Tento projekt je spolufinancován Evropským sociálním fondem a státním rozpočtem České republiky.

1. CH16 - Acidobazické reakce Mgr. Aleš Chupáč, RNDr. Yvona PufferováGymnázium, Havířov-Město, Komenského 2, p.o. Soubor prezentací: CHEMIE PRO I. ROČNÍK GYMNÁZIA Tento projekt je spolufinancován Evropským sociálním fondem a státním rozpočtem České republiky. Tato prezentace vznikla na základě řešení projektu OPVK, registrační číslo: CZ.1.07/1.1.24/01.0114 s názvem „Podpora chemického a fyzikálního vzdělávání na gymnáziu Komenského v Havířově“

2. Acidobazické reakce (protolytické) • Reakce kyselin a zásad (bází) • Přenášenou částicí je proton – kation vodíku H+ • Podstatou acidobazických (protolytických) dějů je výměna protonů (kationtů vodíku) mezi kyselinou a zásadou za vzniku nové kyseliny a nové zásady. • Tři teorie – Arrheniova, Brönstedova a Lewisova

3. Historie teorií kyselin a zásad • Boyle: kyselina je látka chutnající kysele, se zásadami poskytující soli; zásada je látka mající chuť podobnou jako mýdlo, s kyselinami poskytující soli • Lavoisier: kyseliny obsahují kyslík (vznik: oxid nekovu + voda); zásady: oxid kovu + voda • Liebig: kyseliny obsahují H, který lze nahradit kovem

4. Úloha • Jmenujte nějaké kyseliny nebo zásady, které znáte. • Která kyselina je součástí žaludečních šťáv? • Jak poskytnete první pomoc při poleptání kyselinou nebo zásadou? • Znáte symbol pro nebezpečné žíraviny? • Jak správně ředit kyselinu/zásadu? • Při ředění kyselin se teplota zvyšuje/snižuje?

5. 1. Arrheniova teorie kyselin a zásad obr. č.1 S. Arrhenius • (1887) švédský chemik S. Arrhenius • kyselina – látka schopná odštěpit ve vodném roztoku proton (H+) HCl  H+ + Cl- obecně: HB  H+ + B- • zásada-látka schopná odštěpit ve vodném roztoku hydroxidový anion OH- KOH  K+ + OH- obecně: ZOH  Z+ + OH- Ca(OH)2  Ca 2++ 2 OH-

6. Neutralizace • Neutralizace - reakce kyseliny a zásady za vzniku soli kyseliny a vody • reakce H+ + OH- H2O a reakce K+ + Cl-  KCl KOH + HCl  KCl + H2O

7. Výhody x nevýhody • jednoduchá a názorná, ale nedostatečná. Nedostatečnost: • typický zásaditý charakter mají i některé látky, které ve své molekule vůbec neobsahují skupinu OH; • volné ionty H+ se v roztocích prakticky nevyskytují; • látky, které jsou podle této teorie zásadami, tvoří kyselé roztoky a naopak.

8. 2. Brönsted – Lowryho teorie kyselin a zásad • (1923) - Protolytická teorie • Při acidobazických reakcích dochází k přenosu protonu, proto jsou acidobazické reakce nazývány reakcemi protolytickými. • kyselina - částice (atom, ion) schopná odštěpovat proton Kyselina je donor protonu (H+). HCl  H+ + Cl- • zásada – částice schopná proton přijímat. Zásada je akceptor protonu (H+) H2O + H+ H3O+ obr. č.2 Brönsted a Lowry obr. č.3 Brönstedova teorie

9. Brönsted – Lowryho teorie kyselin a zásad • Každé kyselině odpovídá konjugovaná báze a naopak. • Dvojice látek, lišící se o proton, tvoří dohromady konjugovaný pár neboli protolytický systém. HA ↔ H+ + A- kyselina báze konjugovaný pár Př. kyselina  H+ + zásada HCl  H+ + Cl- H2SO4 H+ + HSO4- HSO4- H+ + SO42- NH4+  H+ + NH3

