A CIDOBAZICKÉ VLASTNOSTI ROZTOKŮ RNDr. Marta Najbertová

Gymnázium a Jazyková škola s právem státní jazykové zkoušky Svitavy Název školy Gymnázium a Jazyková škola s právem státní jazykové zkoušky Svitavy Adresa školy Sokolovská 1638 IČO Operační program Operační program Vzdělávání pro konkurenceschopnost Registrační číslo CZ.1.07/1.1.28/ Označení vzdělávacího materiálu K_INOVACE_1.CH.12 Vzdělávací oblast Člověk a příroda Vzdělávací obor Chemie Tematický okruh Acidobazické vlastnosti roztoků Zhotoveno Září 2014 Ročník Vyšší stupeň osmiletého gymnázia a čtyřleté gymnázium (RVP – G) Anotace Materiál je určen jako studijní materiál v předmětu chemie. Je zaměřen na obecnou charakteristiku acidobazických dějů a výpočet pH. Primárně je koncipován pro seminář chemie, lze jej využít i v hodinách chemie.

Acidobazické roztoky Acidobazické vlastnosti roztoků charakterizují jejich kyselé a zásadité vlastnosti. Podle nejrozšířenější teorie, kterou formuloval Brönsted a Lowry, se zařazují z hlediska reakčního mechanismu do skupiny protolytických reakcí. Děje, které v roztocích probíhají, se kvantitativně popisují rovnovážnou konstantou. Podle zvolené teorie se mezi acidobazické rovnováhy dá zařadit různě velká skupina reakcí. Brönsted – Lowryho teorie zahrnuje reakce s přenosem protonu. Guttmannova a Lindqvistova rozšiřuje i pro reakce bez výměny protonu. Lewisova teorie je zobecněním i pro tekutiny (kapaliny a plyny).

Arrheniova – Ostwaldova teorie 1887 formuloval S. Arrhenius, později rozpracoval Ostwald. Kyseliny a zásady jsou definované jako elektrolyty, které v roztocích disociují. Kyseliny Zásady Arrheniova – Ostwaldova teorie nepostihovala úlohu rozpouštědla.

Brönsted-Lowryho teorie Formulována v roce 1923 pro protická rozpouštědla (schopná odštěpení nebo přijetí protonu. Pro vodné roztoky dostačující a stále používaná. Kyselina je látka, která je schopna odštěpit proton. Zásada je látka, která je schopna přijmout proton. Amfoterní látka (obojaká) má podle podmínek jak kyselé, tak zásadité vlastnosti.

Brönsted-Lowryho teorie kys.1 + zás.1 zás.2 + kys.2 K 1 – Z 2, Z 1 – K 2 – konjugované dvojice. Látky, které spolu vyměňují proton se označují jako konjugovaná dvojice. Vzhledem k rovnováze děje se z kyseliny stává zásada a obráceně. Rovnováhu lze popsat vztahem

Brönsted-Lowryho teorie Zajímavé je někdy posoudit, která látka je v reakci kyselinou a která zásadou. Obecné označení kyselina a zásada se používá ve vztahu k vodě, bez specifikace druhé látky nemá smysl. V prvním případě je sloučenina H 2 SO 4 zásadou, ve druhém případě kyselinou. Z hlediska této teorie řada „obecných“ zásad vůbec nemá zásadité vlastnosti.

Guttmannova a Lindqvistova teorie 1954 – Guttmann - solvoteorie, která platí pro všechna rozpouštědla, předpokládá jejich autoionizaci. Protická rozpouštědla: Aprotická rozpouštědla:

Guttmannova kyselina Kyselina je látka, která zvyšuje koncentraci kationů rozpouštědla.

Guttmannova zásada Zásada je látka, která zvýšením koncentrace aniontů rozpouštědla snižuje koncentraci kationtů rozpouštědla.

