Prezentace se nahrává, počkejte prosím

Prezentace se nahrává, počkejte prosím

Protolytické reakce = jsou děje, při nichž dochází k přenosu H + ( reakce mezi kyselinami a zásadami) Teorie kyselin a zásad Arrhenius (švédský chemik):

Podobné prezentace


Prezentace na téma: "Protolytické reakce = jsou děje, při nichž dochází k přenosu H + ( reakce mezi kyselinami a zásadami) Teorie kyselin a zásad Arrhenius (švédský chemik):"— Transkript prezentace:

1

2 Protolytické reakce = jsou děje, při nichž dochází k přenosu H + ( reakce mezi kyselinami a zásadami) Teorie kyselin a zásad Arrhenius (švédský chemik): Kyseliny jsou látky, které v roztocích disociují na vodíkové kationty a příslušné anionty HCl H + + Cl - nebo H 2 SO 4 2 H + + SO 4 2- Zásady jsou látky, které v roztocích disociují na hydroxidové anionty a příslušné kationty NaOH Na + + OH - Ca(OH) 2 Ca OH -

3 Později se zjistilo: Kationty H + se v roztocích prakticky nevyskytují, ale jsou vázány na nějaké jiné částice kyselé roztoky tvoří i částice, které Arh. teorii neodpovídají, obdobně je to i se zásaditými roztoky

4 Kyselina = látka odštěpující proton H + (hydron) – donor protonu Zásada = látka přijímající proton H + – akceptor protonu Protolytická reakce je založena na výměně protonu H + mezi kyselinou a zásadou, přitom vzniká nová kyselina a zásada. HA + B A - + HB + kyselina zásada zásada kyselina anion A - je zase možnou zásadou a vzniklý HB + je možnou kyselinou HA … A - B… HB + tvoří: konjugované páry Brönsted (: Brönsted ( dánský chemik) :

5 S.A. Arrhenius, 1924 Johannes Nicolaus Brønsted 22. února 1879, Varde, Dánsko 17. prosince 1947, Kodan, Dánsko

6 KyselinaZásada Kyselina HCl+NaOH → NaCl+H2OH2O H2OH2O+NH 3 → OH - +NH 4 + HBr+H2OH2O → Br - +OH - H2OH2O+HCO 3 - → OH - +H 2 CO 3 HCO 3 - +OH - → CO H2OH2O Příklady protolytických reakcí:

7 Některé látky mohou reagovat jako kyseliny i zásady, tyto látky mají amfiprotní charakter záleží, jaký a jak silný je jejich partner, dělení na kyseliny a zásady je relativní Ke srovnání obvykle používáme vodu. Látky aprotní – nepřijímají ani neodevzdávají protony – např. benzen, CCl 4

8 Významné protolytické reakce 1.Disociace kyselin a zásad = protolytická reakce kyseliny nebo zásady s vodou za vzniku iontů, ustaví se rychle disociační rovnováha Disociace kyselin ve vodě HA + H 2 O A - + H 3 O + Rovnovážná konstanta : K = [H 3 O + ]. [A - ] [HA] [H 2 O] Pokud roztok není příliš koncentrovaný, je voda v nadbytku, její koncentraci můžeme považovat za konstantní a zahrnout ji do konstanty, dostáváme tzv. disociační konstantu K A : K. /H 2 O/ = [H 3 O + ]. [A - ] K A = [H 3 O + ]. [A - ] [HA] [HA]

9 Disociace vícesytných kyselin probíhá jako postupné odštěpování protonů z molekuly kyseliny, o rovnovážných koncentracích rozhoduje disociace kyseliny do 1. stupně, platí: K A1 >> K A2 >> K A3 znázorněte pro k.sírovou a k. fosforečnou !

10 silné kyseliny: K A > ve vodě jsou úplně disociovány na oxoniové ionty a příslušné anionty příklady: HClO 4, HCl, H 2 SO 4, HNO 3, HI, HBr středně silné kyseliny: K A = ve vodných roztocích jsou koncentrace nedisociovaných molekul a disociací vzniklých iontů srovnatelné příklady: HF, H 3 PO 4, HNO 2 slabé kyseliny: K A < ve vodě jsou disociovány velmi málo, převažují nedisociované molekuly příklady: H 2 CO 3, H 2 S, HCN, HOCl, H 3 BO 3

11 Disociace zásad ve vodě B + H 2 O HB + + OH - Disociační konstanta K B : obdobně jako pro kyseliny K B = [HB + ]. [OH - ] [ B ] silné zásady K B > ve vodě jsou úplně disociovány příklady: hydroxidy, oxidy, sulfidy a hydridy alkalických kovů a kovů alkalických zemin středně silné zásady K B = ve vodě jsou částečně disociovány příklady: fosforečnany a uhličitany alkalických kovů slabé zásady K B < ve vodě jsou nepatrně disociovány příklady:NH 3, siřičitany, hydrogenuhličitany, hydrogensulfidy

