Prezentace se nahrává, počkejte prosím

Prezentace se nahrává, počkejte prosím

TEORIE KYSELIN A ZÁSAD NEUTRALIZACE, pH. Teorie kyselin a zásad 1. Arrheniova teorie: Kyselina – látka schopná odštěpit proton H + Zásada - látka schopná.

Podobné prezentace


Prezentace na téma: "TEORIE KYSELIN A ZÁSAD NEUTRALIZACE, pH. Teorie kyselin a zásad 1. Arrheniova teorie: Kyselina – látka schopná odštěpit proton H + Zásada - látka schopná."— Transkript prezentace:

1 TEORIE KYSELIN A ZÁSAD NEUTRALIZACE, pH

2 Teorie kyselin a zásad 1. Arrheniova teorie: Kyselina – látka schopná odštěpit proton H + Zásada - látka schopná odštěpit skupinu OH - jednoduché, názorné, ale platí jen ve vodných roztocích 2. Brönsted – Lowryho teorie Kyselina – částice (molekula, ion) schopné odštěpovat proton Zásada – částice (molekula, ion) schopné proton vázat 3. Lewisova teorie – vychází z elektronové struktury Kyseliny – látky mající volný orbital, který mohou zaplnit sdílením volného elektronového páru jiného atomu Zásady – látky mající volný elektronový pár

3 Amfoterní částice H 2 O, NH 3, HSO 4 -, HCO 3 - H 2 O → H + + OH - H 2 O + H + →H 3 O + NH 3 → H + + NH 2 - NH 3 + H + → NH 4 + reagují jako kyseliny nebo zásady podle prostředí

4 Vznik kyselin a hydroxidů – reakcí oxidu a vody - oxidy kyselinotvorné elektronegativita (vlastnost atomu přitahovat vazebné elektrony) těchto prvků v oxidech >2 př. S – 2,4 (CO 2 + H 2 O → H 2 CO 3 ) - oxidy zásadotvorné jen kovy, elektronegativita prvků kolem 1 př. Ca – 1 (CaO + H 2 O → Ca(OH) 2 )

5 •Disociace kyseliny HCl ==> H + + Cl - •Disociace zásady NaOH ==> Na + + OH - •Disociace soli NaCl ==> Na + + Cl - Úplná disociace - dochází k ní u silných kyselin, silných zásad a solí (s kationtem silné zásady a aniontem silné kyseliny). Každá molekula přítomná v roztoku podléhá rozkladu. Částečná disociace - jak už název napovídá, k disociaci dochází pouze u části molekul přítomných v roztoku. Míru disociace určuje disociační stupeň (poměr počtu disociovaných molekul látky k jejich celkovému počtu ve vodném roztoku) DISOCIACE rozklad molekuly na ionty

6 disociace kyseliny: disociace zásady: HCl + H 2 O ↔ H 3 O + + Cl - NH 3 + H 2 O ↔ NH OH - Rovnovážná konstanta Kc = [Cl-]r. [H3O+]r [HCl]r. [H2O]r Disociační konstanta kyseliny K A = [Cl - ]r. [H 3 O + ]r [HCl]r Podobně disociační konstanta zásady K B Hodnoty disociačních konstant jsou tabelovány a slouží k posouzení síly kyseliny či zásady (čím větší tím silnější)

7 NEUTRALIZACE - Chemická reakce kyseliny se zásadou, při které vzniká voda a sůl - Vzniklé produkty jsou pH neutrální. -Tato reakce je doprovázena změnou pH původních látek, někdy bývá provázena i barevnými změnami.

8 Kyseliny, hydroxidy a soli jsou v roztoku disociovány - skutečný mechanismus reakce je : HCl + H 2 O → H 3 O + + Cl - (voda se chová jako zásada – přijala H) NaOH → Na + + OH - NaCl → Na + + Cl - přesnější zápis celé (iontové) reakce: H 3 O + + Cl - + Na + + OH - → Na + + Cl H 2 O vynecháme – li ionty, které se v reakci nemění, dostaneme: H 3 O + + OH - → 2 H 2 O HCl + NaOH → NaCl + H 2 O

9 Mechanismus neutralizace ve vodném roztoku spočívá ve slučovaní kationtů H 3 O + a hydroxidových aniontů OH - na molekuly vody H 2 O neutrální roztok – látkové koncentrace iontů H 3 O + a OH - mají stejnou hodnotu c (H 3 O + ) = c (OH - ) kyselý c (H 3 O + ) > c (OH - ) zásaditý c (H 3 O + ) < c (OH - )

10 Kyselost a zásaditost - roztoky kyselé, neutrální a zásadité - indikátory (ukazatelé): látky, které v přítomnosti kyselin mění svou barvu: lakmus, fenolftalein, metylčerveň, metyloranž… - přesnější: stupnice pH s hodnotami pH metry, lakmusové papírky - podstata kyselosti a zásaditosti: koncentrace vodíkových a hydroxidových iontů v roztoku - kyseliny silné a slabé Obecně pro kyslíkaté kyseliny: nejslabší jsou kyseliny, v jejichž molekulách se shoduje počet atomů vodíku a kyslíku. Čím více je v molekule atomů kyslíku v porovnání s atomy vodíku, tím silnější je kyselina (slabá HClO, H 4 SiO 4, H 2 CO 3 ), silná H 2 SO 4, HClO 4 Silné zásady: NaOH a KOH, slabá NH 4 OH

11 pH – vodíkový exponent Vyjádření míry kyselosti (zásaditosti) roztoku – stupnice pH pH = - log [H 3 O + ] záporný logaritmus koncentrace vodíkových iontů kyselost zásaditost

12 LátkapH Kyselina v bateriích <1,0 Žaludeční šťávy 2,0 Citronová šťáva 2,4 Coca - cola 2,5 Ocet 2,9 Šťáva z pomeranče nebo jablka 3,5 Pivo 4,5 Káva 5,0 Čaj 5,5 Kyselý déšť < 5,6 Sliny onkologických pacientů 4,5–5,7 Mléko 6,5 Čistá voda 7,0 Sliny zdravého člověka 6,5–7,4 Krev 7,34–7,45 Mořská voda 8,0 Mýdlo 9,0–10,0 Čpavek pro domácí použití 11,5 Hašené vápno 12,5 Louh sodný pro domácí použití 13,5

13 Obrázky převzaty z internetu; tabulka s hodnotami pH ze stránek wikipedie


Stáhnout ppt "TEORIE KYSELIN A ZÁSAD NEUTRALIZACE, pH. Teorie kyselin a zásad 1. Arrheniova teorie: Kyselina – látka schopná odštěpit proton H + Zásada - látka schopná."

Podobné prezentace


Reklamy Google