Prezentace se nahrává, počkejte prosím

Prezentace se nahrává, počkejte prosím

XI. KYSELINY a ZÁSADY Pozn.: Jen stručně, podrobnosti jsou v učebnicích chemie.

Podobné prezentace


Prezentace na téma: "XI. KYSELINY a ZÁSADY Pozn.: Jen stručně, podrobnosti jsou v učebnicích chemie."— Transkript prezentace:

1 XI. KYSELINY a ZÁSADY Pozn.: Jen stručně, podrobnosti jsou v učebnicích chemie

2 a) Starší (Arrheniova) definice. 1) DEFINICE KYSELIN a ZÁSAD : zásady dávají OH - Zopakujme (kap. V): H + =kation vodíku=proton + Př.: z elektrolytické disociace víme: HCl → H + + Cl - NaOH → Na + + OH - ; H 3 O + je oxoniový kation ale ve vodném roztoku i CaO a NH 3 dávají OH - : CaO + H 2 O → Ca( OH ) 2 ; NH 3 + H 2 O → NH 4 OH tzn.: HCl je kyselina; NaOH, CaO, NH 3 jsou zásady Ve vodném roztoku : kyseliny dávají H + (přesněji H 3 O + )

3 b) Obecnější (Bronstedova) definice : Kyselina je dárcem (donorem) H +. Zásada je příjemcem (akceptorem) H +. kyselinazásada H 2 SO 4 → 2 H + + SO 4 2- NH 3 + H + ↔ NH 4 + HCl → H + + Cl - OH - + H + → H 2 O H 2 O ↔ H + + OH - H 2 O + H + ↔ H 3 O + Z Tab. plyne : Některé látky mohou být kyselinami i zásadami (H 2 O). Kyseliny, které dávají 1 H + jsou jednosytné (HCl); ty, které mohou dát 2 H + jsou dvojsytné (H 2 SO 4 ).

4 2) ACIDOBAZICKÉ REAKCE (viz i kap. XIII): Při nich dojde k přenosu H + z kyseliny na zásadu. Př.:H 2 SO NH 3 → (NH 4 ) 2 SO 4 neutralizace HNO 3 + NaOH → NaNO 3 + H 2 O neutralizace HCl + NaHCO 3 → H 2 CO 3 + NaCl vytěsňování slabé kyseliny z její soli silnou kyselinou Pozn. k 3. rovnici : Při hlubším studiu chemie byste poznali, že i HCO 3 - je zásada. Tato reakce probíhá v žaludku, když užijeme jedlou sodu.

5 3) SÍLA KYSELIN a ZÁSAD : Př.: roztok H 2 SO 4 je nebezpečnější (žíravější) než ocet. Je zřejmé, že jsou „lepší“ a „horší“ dárci H +. Kyselina (zásada) nemůže sílu projevit sama, ale projeví ji vzhledem k něčemu. Dohoda: sílu kyselin a zásad určujeme vzhledem k vodě.

6 DEFINICE SÍLY KYSELIN a ZÁSAD: a) Pomocí stupně disociace : Silná kyselina (zásada) je zcela disociována ve vodě. Slabá kyselina (zásada) je málo disociovaná. Př.: HCl ve voděHF ve vodě H+H+ Cl - H+H+ H+H+ H+H+ F-F- HF HCl je silná kyselinaHF je slabá kyselina v roztoku jsou hlavně iontyv roztoku je převaha molekul

7 a) Pomocí konstant acidit (bazicit) : Př.: Pro vratnou reakci HF + H 2 O ↔ H 3 O + + F - je rovnovážná konstanta Protože [ H 2 O ] ~ konstanta, zahrneme ji do K a dostaneme, kde K a je konstanta acidity pro HF. Čím je K a větší, tím je kyselina silnější. Pozn.:v hranatých závorkách jsou molární koncentrace látek.

8 Podobně pro amoniak NH 3 + H 2 O ↔ NH OH - je rovnovážná konstanta a konstanta bazicity pro NH 3 je Podobně lze napsat K a (K b ) pro všechny kyseliny (zásady). Konstanty acidit a bazicit jsou v chemických tabulkách. Čím je K a (K b ) větší, tím je kyselina (zásada) silnější.

