210 likes | 649 Views
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.
E N D
Acidobazické reakce(učebnice str. 110 – 124) Arrheniova teorie Teorie Brönsted-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. Dochází k přenosu protonu. 1. teorie Arrheniova Co je kyselina? Co je zásada? 2. teorie Brönsted-Lowryho 3. teorie Lewisova
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.
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
konjugovaný pár Zásada (B1) Kyselina (A1) H+ + NO3- HNO3 H+ + konjugovaný pár konjugovaný pár Zásada (B2) Kyselina (A2) H+ + NH3 NH4+ H+ + konjugovaný pár
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
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).
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.
3. Lewisova teorie (podrobně příští rok) Kyseliny: Částice s elektronovým deficitem (= elektrofil) FeCl3 Zásady: Částice s volnými elektrony (= nukleofil)
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
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!!!
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
= [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-
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
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
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!!!
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.
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.