10. Protolytické systémy • Protolytické reakce se musí zúčastnit vždy dva protolytické systémy: jeden z nich proton uvolňuje, druhý jej přijímá. • Kyselost kyseliny se tedy může projevit jen tehdy, je-li přítomna nějaká zásada schopná proton vázat a naopak. • Reakcí kyseliny s bází vzniká nová kyselina a nová báze. • Vodíkový kation není schopen ve vodném prostředí existence, je hydratován a vyskytuje se ve formě oxoniového kationtu (H3O+)

11. Konjugované páry konjugovaný pár 1 kyselina 1 + zásada 2 kyselina 2+ zásada 1 konjugovaný pár 2  konjugovaný pár 1  HCl + H2OH3O++ Cl- K1 Z2 K2 Z1  konjugovaný pár 2 obr. č.3 Brönstedova teorie

12. Příklady konjugovaných párů Kyselina 1+ Zásada 2  Zásada 1+ Kyselina 2 • HCl + NH3 Cl- + NH4+ • HCl + H2O  Cl- + H3O+ • H2O+ NH3 OH- + NH4+ • NH4+ + H2ONH3 + H3O+ • HCO3- + OH-  CO32- + H2O • CH3COOH + H2O  CH3COO- + H3O+

13. Kyselina x zásada • Táž látka může být v jedné protolytické reakci kyselinou a v jiné zásadou. • Označení látky termínem kyselina nebo zásada tedy může být relativní a závisí na schopnostiobou výchozích látek vázat či uvolňovat proton. H2SO4 + H2O  H3O+ + HSO4- kyselina sírová se chová jako kyselina HClO4 + H2SO4 H3 SO4+ + ClO4- kyselina sírová se chová jako zásada (k.chloristá je silnější) obr. č.4 Kyselina a zásada

14. Úloha • Napište k příkladům kyselin a zásad rovnice reakce ve vodném prostředí. (Vytvořte konjugované páry). • Kyseliny: HCl, H2SO4, HSO4-, H3PO4, H2PO4-, HPO42-, H2O, NH4+, H3O+, CH3COOH • Zásady: Cl-, HSO4-, SO42- , H2PO4-, HPO42- , PO43- , H2O, OH-, NH3, CH3COO-

15. Úloha Doplň co je konjugovanou kyselinou k: Doplň co je konjugovanou bází k: HCl H3O+ HSO4− d. NH4+ • CH3COO− b. HSO4− c. NH3 d. OH−

16. Úloha • Vyber konjugovanou kyselinu k iontu HPO42- • H2PO4- • HPO42- • H3PO4 • PO43- • Doplň rovnice tak, aby voda měla charakter: • kyseliny HPO42- + H2O  • zásady HPO42- + H2O 

17. Amfoterní (amfiprotní) charakter látek • Některé látky (i rozpoštědla) se mohou chovat jako kyseliny i jako zásady (podle daných podmínek): • voda jako zásada HCl + H2O ↔ H3O+ + Cl- kyselina 1 zásada2 kyselina 2 zásada 1 • voda jako kyselina NH3 + H2O ↔ OH- + NH4+ zásada 1 kyselina 2 zásada 2 kyselina

18. 3. Lewisova teorie kyselin a zásad • vycházíz elektronové struktury látek • uplatňuje se především v organické chemii • zásada (Lewisova zásada) - látka mající volný elektronový pár, (donor elektronového páru) • kyselina (Lewisova kyselina)- látka, která má vakantní (tj. prázdný) orbital(akceptor elektronového páru) • Neutralizací Lewisovy kyseliny Lewisovou zásadou vzniká koordinačně kovalentní (donor – akceptorová) vazba obr. č.5 G.N. Newson H+ + |NH3 → NH4+

19. Vznik amonného kationtu donor N 1s ↑↓ 2s ↑↓ 2p ↑ ↑ ↑ H 1s ↓ NH4+ H 1s↓ H 1s↓ H+ 1s akceptor obr. č.6 Vznik amonného kationtu