12 2. Autoprotolýza = vzájemná reakce 2 molekul téže látky amfiprotního charakteru, jedna molekula reaguje jako kyselina, druhá jako zásada autoprotolýza vody: H 2 O + H 2 O H 3 O + + OH - Z K K Z ustaví se autoprotolytická rovnováha: K = [H 3 O + ]. [ OH - ] [H 2 O] 2 disociuje jen nepatrná část vody, koncentrace vody je v přebytku, může být považována prakticky za konstantní K. [H 2 O] 2 = [H 3 O + ]. [OH - ] K V = [H 3 O + ]. [OH - ]…iontový součin vody při 25°C K V =

13 v čisté vodě jsou koncentrace obou iontů stejné [H 3 O + ] = [OH - ] …. neutrální roztok můžeme psát: K V = [H 3 O + ] 2 Rovnováha mezi oxoniovými a hydroxidovými anionty se ustavuje ve všech vodných roztocích roztoky zásadité : [OH - ] > [H 3 O + ] roztoky kyselé : [H 3 O + ] > [OH - ] Počítání s mocninami je nevýhodné, proto byla zavedena tzv. stupnice pH vodíkový exponent zavedl dánský chemik S.P.Sörensen v r : pH = - log [H 3 O + ]

14 Zabýval se studiem roztoků, acidity a alkality, studoval aminokyseliny, peptidy a enzymy Sören Peter Lauritz Sörensen dánský biochemik ( )

15 kyselý roztok neutrální zásaditý pH vzrůst kyselosti vzrůst zásaditosti Látky, které mají pH menší než 7 - kyselé Látky, které mají pH okolo 7 - neutrální Látky, které mají pH větší než 7 - zásadité

16 měření pH : acidobazické indikátory, pH-metry Indikátory - látky, které mají jinou barvu v kyselém prostředí a jinou barvu v zásaditém prostředí. Většinou se používají univerzální indikátorové papírky. Jsou v krabičce s barevnou stupnicí pH. Papírek se namočí do roztoku a zbarvení papírku se porovná se stupnicí na krabičce. Barva odpovídající barvě papírku udává hodnotu pH.

17

18 3. Neutralizace reakce mezi vodnými roztoky kyselin a zásad produkty: sůl a voda HCl (aq) + NaOH (aq) NaCl (aq) + H 2 O (l) princip: oxoniové kationty a hydroxylové anionty poskytují molekulu vody iontově : H 3 O + + Cl - + Na + + OH - Na + + Cl H 2 O

19 4. Hydrolýza solí = protolytická reakce iontů soli s vodou mohou nastat tyto případy: sůl odvozená od silné kyseliny a silné zásady tvoří roztoky neutrální, disociací vznikají stabilní ionty, které nepodléhají hydrolýze Příklad: NaCl, KNO 3, Na 2 SO 4, KBr

20 sůl odvozená od silné kyseliny a slabé zásady tvoří roztoky kyselé Příklad: NH 4 NO 3, FeCl 3, AlCl 3 Kationty slabé zásady jsou nestabilní, reagují jako kyseliny a při reakci s vodou uvolňují ionty H 3 O +. NH H 2 O NH 3 + H 3 O + Fe H 2 O Fe(OH) H 3 O + Al H 2 O Al(OH) H 3 O +

21 sůl odvozená od slabé kyseliny a silné zásady tvoří roztoky zásadité Příklad: Na 2 S, Na 2 CO 3, K 3 PO 4, NaClO Anionty slabé kyseliny jsou nestabilní, reagují jako zásady a při reakci s vodo uvolňují ionty OH - S 2- + H 2 O HS - + OH - CO H 2 O HCO OH - PO H 2 O HPO OH - ClO - + H 2 O HClO + OH -

22 sůl odvozená od slabé kyseliny a slabé zásady tvoří roztoky přibližně neutrální Příklad: (NH 4 ) 2 CO 3, (NH 4 ) 2 S Hydrolýze podléhají oba ionty, takže se současně uvolňují ionty H 3 O + i OH -, a proto není rovnováha těchto iontů příliš narušena

23 Zdroje Literatura: KOVALČÍKOVÁ, Tatiana. Obecná a anorganická chemie. 3. vyd. Pavko, Odkazy: PRIX-NOBEL.ORG. [online]. [cit ]. Dostupné z: nobel.org/EN/Chemistry/images/arrhenius.jpghttp://www.prix- nobel.org/EN/Chemistry/images/arrhenius.jpg XERIUS.JERGYM.HIEDU.CZ.[online]. [cit ]. Dostupné z: WIKIPEDIA.ORG. [online]. [cit ]. Dostupné z:

24


Stáhnout ppt "Protolytické reakce = jsou děje, při nichž dochází k přenosu H + ( reakce mezi kyselinami a zásadami) Teorie kyselin a zásad Arrhenius (švédský chemik):"

Podobné prezentace


Reklamy Google