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.