rozpustnosti a rozpustností AgCl platí:
KS(AgCl) = [Ag+][Cl–] = c · c = c2
Pro molární rozpustnost AgCl můžeme psát:
c(AgCl) = KS = 1,8.10−10 = 1,34.10-5 mol/l
Rozpustnost má hodnotu: m(AgCl) = 1,34.10-5 · 143,32; m(AgCl) = 1,92.10-3 g/l
2. Vypočtěte molární rozpustnost Pb3(PO4)2 (M = 811,5 g/mol), je-li KS = 8.10-43.
Řešení: Rozpouštění fosforečnanu olovnatého vystihuje rovnice:
Pb3(PO4)2 = 3 Pb2+ + 2 PO43-
podle níž z c molů Pb3(PO4)2 vznikne 3 c molů Pb2+ a 2 c molů PO43-. Dosazením do součinu
rozpustnosti fosforečnanu olovnatého obdržíme vztah:
KS(Pb3(PO4)2) = [Pb2+]3[PO43-]2 = (3c)3 · (2c)2 = 108 c5
ze kterého vypočteme molární rozpustnost c:
3. hodnotu součinu rozpustnosti síranu barnatého, je-li při teplotě 25°C ve 300 ml nasyceného
roztoku této soli rozpuštěno 0,729 mg. M(BaSO4) = 233,40 g/mol.
Řešení: Látková koncentrace rozpuštěného BaSO4 je dána vztahem: c;
c = m / (M·V) = 0,729.10-4 / (233,4 · 0,3) = 1,041.10-5 mol/l
KS(BaSO4) = c2 = 1,084.10-10
4. Navážka 0,1500 g technického NaCN byla po rozpuštění v destilované vodě titrována roztokem
AgNO3 o koncentraci 0,05 mol/l do prvního žlutého zákalu AgI (jako indikátor pro zvýraznění
bodu ekvivalence byl přidán KI). Spotřeba činila 21,8 ml AgNO3. Kolik % NaCN obsahuje
předložený vzorek?
Řešení: Z rovnice Ag+ + 2 CN– = [Ag(CN)2]– plyne pro poměr látkových množství
reagujících složek: n(Ag+) = ½ n(NaCN); n(NaCN) = 2 · 21,8.10-3 · 0,05 = 0,00218 mol;
m(NaCN) = 0,1068 g, tj. 71,23 %.
31
5. Vypočtěte obsah iontu I– v gramech v 1 litru roztoku, bylo-li při stanovení dle Volharda
odpipetováno 25,0 ml vzorku, přidáno 20,0 ml 0,1005 M roztoku AgNO3 a na retitraci
přebytečného AgNO3 spotřebováno 12,5 ml 0,05 M roztoku NH4SCN.
Řešení: Z rovnice Ag+ + I– = AgI plyne, že n(AgNO3) = n(I–).
Z rovnice Ag+ + SCN– = AgSCN, která se uplatňuje při zpětné titraci, plyne n(Ag+) = n(SCN-) a zároveň
n(SCN–)= n(I–).
n(SCN–) = 12,5.10-3 · 0,05 = 6,25.10-4 mol; n(Ag+) = 2,01.10-3 mol
Výsledné látkové množství AgNO3, odpovídající množství jodidu, je dáno rozdílem:
n(Ag+) – n(SCN–) = 1,385.10-3 mol.
Látkové množství jodidu v 1 litru zásobního roztoku je rovno:
n(I–) = 1,385.10-3 · 40 = 5,54.10-2 mol; m(I–) = 7,0308 g/l.
6. Kolik % NaBr obsahuje vzorek technického bromidu, bylo-li na navážku 0,2253 g vzorku po
rozpuštění ve vodě a přídavku dichlorofluoresceinu jako indikátoru spotřebováno 18,7 ml roztoku
AgNO3 o koncentraci 0,04983 mol/l?
Řešení: n(AgNO3) = n(NaBr) = 18,7.10-3 · 0,04983 = 9,318.10-4 mol.
m(NaBr) = n · M= 9,318.10-4 · 102,894 = 9,587.10-2 g, tj. 42,55 %.
Další příklady:
1. Kolik % železa je v železné rudě, jestliže se na navážku 0,4153 gramu vzorku po redukci
železnaté soli na Fe3+ spotřebovalo na indikátor difenylamin 36,5 ml odměrného roztoku
dichromanu o koncentraci 0,0152 mol/l v kyselém prostředí. M(Fe) = 55,847 g/mol;
2. Vypočítejte součin rozpustnosti NH4MgPO4 při 25 oC, rozpustí-li se ve 400 ml vody 3,44 mg.
M(NH4MgPO4) = 137,31 g/mol.
3. Vypočítejte rozpustnost chloridu stříbrného při teplotě 25 oC, je-li součin rozpustnosti
KS = 1,8.10-10.
32
POUŽITÉ ZDROJE:
o BARTOŠ, M., ET AL. Analytická chemie I. [online] Pardubice: UP FCHT, 2004. Dostupné z:
o http://meloun.upce.cz/docs/analchem1/skripta.pdf [cit. 23.9.2015]
o FLEMR, V., HOLEČKOVÁ EVA: Úlohy z názvosloví a chemických výpočtů v anorganické chemii
[online]. Version 1.0. Praha: VŠCHT Praha, 2001 (2008 dotisk) [cit. 2018-10-28]. Dostupné z
www: http://vydavatelstvi.vscht.cz/knihy/uid_isbn-978-80-7080-435-3/pages-img/>.
o HÁJEK, B., JENŠOVSKÝ, I., KLIMEŠOVÁ, V. Příklady z obecné a anorganické
o chemie. Praha: SNTL, 1981.
o VLÁČIL, F., ET AL. Příklady z chemické a instrumentální analýzy. Praha: Informatorium, 1991.
o KOLSKÝ, V., KOLSKÁ, Z. Složení roztoků a stechiometrické výpočty. Ústí nad Labem: PF UJEP,
2001.
o ŠRÁMEK, V., KOSINA, L. Chemické výpočty a reakce. Praha: ALBRA, 1996.
o KOTLÍK, B., RŮŽIČKOVÁ, K. Cvičení k chemii v kostce. Olomouc: Fragment, 2002.
o KOLSKÝ V. Analytická chemie I. a II. Ústí nad Labem: PF UJEP, 1981.
o KOLSKÁ, Z. Analytická chemie, část I, UJEP 2008.
o REJNEK, J. Analytická chemie, část II, UJEP 2008.
o ŠRÁMEK, KOSINA, L. Analytická chemie. Olomouc: FIN, 1996.
o BLAŽEK, J., MELICHAR, M. Přehled chemického názvosloví. 3. vyd., Praha: SPN. 1986.
o VOLKA, K. Analytická chemie I. - III.. Praha: VŠCHT, 1997.
o VOHLÍDAL, J. Chemické a analytické tabulky. Praha: GRADA, 1999.
o HOLZBECHER, Z., ET AL. Analytická chemie. Praha: SNTL, 1987.