20. Elektrolytická disociace kyselin a zásad • při rozpuštění látek (ale i při tavení) v polárních rozpouštědlech dochází ke vzniku iontů – dochází k tzv. elektrolytické disociaci (ionizaci) • silné elektrolyty = látky jsou prakticky úplně disociovány (přeměněny na ionty) • slabé elektrolyty = látky, jejichž většina molekul je v podobě elektroneutrální a jen malá část je disociována

21. a) Disociace kyseliny ve vodě • Elektrolytická disociace kyseliny HA ve vodě vede k ustavení rovnováhy HA + H2O ↔ H3O+ + A- • které přísluší rovnovážná konstanta Kc : • koncentrace vody se při disociaci prakticky nemění, zahrnuje se do odpovídající rovnovážné konstanty a disociační konstantu vyjadřujeme vztahem: • KA -disociační konstanta = k. acidity(KA = Kc [H2O])

22. Disociace vícesytných kyselin • postupné odštěpování protonů z molekuly kyseliny; • např. H2CO3 + H2O → H3O+ + HCO3- HCO3- + H2O → H3O+ + CO32-

23. b) Disociace zásady (báze) ve vodě • Pro elektrolytickou disociaci báze B ve vodě lze obdobně psát: B + H2O ↔ BH+ + OH- KB -disociační konstanta = k. bazicity (KB = Kc [H2O])

24. Úloha • Vyjádřete konstantu acidity kyseliny dusité: HNO2 + H2O  H3O+ + NO2– • Vyjádři vztah pro výpočet konstanty acidity HBr disociované ve vodě. • Vyjádři vztah pro výpočet konstanty bazicity NH3 disociovaného ve vodě.

25. Úloha ÚKOL: Zapiš konstantu acidity kyseliny octové CH3COOH. CH3COOH + H2O  CH3COO- + H3O+ ÚKOL: Zapiš konstantu bazicity hydroxidu amonného NH4OH. NH4OH  NH4+ + OH- ÚKOL: Zapiš disociační konstantu (konstantu acidity) všech stupňů disociace kyseliny trihydrogenfosforečné H3PO4.   1. stupeň: H3PO4 + H2O  H2PO4- + H3O+ 2. stupeň: H2PO4- + H2O  HPO42- + H3O+ 3. stupeň HPO42-+ H2O  PO43- + H3O+

26. Síla kyselin a zásad • Hodnoty disociačních konstant mohou sloužit jako kvantitativní měřítko pro dělení kyselin a zásad na silné a slabé (vyjadřují tedy sílu kyselin a zásad): • Síla kyselin – kyselina je tím silnější, čím snáze odštěpí proton (čím je slabší její konjugovaná zásada) • Síla zásad – zásada je tím silnější, čím snáze naváže proton (čím je slabší její konjugovaná kyselina)

27. Síla kyselin a zásad silné KA,B  10-2 střední KA,B 10-2 až 10-4 slabé KA,B  10-4 • silné kyseliny a zásady - např. HCl, H2SO4; HNO3; NaOH, CaO … • středně silné kyseliny (zásady) - např. HF; H2SO3; Na2CO3 … • slabé kyseliny (zásady); např. H2CO3; NH3; HCN; siřičitany …

28. Aciditakyselin • bezkyslíkaté: HF HI (nejsilnější je HI), ostatní např. od VI.A jsou slabší • kyslíkaté: kyselina je tím silnější, čím má více atomů kyslíku v porovnání s počtem atomů vodíku HnXOn+3 (velmi silné) – HClO4, HMnO4 HnXOn+2 (silné) – H2SO4, HNO3, HClO3 HnXOn+1 (slabé) – H2CO3, H3PO4 , HNO2, H2SO3 HnXOn (velmi slabé) – HClO, B3BO3, H4SiO4, většina org. kyselin

29. Bazicita zásad • Silné zásady jsou látky, které snadno přijmou protony například OH −+ H+ → …… • mezi silné zásady patří hydroxidy alkalických kovů a kovů alkalických zemin :……………………… • Slabé zásady naopak hůře přijímají proton. • Které částice můžete najít ve vodném roztoku amoniaku: NH3 , NH4+, OH− a H2O?

