TEORIE KYSELIN A ZÁSAD NEUTRALIZACE, pH

Teorie kyselin a zásad 1. Arrheniova teorie: Kyselina – látka schopná odštěpit proton H+ Zásada - látka schopná odštěpit skupinu OH- jednoduché, názorné, ale platí jen ve vodných roztocích 2. Brönsted – Lowryho teorie Kyselina – částice (molekula, ion) schopné odštěpovat proton Zásada – částice (molekula, ion) schopné proton vázat 3. Lewisova teorie – vychází z elektronové struktury Kyseliny – látky mající volný orbital, který mohou zaplnit sdílením volného elektronového páru jiného atomu Zásady – látky mající volný elektronový pár

reagují jako kyseliny nebo zásady podle prostředí Amfoterní částice reagují jako kyseliny nebo zásady podle prostředí H2O, NH3, HSO4-, HCO3- H2O → H+ + OH- H2O + H+→H3O+ NH3 → H+ + NH2- NH3 + H+ → NH4+

Vznik kyselin a hydroxidů – reakcí oxidu a vody oxidy kyselinotvorné elektronegativita (vlastnost atomu přitahovat vazebné elektrony) těchto prvků v oxidech >2 př. S – 2,4 (CO2 + H2O → H2CO3) oxidy zásadotvorné jen kovy, elektronegativita prvků kolem 1 př. Ca – 1 (CaO + H2O → Ca(OH)2)

rozklad molekuly na ionty DISOCIACE rozklad molekuly na ionty Disociace kyseliny    HCl     ==> H+ + Cl- Disociace zásady     NaOH ==> Na+ + OH- Disociace soli           NaCl ==> Na+ + Cl- Úplná disociace - dochází k ní u silných kyselin, silných zásad a solí (s kationtem silné zásady a aniontem silné kyseliny). Každá molekula přítomná v roztoku podléhá rozkladu. Částečná disociace - jak už název napovídá, k disociaci dochází pouze u části molekul přítomných v roztoku. Míru disociace určuje disociační stupeň (poměr počtu disociovaných molekul látky k jejich celkovému počtu ve vodném roztoku)

disociace kyseliny: disociace zásady: HCl + H2O ↔ H3O+ + Cl- NH3 + H2O ↔ NH4+ + OH- Rovnovážná konstanta Kc = [Cl-]r. [H3O+]r [HCl]r . [H2O]r Disociační konstanta kyseliny KA = [Cl-]r. [H3O+]r [HCl]r Podobně disociační konstanta zásady KB Hodnoty disociačních konstant jsou tabelovány a slouží k posouzení síly kyseliny či zásady (čím větší tím silnější)

NEUTRALIZACE Chemická reakce kyseliny se zásadou, při které vzniká voda a sůl - Vzniklé produkty jsou pH neutrální. Tato reakce je doprovázena změnou pH původních látek, někdy bývá provázena i barevnými změnami.

Kyseliny, hydroxidy a soli jsou v roztoku disociovány - skutečný mechanismus reakce je: HCl + H2O → H3O+ + Cl- (voda se chová jako zásada – přijala H) NaOH → Na+ + OH- NaCl → Na+ + Cl- přesnější zápis celé (iontové) reakce: H3O+ + Cl- + Na+ + OH- → Na+ + Cl- + 2 H2O vynecháme – li ionty, které se v reakci nemění, dostaneme: H3O+ + OH- → 2 H2O HCl + NaOH → NaCl + H2O

Mechanismus neutralizace ve vodném roztoku spočívá ve slučovaní kationtů H3O+ a hydroxidových aniontů OH- na molekuly vody H2O neutrální roztok – látkové koncentrace iontů H3O+ a OH- mají stejnou hodnotu c (H3O+) = c (OH-) kyselý c (H3O+) > c (OH-) zásaditý c (H3O+) < c (OH-)

Kyselost a zásaditost - roztoky kyselé, neutrální a zásadité indikátory (ukazatelé): látky, které v přítomnosti kyselin mění svou barvu: lakmus, fenolftalein, metylčerveň, metyloranž… přesnější: stupnice pH s hodnotami 0 -14 pH metry, lakmusové papírky podstata kyselosti a zásaditosti: koncentrace vodíkových a hydroxidových iontů v roztoku - kyseliny silné a slabé Obecně pro kyslíkaté kyseliny: nejslabší jsou kyseliny, v jejichž molekulách se shoduje počet atomů vodíku a kyslíku. Čím více je v molekule atomů kyslíku v porovnání s atomy vodíku, tím silnější je kyselina (slabá HClO, H4SiO4, H2CO3), silná H2SO4, HClO4 Silné zásady: NaOH a KOH, slabá NH4OH

pH – vodíkový exponent Vyjádření míry kyselosti (zásaditosti) roztoku –stupnice pH pH = - log [H3O+] záporný logaritmus koncentrace vodíkových iontů 0 7 14 kyselost zásaditost

Látka pH Kyselina v bateriích <1,0 Žaludeční šťávy 2,0 Citronová šťáva 2,4 Coca - cola 2,5 Ocet 2,9 Šťáva z pomeranče nebo jablka 3,5 Pivo 4,5 Káva 5,0 Čaj 5,5 Kyselý déšť < 5,6 Sliny onkologických pacientů 4,5–5,7 Mléko 6,5 Čistá voda 7,0 Sliny zdravého člověka 6,5–7,4 Krev 7,34–7,45 Mořská voda 8,0 Mýdlo 9,0–10,0 Čpavek pro domácí použití 11,5 Hašené vápno 12,5 Louh sodný pro domácí použití 13,5

Obrázky převzaty z internetu; tabulka s hodnotami pH ze stránek wikipedie http://cs.wikipedia.org/wiki/PH