Teorie kyselin a zásad

1. Teorie kyselin a zásad

2. acidum baze • kyselina = .................. • zásada = .............. → reakce mezi kyselinou a zásadou = ...................................... acidobazická reakce

3. látka schopná odštěpit proton (vodíkový kation) H+ ARRHENIOVA TEORIE • ve vodných roztocích • kyselina = ................................................................ obecně HB → H+ + B- např. proton ......................................., proto reaguje s molekulou rozpouštědla tedy HB + H2O → (H3O)+ + B- HNO3 + H2O → (H3O)+ + (NO3)- • zásada = ................................................................ • obecně ZOH → Z+ + (OH)- např. HNO3 → H+ + (NO3)- nemůže existovat sám H+ + H2O → (H3O)+ látka schopná odštěpit hydroxoniový anion (OH)- KOH → K+ + (OH)-

4. kyseliny a zásady sůl a voda neutralizace • reakce ..........................., vzniká ..................... HCl → H+ + Cl- KOH → K+ + (OH)- H+ + Cl- + K+ + (OH)- → H2O + KCl název reakce je zavádějící, nemusí vzniknout neutrální roztok!

5. látka schopná odštěpit proton látka schopná přijmout proton TEORIE BRÖNSTED-LOWRYHO • kyselina = ....................................................... • zásada = ....................................................... • konjugovaný pár – kyselina a zásada lišící se navzájem o ..................... HCl → H+ + Cl- HNO3 → H+ + (NO3)- NH3 + H2O → (NH4)+ + (OH)- • acidobazická reakce = .................. (protolytická reakce) = .......................... 1 proton kyselina zásada kyselina zásada zásada 1 kyselina 2 kyselina 1 zásada 2 protolýza přenos protonu

6. k1 z2 k2 z1 HCl + H2O → (H3O)+ + Cl- NH3 + H2O → (NH4)+ + (OH)- HNO3 + H2O → (NO3)- + (H3O)+ HNO3 + H2SO4 → (HSO4)- + (H2NO3)+ • látka se .................................................. vždy jen ............................... • některé látky se mohou chovat někdy jako kyseliny (vůči jedné látce) a jindy jako zásady (vůči jiné látce) = ....................... z1 k2 k1 z2 k1 z2 z1 k2 z1 k2 z2 k1 chová jako kyselina nebo zásada vůči jiné látce amfolyty

7. protonu téže látky autoprotolýza • přenos ............... mezi molekulami ................ H2O + H2O → (H3O)+ + (OH)- NH3 + NH3 → (NH4)+ + (NH2)-

8. odštěpí proton (má sílu ho někomu vnutit) Síla kyselin a zásad • Čím snadněji kyselina .........................., tím je silnější • Čím snadněji zásada ............................, tím je silnější přijímá proton (má malou sílu proton někomu vnucovat, naopak jej ráda přijme)

9. kyslíků nad vodíky Orientační určení síly kyselin Čím větší převaha ................................, tím je kyselina silnější. • velmi slabé kyseliny – ( ) • slabé kyseliny - ( ) • silné kyseliny - ( ) • velmi silné kyseliny ( ) • bezkyslíkaté kyseliny – v tabulce → síla kyselin ............ – nejsilnější jsou .............................. kyseliny, z nich .......................... HnXOn HClO, H3BO3 HnXOn+1 H2CO3, H2SO3, H3PO4 HnXOn+2 HNO3, H2SO4, HClO3 HnXOn+3 HMnO4, HClO4 roste halogenovodíkové jodovodíková

10. Konstanty obecná reakce HB + H2O → (H3O)+ + B- její rovnovážná konstanta K = K*[H2O] = KA = konstanta acidity • čím je KAmenší, tím je kyselina ................ [(H3O)+]*[B-] [(H3O)+]*[B-] [HB] [HB] *[H2O] [(H3O)+]*[B-] [HB] slabší

11. obecná reakce ZOH → Z+ + (OH)- její rovnovážná konstanta KB = konstanta bazicity • čím je KBmenší, tím je zásada ........... [Z+]*[(OH)-] [ZOH] slabší

12. VYJADŘOVÁNÍ KYSELOSTI A ZÁSADITOSTI LÁTEK Měření el.vodivosti čisté vody ukázalo, že voda je minimálně schopna vést el. proud – 10 000 000 l vody obsahuje 1 mol iontů (H3O)+ a 1 mol iontů (OH)- → koncentrace iontů (H3O)+ a (OH)- je 1*10-7 mol/l

13. rovnice autoprotolýzy vody H2O + H2O → (H3O)+ + (OH)- rovnovážná konstanta • KV = [(H3O)+]*[(OH)-] iontový součin vody po dosazení • tato hodnota je za standardních podmínek ........................, zvýšení koncentrace jednoho z iontů (např. přidáním další látky) má za následek ....................................................... [(H3O)+]*[(OH)-] K = K*[H2O]2 = [(H3O)+]*[(OH)-] [H2O] * [H2O] KV = [1*10-7] * [1*10-7] = 1*10-14 konstantní snížení koncentrace druhého iontu

14. Číselné vyjádření – pH a pOH • písmenko p znamená „záporný dekadický logaritmus koncentrace iontů“ • H nebo OH značí ........... • pH = -log c (H3O)+ pOH = -log c (OH)- např. koncentrace iontů (H3O)+ v roztoku je 1*10-5 mol/l → koncentrace iontů (OH)- je 1*10-9 mol/l → pH je 5, pOH je 9 • konstantní hodnota iontového součinu vody → pH + pOH = ionty 14

15. (H3O)+ (OH)- kyselé pH < 7 • Roztoky, ve kterých je koncentrace iontů ............ větší než koncentrace iontů .......... jsou .............., ............. • Roztoky, ve kterých je koncentrace iontů ............ menší než koncentrace iontů ........ jsou ..............., ............. • Roztoky, ve kterých je koncentrace iontů ........... stejná jako koncentrace iontů ........ jsou ..............., .......... (H3O)+ (OH)- zásadité pH ˃ 7 (H3O)+ (OH)- neutrální pH = 7

16. barvy Indikátory - látky, které mají při různých hodnotách pH různé .........., využívají se při neutralizační titraci. Zbarvení indikátor fční oblast pH kys. zás. methyloranž 3,1 až 4,5 methylčerveň 4,4 až 6,3 bromthymolová modř 6,0 až 7,6 fenolftalein 8,2 až 10,0 červené žluté červené žluté žluté modré bezbarvé růžové