30. Úloha • Vyber nejslabší kyselinu: • HCl • H3BO3 • H2SO4 • H3PO4 • Vyber nejsilnější kyselinu: • HF • HI • H2SO3 • HClO

31. Autoprotolýza • slabé kyseliny i zásady mohou podléhat tzv. autoprotolýze • reagují dvě molekuly stejné látky, přičemž jedna se chová jako kyselina druhá jako zásada • látky mají amfoterní charakter autoprotolýza vody: H2O + H2O  H3O+ + OH- autoprotolýza amoniaku: NH3 + NH3  NH4++ NH2-

32. Iontový součin vody • autoprotolýza vody: H2O + H2O ↔ H3O+ + OH- • koncentrace samotné vody ve vodě a vodných roztocích je prakticky konstantní zapíšeme ve konstantu tvaru • nazývá se iontový součin vody; • součin oxoniového kationtu a hydroxidového aniontu • Iontový součin vody udává rovnovážnou konstantu autoprotolýzy vody a jeho hodnota závisí na teplotě: = 1. 10-14 mol2 . dm-6 (při 25°C)

33. Vyjadřování kyselosti a zásaditosti • Pomocí iontového součinu vody můžeme vyjádřit charakter roztoků, tedy jejich kyselost, zásaditost či neutrálnost. • Podle vzájemných poměrů koncentrací H3O+ a OH- iontů ve vodných roztocích rozlišujeme: • kyselé roztoky c(H3O+) > c(OH-)[H3O+] > [OH-] • zásadité roztoky c(H3O+) < c(OH-)[H3O+] < [OH-] • neutrální roztoky c(H3O+) = c(OH-) [H3O+] = [OH-] … odpovídá 10-7 mol.dm-3

34. Kyselost a zásaditost obr. č.7 Hodnoty pH

35. Stupnice pH • počítání se zápornými mocninami je nevýhodné, byla zavedena logaritmická stupnice kyselosti, tzv. stupnice pH (Sörensen, 1909): • pH = – log = - log [H3O+] • pH rovná zápornému dekadickému logaritmu koncentrace oxoniových iontů • pOH rovná zápornému dekadickému logaritmu koncentrace hydroxidových iontů • pOH = – log = - log .[OH-]

36. Stupnice pH • V čisté vodě, kde při teplotě 25°C = [H3O+] . [OH-] = 10-7 mol.dm-3 platí: • pH = – log = 7 [H3O+] . [OH-] = KV = 10-14 pH + pOH = 14 • pH tedy nabývá hodnot od 0 do 14. • Se vzrůstajícím pH roztoku, vzrůstá jeho zásaditý charakter. • Obdobně můžeme zavést pKV = - log KV pKA = - log KA pKB = - log KB

37. Stupnice pH obr. č.8 Hodnoty pH obr. č.9 Hodnoty pH obr. č.10 Stupnice pH

38. Měření pH • Indikátory - látky, které reagují na změnu pH změnou zbarvení (např. ve formě pH papírků či roztoků látek) • jsou slabé organické kyseliny nebo zásady, u nichž nedisociované molekuly mají jinou barvu než disociací vzniklé ionty • univerzální – směs indikátorů, barevná škála obr. č.11 Univerzální indikátor obr. č.12 Univerzální indikátor

39. Indikátory • Indikátory -jsou slabé organické kyseliny nebo zásady, u nichž nedisociované molekuly mají jinou barvu než disociací vzniklé ionty • fenolftalein– bezbarvý, zásady zbarvuje fialovočerveně, • lakmus – modrý, kyselinami se barví červeně obr. č.14 Lakmus obr. č.13 Fenolftalein

40. Měření pH • pH metry = potenciometrické měření • pH se měří na základě rovnovážného napětí elektrochemického článku složeného z indikační a referentní elektrody • jako indikační elektroda se používá nejčastěji skleněná iontově selektivní elektroda (tenkostěnná skleněná banička citlivá na ionty H3O+ v širokém rozmezí pH), • jako referentní elektroda se obvykle používá elektroda kalomelová (rtuť pokrytá sraženinou Hg2Cl2, převrstvená vodným roztokem KCl) obr. č.15 pH metr

