1 / 19

Acidobazické reakce (učebnice str. 110 – 124)

Acidobazické reakce (učebnice str. 110 – 124). Arrheniova teorie Teorie Br ö nsted-Lowryho Teorie Lewisova Síla kyselin a zásad Vyjadřování kyselosti a zásaditosti zásad Hydrolýza solí. Základní pojmy. Acidobazické reakce = Protolytické reakce. Reakce mezi kyselinami a zásady.

len-horn
Download Presentation

Acidobazické reakce (učebnice str. 110 – 124)

An Image/Link below is provided (as is) to download presentation Download Policy: Content on the Website is provided to you AS IS for your information and personal use and may not be sold / licensed / shared on other websites without getting consent from its author. Content is provided to you AS IS for your information and personal use only. Download presentation by click this link. While downloading, if for some reason you are not able to download a presentation, the publisher may have deleted the file from their server. During download, if you can't get a presentation, the file might be deleted by the publisher.

E N D

Presentation Transcript

  1. Acidobazické reakce(učebnice str. 110 – 124) Arrheniova teorie Teorie Brönsted-Lowryho Teorie Lewisova Síla kyselin a zásad Vyjadřování kyselosti a zásaditosti zásad Hydrolýza solí

  2. Základní pojmy Acidobazické reakce = Protolytické reakce. Reakce mezi kyselinami a zásady. Dochází k přenosu protonu. 1. teorie Arrheniova Co je kyselina? Co je zásada? 2. teorie Brönsted-Lowryho 3. teorie Lewisova

  3. 1. Arrheniova teorie Kyseliny: Látky, které jsou schopné ve vodném roztoku ODŠTĚPOVAT VODÍKOVÝ KATIONT (H+). HNO3→H+ + NO3- Zásady (báze): Látky, které jsou schopné ve vodném roztoku ODŠTĚPOVAT HYDROXIDOVÝ ANION (OH-). NaOH →Na+ + OH- Neutralizace: NaOH + HNO3→Na+ + OH- +H+ + NO3- NaOH + HNO3→ NaNO3 + H2O Vzájemná reakce kyseliny se zásadou. Produktem je voda a sůl.

  4. 1. Arrheniova teorie • Nevýhody: • Jediným rozpouštědlem je voda • Zužuje zásady na hydroxidy • Omezení na látky (např. u vícesytných kyselin) 2. Brönsted-Lowryho teorie Kyseliny: Částice (tj. molekuly i ionty!), které jsou schopné ve vodném roztoku ODŠTĚPOVAT H+ = donory protonu Zásady: Částice (tj. molekuly i ionty!), které jsou schopné ve vodném roztoku VÁZAT H+ = akceptory protonu

  5. konjugovaný pár Zásada (B1) Kyselina (A1) H+ + NO3- HNO3 H+ + konjugovaný pár konjugovaný pár Zásada (B2) Kyselina (A2) H+ + NH3 NH4+ H+ + konjugovaný pár

  6. Zásada (B1) Kyselina (A1) H+ + Zásada (B2) Kyselina (A2) H+ + Kyselina (A1) Zásada (B2) Zásada (B1) Kyselina (A2) H+ H+ + + + + Kyselina (A1) Zásada (B2) Zásada (B1) Kyselina (A2) + + HNO3 NH3 NO3- NH4+ + + NH4NO3 dusičnan amonný = sůl kyseliny dusičné a amoniaku

  7. OH- H2O H+ + H2O H3O+ H+ + H2O H2O OH- H3O+ + + amfotery, amfolyty = částice, které mohou vystupovat jako kyseliny i jako zásady; mají tzv. amfotermní charakter autoprotolýza = reakce dvou molekul téhož amfoteru NH3 NH3 NH2- NH4+ + + Jestli částice bude kyselinou či zásadou ovlivňuje okolí (prostředí).

  8. H2SO4 H2O HSO4- H3O+ + + H2SO4 HClO4 H3SO4+ ClO4- + + silnější kyselina, proto bude vystupovat jako kyselina slabší kyselina, proto bude vystupovat jako zásada • Nevýhody: • Rozpouštědlem mohou být pouze protická rozpouštědla (lze odštěpit H+). • Částice má schopnost kyseliny jen za přítomnosti zásady a naopak.