9 Silné kyseliny: HCl, HNO 3, H 2 SO 4, HBr, HI, HClO 4 Silné zásady: NaOH, KOH, Ba(OH) 2, Ca(OH) 2 Slabé kyseliny jsou všechny ostatní. Např.: H 2 CO 3, H 2 SO 3, HNO 2, HClO, HF, H 2 S atd. Slabé zásady jsou všechny ostatní. Např.: NH 3, Zn(OH) 2, Fe(OH) 3 atd.

10 4) IONTOVÝ SOUČIN VODY a pH : Z exp. vyplynulo, že i čistá voda nepatrně vede proud. Tj.: H 2 O ↔ H + + OH - (1) Pozn.1: Rovnováha je zde velmi posunuta doleva (na 1 disociovanou molekulu vody připadá 100 milionů molekul nedisociovaných). Pozn.2: Přesnější zápis rce (1): H 2 O + H 2 O ↔ H 3 O + + OH - Rovnovážná konstanta reakce (1) je [H 2 O] ~ konst.; zahrňme ji do K a získáme iontový součin vody K v : K v = [H + ] * [OH - ]= (mol/dm 3 ) 2

11 Udělejme záporný logaritmus rovnice (2) : - log [ H + ] + - log [ OH - ] = 14 ; a dosaďme z rovnice (5) : pH + pOH = 14 (6) Tzn. máme rovnice: H 2 O ↔ H + + OH - (1) [H + ] * [OH - ] = (mol/l) 2 (2) Z rovnice (1) plyne: [H + ] = [OH - ] (3) Dosaďme (3) do (2): [H + ] 2 = (mol/l) 2 a tedy: [H + ] = mol/l (4) Pozn.: Koncentrace H + se může měnit o 15 řádů ! Pak je užitečné použít logaritmus. Definujme pH a pOH : pH = - log [H + ]pOH = - log [OH - ] (5)

12 Pozn. 1) pH nemá jednotku; do logaritmu dosazujeme jen číselnou hodnotu molární koncentrace ! 2) Platí i inverzní funkce k (5), tzn.: [H + ] = 10 -pH mol/l 3) Rovnice (3) a (4) platí pro vodu. Z rce (4) plyne, že pH H2O = 7 5) KYSELÉ a ZÁSADITÉ ROZTOKY Přidáme-li kyselou látku do vody, vzroste [H + ]; tj, klesne pH. Přidáme-li zásaditou látku do H 2 O, vzroste [OH - ] a klesne pOH. Protože musí též platit, že pH + pOH = 14, vzroste pH.

13 pH látek (přibližně) H 2 SO 4 v akumulátoru žaludeční šťáva voda jablko, kola citron, ocet krev mléko úhyn ryb víno sliny roztok NH 3 roztok NaOH anacida mýdla kyselé deště kyselé roztoky zásadité roztoky neutrální roztok

14 6) Výpočet pH roztoků silných kyselin a zásad Př.1: Koncentrace HCl v roztoku je mol/l. Jaké pH má roztok? Potřebné rovnice: pH = - log [H + ]pOH = - log [OH - ] pH + pOH = 14 [H + ] = 10 –pH mol/l HCl → H + + Cl - z 1 molu HCl mol H + [H + ] = c HCl = mol/l pH = -log [H + ] = -log = 3 pH roztoku HCl je 3.

15 NaOH → Na + + OH - z 1 molu H 2 SO moly H + [H + ] = 2*c H2SO4 = 2*0,005 = mol/l pH = -log = 2 pH roztoku H 2 SO 4 je 2. Př.2: Koncentrace H 2 SO 4 v roztoku je 5*10 -3 mol/l. Jaké pH má roztok? H 2 SO 4 → 2H + + SO 4 2- Př.3: Koncentrace NaOH v roztoku je mol/l. Jaké pH má roztok? z 1 molu NaOH mol OH - [OH - ] = c NaOH = mol/l pOH = -log[OH-] = -log = 3 pH = 14 - pOH = 11 pH roztoku NaOH je 11.

16 Př.4: pH roztoku HCl je 2. Jaká je v roztoku koncentrace HCl? pH = 2 c HCl = ? [H + ] = 10 -pH = mol/l HCl → H + + Cl - c HCl = [H + ] c HCl = mol/l V roztoku je mol/l HCl. 7) Měření pH Přibližně: barevnými indikátory. Přesně: pH metry. nutno přidat jednotku !


Stáhnout ppt "XI. KYSELINY a ZÁSADY Pozn.: Jen stručně, podrobnosti jsou v učebnicích chemie."

Podobné prezentace


Reklamy Google