Prezentace se nahrává, počkejte prosím

Prezentace se nahrává, počkejte prosím

Protolytické děje. Protolytické děje jsou děje (reakce), při nichž dochází k přenosu H +. Každá protolytická reakce se skládá ze dvou současně probíhajících.

Podobné prezentace


Prezentace na téma: "Protolytické děje. Protolytické děje jsou děje (reakce), při nichž dochází k přenosu H +. Každá protolytická reakce se skládá ze dvou současně probíhajících."— Transkript prezentace:

1 Protolytické děje

2 Protolytické děje jsou děje (reakce), při nichž dochází k přenosu H +. Každá protolytická reakce se skládá ze dvou současně probíhajících dílčích reakcí, příjmu a uvolnění kationtu H +.

3 Teorie kyselin a zásad Svante Arrhenius (1884) A. Brønsted a T. M. Lowry (1923) Gilbert Newton Lewis (1933?)

4 Arhemiova teorie Kyselina je látka, která je schopna odštěpit kationt vodíku H +. Kyselina je látka, která rozpuštěna ve vodě zvětšuje koncentraci oxoniových kationtů H 3 O +. Zásada je látka, která odštěpuje hydroxidový aniont. Zásada je látka, která při rozpuštění ve vodě zvětšuje koncentraci aniontů OH -.

5 Brønstedova- Lowryho teorie Kyselina je částice, která je dárcem (donorem) H +, tím se z ní stane zásada. Zásada je částice, která je příjemcem (akceptorem) H +, tím se z ní stane kyselina. Částice se může projevit jako kyselina jen v přítomnosti zásady. Předávání H + může probíhat i mimo vodní prostředí.

6 Lewisova teorie Kyselina je látka, která má volný orbital. Zásada je látka, která má elektronový pár.

7 Konjugovaný pár Konjugovaný pár je dvojice částic, které se liší o kationt H +. Např. konjugovaná kyselina- H 3 O + konjugovaná zásada- H 2 O Při protolytických reakcích spolu vždy navzájem reaguje kyselina 1.konj.páru se zásadou 2.konj.páru. CH 3 COOH+NH 3 CH 3 COO - +NH 4 +

8 Amfotermní látky Projevují vlastnosti kyselin i zásad (H 2 O). Se silnější kyselinou reagují jako zásady H 2 O+CH 3 COOH H 3 O + +CH 3 COO - Se silnější zásadou reagují jako kyseliny H 2 O+NH 3 OH - +NH 4 +

9 Disociační konstanta Každá disociace kyselin a zásad vede k ustálení protolytické rovnováhy. Rovnovážné konstanty, které charakterizují tuto rovnováhu jsou disociační konstanta kyseliny a disociační konstanta zásady. Disociační konstanty závisejí na teplotě. Jsou uvedeny v MFChT.

10 Disociační konstanta kyseliny Čím je disociační konstanta vyšší, tím je kyselina silnější. Disociace kyseliny ve vodě: HA (aq) H + (aq) +A - (aq) Disociační konstanta:

11 Disociační konstanta zásady Disociace zásady ve vodě: BOH (aq) B + (aq) +OH - (aq) Disociační konstanta:

12 Síla kyselin a zásad podle disociační konstanty Síla kyseliny (zásady) slabé středně silné silné Disociační konstanta K < < K < K > 10 -2

13 Iontový součin vody Disociací vody vzniká oxoniový kationt a hydroxidový aniont: 2H 2 O H 3 O + +OH - Rovnovážná konstanta vody: K= c(H 3 O + )c(OH - ) c 2 (H 2 O)

14 Koncentrace nedisociovaných molekul vody se prakticky nemění, lze ji zahrnout do konstanty K. Tak se odvozuje konstanta K v, která se nazývá iontový součin vody. K v = c(H 3 O + )c(OH - ) Při teplotě 25°C je K v = (mol. l -1 ) 2 Neutrální prostředí: c(H 3 O + )= c(OH - )=10 -7 mol. l -1 Kyselé: c(H 3 O + )> c(OH - ); c(H 3 O + )> mol. l -1 Zásadité: c(H 3 O + )< c(OH - ); c(H 3 O + )< mol. l -1

15 pH, pOH Kyselost roztoků se vyjadřuje pomocí vodíkového exponentu pH, který se definuje jako záporně vzatý dekadický logaritmus číselné hodnoty látkové koncentrace oxoniových kationtů (Sörenson). pH= -log[H 3 O + ] pOH= -log[OH - ] pH nabývá hodnot od 1 do 14 zásadité prostředí: pH>7 kyselé prostředí: pH<7 neutrální prostředí: pH=7

16 Acidobazické indikátory Látky, které mění barvo v závislosti na pH. kyselé zásadité Univerzál: červený zelený až modrý Lakmus: červený modrý Fenolftalein: bezbarvý fialový Methyloranž: červený oranžový

17 Neutralizace I. Reakce kyseliny a zásady za vzniku soli a vody. 2NaOH+H 2 SO 4 Na 2 SO 4 +2H 2 O II. Reakce oxoniového kationtu a hydroxidového aniontu za vzniku 2 molekul vody. H 3 O + +OH - 2H 2 O III. Reakce konjugované kyseliny a konjugované zásady jedné látky.

18 Autoprotolýza Autoprotolýza je opak neutralizace, tj. reakce 2 molekul téže látky, z nichž jedna se chová jako kyselina a druhá jako zásada. H 2 O+H 2 O H 3 O + +OH -

19 Hydrolýza Hydrolýza má více významů (štěpení látky vodou, hydrolýza esterů, solí..). Pro toto téma je hydrolýza reakce iontů soli s vodou, pomocí které se vysvětluje, proč se některé soli chovají kysele a jiné zásaditě. Sůl slabé kyseliny a silného hydroxidu se chová zásaditě. Sůl silné kyseliny a slabého hydroxidu se chová kysele.

20 Před samotnou hydrolýzou musí proběhnout disociace: Na 2 CO 3 2Na + +CO 3 -2 NH 4 Cl NH 4 + +Cl - Hydrolýza: CO H 2 O HCO OH - (sůl slabé kyseliny uhličité a silného hydroxidu sodného, sodný kationt s vodou téměř nereaguje) NH H 2 O NH 3 +H 3 O + (sůl silné kyseliny chlorovodíkové a slabého hydroxidu amonného, chloridový aniont s vodou téměř nereaguje)

21 To jest vše. © Růža


Stáhnout ppt "Protolytické děje. Protolytické děje jsou děje (reakce), při nichž dochází k přenosu H +. Každá protolytická reakce se skládá ze dvou současně probíhajících."

Podobné prezentace


Reklamy Google