Prezentace se nahrává, počkejte prosím

Prezentace se nahrává, počkejte prosím

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

Podobné prezentace


Prezentace na téma: "Acidobazické reakce (učebnice str. 110 – 124) Arrheniova teorie Teorie Brönsted-Lowryho Teorie Lewisova Síla kyselin a zásad Vyjadřování kyselosti a zásaditosti."— Transkript prezentace:

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 2. teorie Brönsted-Lowryho 3. teorie Lewisova Co je kyselina? Co je zásada?

3 1. Arrheniova teorie Kyseliny: Látky, které jsou schopné ve vodném roztoku ODŠTĚPOVAT VODÍKOVÝ KATIONT (H + ). Zásady (báze): Látky, které jsou schopné ve vodném roztoku ODŠTĚPOVAT HYDROXIDOVÝ ANION (OH - ). HNO 3 → H + + NO 3 - NaOH → Na + + OH - Neutralizace: NaOH + HNO 3 → Na + + OH - + H + + NO 3 - NaOH + HNO 3 → NaNO 3 + H 2 O Vzájemná reakce kyseliny se zásadou. Produktem je voda a sůl.

4 1. Arrheniova teorie Nevýhody: 1.Jediným rozpouštědlem je voda 2.Zužuje zásady na hydroxidy 3.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 Kyselina (A1) Zásada (B1) H+H+ + HNO 3 NO 3 - H+H+ + Zásada (B2) H+H+ + Kyselina (A2) NH 3 H+H+ + NH 4 + konjugovaný pár

6 Kyselina (A1) Zásada (B1) H+H+ + Zásada (B2) H+H+ + Kyselina (A2) Kyselina (A1)Zásada (B2) H+H Zásada (B1) H+H+ Kyselina (A2) Kyselina (A1)Zásada (B2) + + Zásada (B1)Kyselina (A2) HNO 3 NH NO 3 - NH 4 + NH 4 NO 3 dusičnan amonný = sůl kyseliny dusičné a amoniaku

7 H2OH2O OH - H+H+ + H2OH2O H+H+ + H3O+H3O+ H2OH2OH2OH2O + + H3O+H3O+ amfotery, amfolyty = částice, které mohou vystupovat jako kyseliny i jako zásady; mají tzv. amfotermní charakter autoprotolýza = reakce dvou molekul téhož amfoteru NH NH 2 - NH 4 + Jestli částice bude kyselinou či zásadou ovlivňuje okolí (prostředí).

8 H 2 SO 4 H2OH2O + + HSO 4 - H3O+H3O+ silnější kyselina, proto bude vystupovat jako kyselina slabší kyselina, proto bude vystupovat jako zásada Nevýhody: 1.Rozpouštědlem mohou být pouze protická rozpouštědla (lze odštěpit H + ). 2.Částice má schopnost kyseliny jen za přítomnosti zásady a naopak. H 2 SO 4 HClO H 3 SO 4 + ClO 4 -

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

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). slabá zásada silná kyselina H 2 SO 4 H2OH2O + + HSO 4 - H3O+H3O+ silná kyselinaslabá zásada

11 4. Síla kyselin a zásad HB + H 2 O ↔ H 3 O + + B - Rovnovážná konstanta reakce ?K = ? [H 3 O + ]. [B - ] [HB]. [H 2 O] K = Konstanta acidity K A B + H 2 O ↔ BH + + OH - [BH + ]. [OH - ] [B]. [H 2 O] K = Konstanta bazicity K B [H 3 O + ]. [B - ] [HB] K A = K. [H 2 O] = [BH + ]. [OH - ] [B][B] K B = K. [H 2 O] = Příklady!!!

