Prezentace se nahrává, počkejte prosím

Prezentace se nahrává, počkejte prosím

Teorie kyselin a zásad. Podstata acidobazických reakcí Vzájemné reakce kyselin a zásad Kyseliny = acidum Zásady = báze.

Podobné prezentace


Prezentace na téma: "Teorie kyselin a zásad. Podstata acidobazických reakcí Vzájemné reakce kyselin a zásad Kyseliny = acidum Zásady = báze."— Transkript prezentace:

1 Teorie kyselin a zásad

2 Podstata acidobazických reakcí Vzájemné reakce kyselin a zásad Kyseliny = acidum Zásady = báze

3 Arrheniova teorie Kyseliny = látky, které v roztocích disociují na ionty H + a příslušné anionty HCl H + + Cl - H 2 SO 4 2 H + + SO 4 2- H 3 PO 4 3 H + + PO 4 3- Zásady = látky, které v roztocích disociují na hydroxylové anionty a příslušné kationty NaOHNa + + OH - Ca(OH) 2 Ca OH -

4 Arrheniova teorie Kyseliny jsou kyselé, protože obsahují více H + než OH - Zásady jsou zásadité, protože obsahují více OH - než H +

5 Neutralizace Reakce kyseliny se zásadou – vzniká sůl a voda Neutralizace je poněkud zavádějící název, protože vzniklý roztok nemusí být nutně neutrální

6 Chyby Arrheniovy teorie  H + se v roztoku nevyskytují, jsou vázány na rozpouštědlo H 2 O + H + H 3 O + oxoniový kation  Zásady mohou být i látky, které neobsahují OH - např. Na 2 CO 3, NH 3, Na 2 S atd.  Kyselé roztoky mohou tvořit i látky, které neodštěpují H + např. NH 4 Cl, Al 2 (SO 4 ) 3

7 Brönstedova teorie kyselin a zásad Kyseliny = látky schopné odštěpovat proton ve formě H + - donory protonů Zásady = látky schopné přijímat proton ve formě H + - akceptory protonů Používá se pojem: Brönstedova kyselina – obecné značení HA Brönstedova zásada – obecné značení B

8 Lewisova teorie kyselin a zásad Brönstedovu teorii nelze použít v případě aprotních látek  vznikla Lewisova teorie Zásada = látka, která je donorem volného elektronového páru Kyselina = látka, která je schopna vázat volný elektronový pár = akceptor Neutralizace kyseliny zásadou je podmíněna vznikem koordinačně-kovalentní vazby +

9 Protolytické reakce Reaguje spolu kyselina a zásada Vyměňují si mezi sebou proton ve formě H + HA + B HB + + A - HB + = Brönstedova kyselina odvozená od zásady B A - = Brönstedova zásada odvozená od kyseliny HA

10 Konjugované páry = protolytické systémy 1.Zásada B + od ní odvozená kyselina HB + 2.Kyselina HA + od ní odvozená zásada A - 1 protolytický systém si vyměňuje protony s druhým protolytickým systémem

11 Příklady konjugovaných systémů systémy HA + B A - + HB + B/HB + HA/A HCl + NH 3 Cl - +NH 4 + NH 3 /NH 4 + HCl/Cl - H 2 O + HNO 3 H 3 O + + NO 3 - H 2 O/H 3 O + HNO 3 /NO 3 -

12 Dělení látek na kyseliny a zásady Kyselý a zásaditý charakter látky není danou vlastností, ale projevuje se až interakcí s jinou látkou. Př. Voda: reaguje-li se silnějším akceptorem protonů než je sama-reaguje jako kyselina reaguje-li se silnějším donorem protonů než je sama- reaguje jako zásada Látky se dělí na kyseliny a zásady podle jejich reakce s vodou Kyseliny = silnější donory protonů než voda Zásady = silnější akceptory protonů než voda

13 Dělení rozpouštědel Protogenní – spíše odštěpují H + Protofilní – spíše přijímají H + Amfiprotní – stejně snadno H + přijímají jako odštěpují Aprotní – ani neodštěpují ani nepřijímají H + Amfiprotní látky podléhají autoprotolýze = autoionizaci

14 Autoprotolýza = děj, kdy spolu reagují 2 stejné neutrální molekuly, jedna reaguje jako kyselina a druhá jako zásada Autoprotolýza vody: H 2 O+ H 2 O H 3 O + + OH - Autoprotolytická – autoionizační rovnováha

15 Iontový součin vody Značí se K V Při t = 25°C má K V hodnotu , pK V = 14 (p = -log) Kyselé roztoky Neutrální roztoky Zásadité roztoky

16 pH Kyselé roztokypH < 7 Neutrální roztokypH = 7 Zásadité roztoky pH > 7

17 Sytnost kyselin = počet kyselých (odštěpitelných) vodíků H 3 PO 2 H 3 PO 3 H 3 PO 4 Jednosytná Dvojsytná Trojsytná

18 Disociace kyselin a zásad ve vodě HA+ H 2 OH 3 O + + A - Disociační konstanta kyselin – K a B+ H 2 OHB + + OH - Disociační konstanta zásad – K b

19 Síla kyselin Silné kyseliny –v roztocích disociují téměř ze 100% K a > pK a < 2 Středně silné kyseliny- v roztocích jsou srovnatelné koncentrace nedisociovaných kyselin a vzniklých iontů Slabé kyseliny - v roztocích téměř nedisociují K a 4

20 Síla zásad Silné zásady –v roztocích disociují téměř ze 100% K b > pK b < 2 Středně silné zásady- v roztocích jsou srovnatelné koncentrace nedisociovaných kyselin a vzniklých iontů Slabé zásady - v roztocích téměř nedisociují K b 4

21 Hydrolýza solí Jsou-li ionty, vzniklé rozpuštěním soli ve vodě stabilní je roztok soli neutrální. Stabilní jsou soli: 1.Silných kyselin a silných zásad - NaCl 2.Slabých kyselin a slabých zásad – NH 4 HCO 3

22 Hydrolýza solí Sůl slabé kyseliny a silné zásady Př. Na 2 CO 3 2 Na + + CO 3 2– Na + - stabilní CO 3 2– nestabilní- podléhá hydrolýze CO 3 2– + H 2 OHCO OH - OH - - způsobuje zásaditost roztoku

23 Hydrolýza solí Sůl silné kyseliny a slabé zásady Př. NH 4 Cl NH Cl – NH nestabilní - podléhá hydrolýze Cl – - stabilní NH H 2 ONH 3 + H 3 O + H 3 O + - způsobuje kyselost roztoku


Stáhnout ppt "Teorie kyselin a zásad. Podstata acidobazických reakcí Vzájemné reakce kyselin a zásad Kyseliny = acidum Zásady = báze."

Podobné prezentace


Reklamy Google