Prezentace se nahrává, počkejte prosím

Prezentace se nahrává, počkejte prosím

Teorie kyselin a zásad. • kyselina =.................. • zásada =.............. → reakce mezi kyselinou a zásadou =......................................

Podobné prezentace


Prezentace na téma: "Teorie kyselin a zásad. • kyselina =.................. • zásada =.............. → reakce mezi kyselinou a zásadou =......................................"— Transkript prezentace:

1 Teorie kyselin a zásad

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

3 ARRHENIOVA TEORIE • ve vodných roztocích • kyselina = obecně HB → H + + B - např. proton , proto reaguje s molekulou rozpouštědla tedyHB + H 2 O → (H 3 O) + + B - HNO 3 + H 2 O → (H 3 O) + + (NO 3 ) - • zásada = • obecně ZOH → Z + + (OH) - např. látka schopná odštěpit proton (vodíkový kation) H + nemůže existovat sám H + + H 2 O → (H 3 O) + látka schopná odštěpit hydroxoniový anion (OH) - HNO 3 → H + + (NO 3 ) - KOH → K + + (OH) -

4 neutralizace • reakce , vzniká HCl → H + + Cl - KOH → K + + (OH) - H + + Cl - + K + + (OH) - → H 2 O + KCl název reakce je zavádějící, nemusí vzniknout neutrální roztok! kyseliny a zásadysůl a voda

5 TEORIE BRÖNSTED-LOWRYHO • kyselina = • zásada = • konjugovaný pár – kyselina a zásada lišící se navzájem o HCl → H + + Cl - HNO 3 → H + + (NO 3 ) - NH 3 + H 2 O → (NH 4 ) + + (OH) - • acidobazická reakce = (protolytická reakce) = kyselinazásadakyselinazásada kyselina 1zásada 1 zásada 2 kyselina 2 látka schopná odštěpit proton 1 proton látka schopná přijmout proton protolýza přenos protonu

6 HCl + H 2 O → (H 3 O) + + Cl - NH 3 + H 2 O → (NH 4 ) + + (OH) - HNO 3 + H 2 O → (NO 3 ) - + (H 3 O) + HNO 3 + H 2 SO 4 → (HSO 4 ) - + (H 2 NO 3 ) + • látka se vždy jen • některé látky se mohou chovat někdy jako kyseliny (vůči jedné látce) a jindy jako zásady (vůči jiné látce) = z1k1k2 z2 z1 k1 k2 z2 chová jako kyselina nebo zásada amfolyty vůči jiné látce

7 autoprotolýza • přenos mezi molekulami protonutéže látky H 2 O + H 2 O →(H 3 O) + + (OH) - NH 3 + NH 3 → (NH 4 ) + + (NH 2 ) -

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

9 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 kyslíků nad vodíky H n XO n H n XO n+1 H n XO n+2 H n XO n+3 HClO, H 3 BO 3 H 2 CO 3, H 2 SO 3, H 3 PO 4 HNO 3, H 2 SO 4, HClO 3 HMnO 4, HClO 4 rostehalogenovodíkové jodovodíková

10 Konstanty obecná reakce HB + H 2 O → (H 3 O) + + B - její rovnovážná konstanta K = K*[H 2 O] = K A = konstanta acidity • čím je K A menší, tím je kyselina [(H 3 O) + ] * [B - ] [HB] * [H 2 O] [(H 3 O) + ] * [B - ] [HB] [(H 3 O) + ] * [B - ] [HB] slabší

11 obecná reakce ZOH → Z + + (OH) - její rovnovážná konstanta K B = konstanta bazicity • čím je K B menší, 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 – l vody obsahuje 1 mol iontů (H 3 O) + a 1 mol iontů (OH) - → koncentrace iontů (H 3 O) + a (OH) - je 1*10 -7 mol/l

13 rovnice autoprotolýzy vody H 2 O + H 2 O → (H 3 O) + + (OH) - rovnovážná konstanta • K V = [(H 3 O) + ]*[(OH) - ] iontový součin vody po dosazení • tato hodnota je za standardních podmínek , zvýšení koncentrace jednoho z iontů (např. přidáním další látky) má za následek [(H 3 O) + ] * [(OH) - ] [H 2 O] * [H 2 O] K =K*[H 2 O] 2 = [(H 3 O) + ]*[(OH) - ] K V = [1*10 -7 ] * [1*10 -7 ] = 1* 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 (H 3 O) + pOH = -log c (OH) - např. koncentrace iontů (H 3 O) + 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 • 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 , (H 3 O) + (OH) - (H 3 O) + (OH) - kyselé zásadité neutrální pH < 7 pH ˃ 7 pH = 7

16 Indikátory - látky, které mají při různých hodnotách pH různé , využívají se při neutralizační titraci. Zbarvení indikátorfční oblast pH kys. zás. methyloranž3,1 až 4,5 methylčerveň4,4 až 6,3 bromthymolová modř6,0 až 7,6 fenolftalein8,2 až 10,0 barvy červenéžluté modré bezbarvérůžové červenéžluté

17


Stáhnout ppt "Teorie kyselin a zásad. • kyselina =.................. • zásada =.............. → reakce mezi kyselinou a zásadou =......................................"

Podobné prezentace


Reklamy Google