Lewisova teorie 1923 – zobecnil pro děje i v neprotických rozpouštědlech, taveninách, plynech. Neuvažuje interakci látka – rozpouštědlo. Pro vodné roztoky nepoužívána, důležitá v teorii reakčních mechanismů v organické chemii a v teorii komplexních (koordinačně-kovalentních) sloučenin. Lewisova zásada – částice, která má alespoň jeden volný nevazebný elektronový pár, schopný zprostředkovat vznik kovalentní donor-akceptorové vazby. Má nukleofilní (kladný náboj „milující“) vlastnosti. Lewisova kyselina – částice, která je schopná elektronový pár zásady využít pro tvorbu donor-akceptorové vazby. Má elektrofilní (záporný náboj milující) vlastnosti. Acidobazický děj z hlediska Lewisovy teorie musí být provázen vznikem donor-akceptorové vazby.

Lewisova zásada amoniak voda hydroxylový aniont hydridový aniont fluoridový aniont kyslíkový aniont 2- síranový aniont

Lewisova kyseliny δ+δ+ Elektronově deficitní molekuly Molekuly s centrálním atomem s volnými d orbitaly pro donor-akceptorovou vazbu Kationty atomů nebo molekul

Autoprotolýza vody Pro vodné roztoky platí: Při teplotě 25 ◦ C a tlaku Pa je rovnováha děje posunuta doleva, koncentrace vody se téměř nemění, lze ji považovat za konstantní a vztah přechází do podoby: = iontový produkt vody, který má hodnotu po výpočtu Součin koncentrace oxoniového kationtu a hydroxylového aniontu ve vodném roztoku je při teplotě 25 ◦ C a tlaku Pa konstantní.

Logaritmická podoba iontového produktu Iontový produkt vody byl využit pro kvantitativní posouzení acidobazických vlastností vodných roztoků k zavedení stupnice pH (potential of hydrogen, pondus hydrogenia, potenciál vodíku – dnes ). Pro zjednodušení počítání se používá logaritmická forma iontového součinu: Součin přejde na součet. Výsledkem by ale byla záporná čísla, proto se před logaritmus dá záporné znaménko: Provede se substituce a vztah přejde do podoby:

Stupnice pH Slovně lze definici stupnice pH odvodit z jejího matematického vyjádření pH je záporně vzatý dekadický logaritmus koncentrace oxoniových kationtů. pH roztoků lze určit orientačně pomocí acidobazických indikátorů (vizuálně) – indikátor je látka, která při určitém pH (mez přechodu) mění zabarvení (blíže v LC). Přesně se pH roztoků určuje potenciometricky pomocí pH metrů – využívají ustanovení rovnováhy mezi oxoniovými kationty v roztoku a měřícími elektrodami (blíže viz fyzika).

Stupnice pH Pro neutrální roztok platí Pro kyselý roztok platí Pro zásaditý roztok platí

Kyselý roztok Brönsted – rozpouštědlo přijalo proton Guttmann – zvýšila se koncentrace kationů rozpouštědla Lewis - příjemce elektronového páru

Zásaditý roztok Brönsted – rozpouštědlo odevzdalo proton Guttmann – zvýšila se koncentrace aniontů rozpouštědla Lewis - vlastník elektronového páru

Výpočet pH acidobazických látek Acidobazické látky v roztoku disociují, vzniklé ionty ovlivňují koncentraci kationů a anionů rozpouštědla. Kyselina Zásada Tím je ale porušena rovnováha autoprotolýzy vody (iontový produkt vody je konstantní) a musí nastat děje, vedoucí k znovuustanovení rovnováhy. V případě kyseliny část vzniklých oxoniových kationů reaguje s hydroxylovými aniony za vzniku vody. V případě zásady část vzniklých hydroxylových aniontů reaguje s oxoniovými kationty za vzniku vody.