12 5. Vyjadřování kyselosti a zásaditosti látek HB + H 2 O ↔ B - + H 3 O + B + H 2 O ↔ BH + + OH - H2OH2OH2OH2O + + OH - H3O+H3O+ [H 3 O + ]= [OH - ] = mol.dm -3 [H 3 O + ]. [OH - ] [H 2 O]. [H 2 O] K = K v = K. [H 2 O]. [H 2 O] = [H 3 O + ]. [OH - ] Iontový součin vody K V = mol 2.dm -6 Za standardních podmínek je konstantní A) V čisté vodě:

13 K v = mol 2.dm -6 Tato hodnota je za standardních podmínek konstantní! Zvýší-li se hodnota [H 3 O + ] → sníží se hodnota [OH - ]. = [H 3 O + ]. [OH - ] Zvýší-li se hodnota [OH - ] → sníží se hodnota [H 3 O + ]. B1. Ovlivnění kyselinou: B2. Ovlivnění zásadou: HCl + H 2 O ↔ H 3 O + + Cl - H 2 O + H 2 O ↔ H 3 O + + OH - NH 3 + H 2 O ↔ NH OH - Zvýší se koncentrace oxoniových iontů (10 -7 mol.dm -3 a vyšší) Zvýší se koncentrace hydroxidových iontů (10 -7 mol.dm -3 a vyšší) Např. [H 3 O + ] = mol.dm -3. [OH - ] = ? Např. [OH - ] = mol.dm -3. [H 3 O + ] = ? B) Ovlivnění kyselinou či zásadou:

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

15 pH a pOH Výpočty se zápornými exponenty jsou NEVÝHODNÉ, stačí použít kladnou hodnotu exponentu! Pro [H 3 O + ] se kladná hodnota exponentu značí pH Pro [OH - ] se kladná hodnota exponentu značí pOH pH + pOH = 14 Kv = [H 3 O + ]. [OH - ] = mol 2.dm -6

16 Dělení roztoků [H 3 O + ] = [OH - ] = mol.dm -3 Koncentrace jsou stejné b) kyselé c) zásadité a) Neutrální [H 3 O + ] > [OH - ] [H 3 O + ] > mol.dm -3 [H 3 O + ] < [OH - ] [H 3 O + ] < mol.dm -3 [OH - ] > mol.dm -3 pH = pOH = 7 pH < 7 pOH > 7 pOH < 7 pH > Kyselý roztok Zásaditý roztok Stupnice pH: Neutrální roztok Příklady!!!

17 Indikátory a pH-metry Indikátory pH jsou látky, které mění barvu podle pH prostředí, tzn. používají se k měření pH roztoku. 1.V podobě papírku (napuštěný filtrační papír indikátorem) 2. V podobě roztoku K přesnému měření se používají pH metry.

18 IndikátorKyselý roztokNeutrální roztokZásaditý roztok lakmusčervenýfialovýModrý fenolftaleinnereaguje fialový methyloranžčervenýoranžovýžlutý Univerzální papírky Červené odstíny žlutýModré odstíny Příklady!!!

19 6. Hydrolýza solí (pro maturanty apod.) NaCl (+ H 2 O) → Na + + Cl - (+ H 2 O) pH = 7, neutrální roztok b) Sůl silné kyseliny a slabé zásady, např. HCl a NH 4 a) Sůl silné kyseliny a silné zásady, např. HCl a NaOH NH 4 Cl (+ H 2 O) → NH Cl - (+ H 2 O) c) Sůl slabé kyseliny a silné zásady, např. H 2 CO 3 a NaOH pH < 7, kyselý roztok NH H 2 O → NH 3 + H 3 O + → → → Na 2 CO 3 (+ H 2 O) → 2Na + + CO 3 2- (+ H 2 O) pH > 7, zásaditý roztok CO H 2 O → HCO OH - → → Vzniklé ionty (NH 4 + či CO 3 2- ) mohou reagovat s molekulami vody. Tento děj označujeme jako Hydrolýza kationtu, resp. Hydrolýza aniontu.


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

Podobné prezentace


Reklamy Google