  9. 3. Lewisova teorie (podrobně příští rok) Kyseliny: Částice s elektronovým deficitem (= elektrofil) FeCl3 Zásady: Částice s volnými elektrony (= nukleofil)

  10. 4. Síla kyselin a zásad Kyselina je tím silnější, čím snadněji odštěpí H+. Zásada je tím silnější, čím snadněji váže H+. Je-li kyselina velmi silná (resp. slabá) → její konjugovaná zásada musí být velmi slabá (resp. silná). Je-li zásada velmi silná (resp. slabá) → její konjugovaná kyselina musí být velmi slabá (resp. silná). H2SO4 H2O HSO4- H3O+ + + slabá zásada silná kyselina slabá zásada silná kyselina

  11. 4. Síla kyselin a zásad HB + H2O↔ H3O+ + B- 1. Rovnovážná konstanta reakce ? K = ? [H3O+]. [B-] K = [HB]. [H2O] [H3O+]. [B-] KA = K. [H2O]= Konstanta acidity KA [HB] 2. B + H2O↔ BH+ + OH- [BH+]. [OH-] K = [B]. [H2O] [BH+]. [OH-] KB = K. [H2O]= Konstanta bazicity KB [B] Příklady!!!

  12. 5. Vyjadřování kyselosti a zásaditosti látek HB + H2O↔ B- + H3O+ B + H2O↔ BH+ + OH- A) V čisté vodě: H2O H2O H3O+ OH- + + [H3O+]= [OH-] = 1.10-7 mol.dm-3 [H3O+] . [OH-] Za standardních podmínek je konstantní K = [H2O]. [H2O] = 1.10-14 mol2.dm-6 Kv = K. [H2O]. [H2O]= [H3O+] . [OH-] Iontový součin vody KV

  13. = [H3O+] . [OH-] Kv = 1.10-14 mol2.dm-6 Tato hodnota je za standardních podmínek konstantní! B) Ovlivnění kyselinou či zásadou: Zvýší-li se hodnota [H3O+] →sníží se hodnota [OH-]. Zvýší-li se hodnota [OH-] →sníží se hodnota [H3O+]. B1. Ovlivnění kyselinou: HCl + H2O↔ H3O+ + Cl- Zvýší se koncentrace oxoniových iontů (10-7 mol.dm-3 a vyšší) Např. [H3O+] = 10-2 mol.dm-3. [OH-] = ? B2. Ovlivnění zásadou: NH3 + H2O↔ NH4+ + OH- Zvýší se koncentrace hydroxidových iontů (10-7 mol.dm-3 a vyšší) Např. [OH-] = 10-3 mol.dm-3. [H3O+] = ? H2O + H2O↔ H3O+ + OH-

  14. Dělení roztoků a) Neutrální Koncentrace jsou stejné [H3O+] = [OH-] = 10-7 mol.dm-3 [H3O+] >10-7 mol.dm-3 b) kyselé [H3O+] > [OH-] [OH-] >10-7 mol.dm-3 c) zásadité [H3O+] <10-7 mol.dm-3 [H3O+] < [OH-] [OH-] >10-7 mol.dm-3

  15. pH a pOH Výpočty se zápornými exponenty jsou NEVÝHODNÉ, stačí použít kladnou hodnotu exponentu! Pro [H3O+] se kladná hodnota exponentu značí pH Pro [OH-] se kladná hodnota exponentu značí pOH Kv = [H3O+] . [OH-] = 1.10-14 mol2.dm-6 pH + pOH = 14

  16. Dělení roztoků a) Neutrální Koncentrace jsou stejné [H3O+] = [OH-] = 10-7 mol.dm-3 pH = pOH = 7 [H3O+] >10-7 mol.dm-3 b) kyselé [H3O+] > [OH-] pH< 7 pOH > 7 [OH-] >10-7 mol.dm-3 [H3O+] <10-7 mol.dm-3 pH> 7 [H3O+] < [OH-] c) zásadité pOH < 7 [OH-] >10-7 mol.dm-3 Neutrální roztok Stupnice pH: Kyselý roztok Zásaditý roztok 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 Příklady!!!

  17. Indikátory a pH-metry Indikátory pH jsou látky, které mění barvu podle pH prostředí, tzn. používají se k měření pH roztoku. • V podobě papírku • (napuštěný filtrační papír indikátorem) 2. V podobě roztoku K přesnému měření se používají pH metry.

  18. Příklady!!!

  19. 6. Hydrolýza solí (pro maturanty apod.) a) Sůl silné kyseliny a silné zásady, např. HCl a NaOH NaCl (+ H2O) →Na+ + Cl- (+ H2O) → pH = 7, neutrální roztok b) Sůl silné kyseliny a slabé zásady, např. HCl a NH4 NH4Cl (+ H2O) →NH4+ + Cl- (+ H2O) → NH4++ H2O → NH3+ H3O+ pH < 7, kyselý roztok → c) Sůl slabé kyseliny a silné zásady, např. H2CO3 a NaOH Na2CO3 (+ H2O) →2Na+ + CO32-(+ H2O) → CO32-+ H2O → HCO3- + OH- pH > 7, zásaditý roztok → Vzniklé ionty (NH4+ či CO32-) mohou reagovat s molekulami vody. Tento děj označujeme jako Hydrolýza kationtu, resp. Hydrolýza aniontu.

More Related