Výpočet pH silných kyselin Jejich, v roztoku jsou zcela disociovány (při vyšších koncentracích nemusí platit) a jejich koncentrace určuje koncentraci H 3 O + v roztoku (vliv autoprotolýzy zanedbatelný). Pro výpočet pH lze tak rovnou použít jejich koncentraci vyjádřenou normalitou. Př. 1: Urči pH roztoku kyseliny chlorovodíkové o c = mol.dm -3 Př. 2: Urči pH roztoku kyseliny sírové o c = mol.dm -3

Výpočet pH silných zásad Jejich, v roztoku jsou zcela disociovány (při vyšších koncentracích nemusí platit) a jejich koncentrace určuje koncentraci OH - v roztoku (vliv autoprotolýzy zanedbatelný). Pro výpočet pH lze tak rovnou použít jejich koncentraci vyjádřenou normalitou. Př. 1: Urči pH roztoku hydroxidu sodného o c = mol.dm -3 Př. 2: Pozor na zadání: Urči pOH roztoku hydroxidu sodného o c = mol.dm -3

Výpočet pH slabých kyselin a zásad Jejich, v roztoku nejsou zcela disociovány, pro výpočet pH je nutné použít vztahy Disociační konstanty jejich acidobazických rovnováh.

Hydrolytické reakce Hydrolýza je děj, kdy dochází k vzájemné reakci iontů rozpuštěné látky s ionty H 3 O + a OH - a dochází ke změnám koncentrací H 3 O + a OH - v souladu se zachováním iontového produktu. Kationty silně bazických oxidů a hydroxidů (obvykle prvky 1. skupiny PSP) nehydrolyzují, hydrolyzují kationty slabě bazických oxidů a hydroxidů (ostatní kovy nebo skupinové kationty). nehydrolyzuje, neovlivní koncentraci H 3 O + => zvýšení [H 3 O + ], snížení pH

Vzájemnou kombinací tak mohou nastat případy: Sůl silné kyseliny a silné zásadySůl silné kyseliny a slabé zásady Sůl slabé kyseliny a silné zásady Anionty silných kyselin nehydrolyzují, hydrolyzují anionty slabých kyselin. Hydrolytické reakce => zvýšení [OH - ], zvýšení pH nehydrolyzuje, neovlivní koncentraci H 3 O + => zvýšení [OH - ], zvýšení pH Sůl slabé kyseliny a slabé zásady

Hydrolytické reakce Sůl silné kyseliny a silné zásady: pH roztoku zůstane beze změny Sůl silné kyseliny a slabé zásady: zvýší se koncentrace H 3 O +, pH roztoku se sníží

Sůl slabé kyseliny a silné zásady: Sůl slabé kyseliny a slabé zásady: Hydrolytické reakce zvýší se koncentrace OH -, pH roztoku se zvýší Obě dvě hydrolytické reakce ovlivňují koncentrace iontů, o výsledném pH rozhodují disociační konstanty obou dějů.

Je dobré si pamatovat pH 7 pH > 7 pH < 7 pH klesápH vzrůstá koncentrace vzrůstákoncentrace klesá

Je dobré si uvědomit Př.: Určete pH roztoku kyseliny chlorovodíkové o c = 2 mol.dm -3 Že jste ještě neslyšeli o záporném pH?!?! Př.: Určete pH roztoku hydroxidu sodného o c = 2 mol.dm -3 Že jste ještě neslyšeli o pH nad 14?!?!

Gymnázium a Jazyková škola s právem státní jazykové zkoušky Svitavy Materiál je určen pro bezplatné používání pro potřeby výuky a vzdělávání na všech typech škol a školských zařízeních. Jakékoliv další využití podléhá autorskému zákonu. Zdroje a použitá literatura 1. ATKINS, P. W. a DE PAULA, Julio. Fyzikální chemie. Vyd. 1. Praha: Vysoká škola chemicko-technologická v Praze, xxvi, 915 s. ISBN KLIKORKA, Jiří, VOTINSKÝ, Jiří a HÁJEK, Bohumil. Obecná a anorganická chemie: celost. vysokošk. učebnice pro vys. školy chemicko-technologické. 1. vyd. Praha: SNTL, s. Veškeré hypertextové odkazy jsou platné ke dni vytvoření díla.