41. Úloha • Na uvedených webových stránkách zhlédni video „Neviditelný inkoust“ a „Univerzální indikátor“ a popiš pokusy vlastními slovy a pokus se je vysvětlit na základě znalostí učiva o indikátorech. • http://www.chem-toddler.com/acids-and-bases/invisible-ink.html • http://www.chem-toddler.com/acids-and-bases/universal-indicator.html

42. Výpočet pH silných kyselin 1. Ve vodných roztocích silných kyselin nebo silných zásad předpokládáme prakticky úplnou disociaci [H3O+] = [HA] nebo [OH-] = [BOH] • Silné jednosytné kyseliny: HCl, HBr, HI, HNO3,… pH = −log cH3O • Silné dvojsytné kyseliny: H2SO4 pH = −log (2∙cH3O) • c(H3O+) = 10−3 mol∙dm−3 pH = ...... • c(H3O+) = 10−8 mol∙dm−3 pH = ...... • c(H3O+) = 0,01 mol∙dm−3 = 10−.... mol∙dm-3 pH = ..... • c(H3O+) = 0,02 mol∙dm−3 použijte kalkulačku  pH = .....

43. Výpočet pH silných zásad • u roztoků silných zásad vypočteme ze známé koncentrace nejprve pOH a následně pH ze vztahu pH = 14 – pOH • Silné hydroxidy s 1 OH- iontem: NaOH, KOH pH = 14 + log cMOH- • Silné hydroxidy s 2 OH- ionty: Ba(OH)2 pH = 14 + log (2∙c(MOH-)2) Vypočítejte pH následujících roztoků: a) 0,01 M KOH b) 0,1 M NaOH c) 0,005 M Ba(OH)2

44. Výpočet pH slabých kyselin 2. V roztocích slabých kyselin a slabých zásad podlehne disociaci jen část molekul a koncentraci iontů [H3O+] nebo[OH-] musíme vypočítat z příslušné disociační konstanty. Vztah pro výpočet pH vodného roztoku slabé kyseliny (HA) získáme zlogaritmováním a úpravou výrazu [H3O+] = log [H3O+] =1/2 (log KA + log cM) pH = 1/2 (pKA - log cM)

45. Výpočet pH slabých zásad 2. V roztocích slabých kyselin a slabých zásad podlehne disociaci jen část molekul a koncentraci iontů [H3O+] nebo[OH-] musíme vypočítat z příslušné disociační konstanty. • Při výpočtu pH vodného roztoku slabé zásady (B) z příslušné disociační konstanty KB vyjádříme nejprve [OH-] a jednoduchými úpravami získáme vztah pro výpočet pH pH = 14 - pOH = 14 - 1/2 (pKB - log cM)

46. Příklady • Jaké je pH roztoku kyseliny chlorovodíkové o koncentraci c = 0,004mol.dm-3? • Řešení: Kyselina chlorovodíková je jednosytná silná kyselina, proto platí • pH = – log • pH = – log 0,004 • pH= 2,4

47. Příklady • Určete koncentraci H3O+ v roztoku, který má pH = 4,6. • Řešení: Vycházíme ze vztahu pH = – log (– 4,6) = log = 2,5.10-5 mol.dm-3

48. Příklady • Koncentrace kyseliny sírové v roztoku = 0,025 mol/l. Jaké je pH roztoku? • Řešení: Pro roztok kyseliny sírové musíme uvažovat, že jde o silnou dvojsytnou kyselinu, proto:

49. Příklady . • Koncentrace =10-3 mol.dm-3 . Vypočítejte koncentraci . • Řešení: = 10-14 = (10-14) : (10-3) = 10-11 mol.dm-3

50. Příklady . • Vypočítejte roztoku, jehož hodnota pH = 8,3. • Řešení: Vycházíme ze vztahu pH + pOH = 14 pOH = 14 – 8,3 = 5,7 pOH = – log (– 5,7) = log = 2.10-6 mol.dm-3