Protolytické děje

Protolytické děje 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+.

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

Arhemiova teorie Kyselina je látka, která je schopna odštěpit kationt vodíku H+ . Kyselina je látka, která rozpuštěna ve vodě zvětšuje koncentraci oxoniových kationtů H3O+. Zásada je látka, která odštěpuje hydroxidový aniont. Zásada je látka, která při rozpuštění ve vodě zvětšuje koncentraci aniontů OH-.

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.

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

Konjugovaný pár Konjugovaný pár je dvojice částic, které se liší o kationt H+. Např. konjugovaná kyselina- H3O+ konjugovaná zásada- H2O Při protolytických reakcích spolu vždy navzájem reaguje kyselina 1.konj.páru se zásadou 2.konj.páru. CH3COOH+NH3 CH3COO- +NH4+

Amfotermní látky Projevují vlastnosti kyselin i zásad (H2O). Se silnější kyselinou reagují jako zásady H2O+CH3COOH H3O+ +CH3COO- Se silnější zásadou reagují jako kyseliny H2O+NH3 OH- +NH4+

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.

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

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

Síla kyselin a zásad podle disociační konstanty Síla kyseliny (zásady) slabé středně silné silné Disociační konstanta K < 10-4 10-4 < K < 10-2 K > 10-2

Iontový součin vody Disociací vody vzniká oxoniový kationt a hydroxidový aniont: 2H2O H3O+ +OH- Rovnovážná konstanta vody: K= c(H3O+)c(OH-) c2 (H2O)

Koncentrace nedisociovaných molekul vody se prakticky nemění, lze ji zahrnout do konstanty K. Tak se odvozuje konstanta Kv, která se nazývá iontový součin vody. Kv= c(H3O+)c(OH-) Při teplotě 25°C je Kv = 10-14(mol.l-1)2 Neutrální prostředí: c(H3O+)= c(OH-)=10-7mol.l-1 Kyselé: c(H3O+)> c(OH-); c(H3O+)> 10 -7mol.l-1 Zásadité: c(H3O+)< c(OH-); c(H3O+)< 10 -7mol.l-1

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[H3O+] pOH= -log[OH-] pH nabývá hodnot od 1 do 14 zásadité prostředí: pH>7 kyselé prostředí: pH<7 neutrální prostředí: pH=7

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

Neutralizace I. Reakce kyseliny a zásady za vzniku soli a vody. 2NaOH+H2SO4 Na2SO4+2H2O II. Reakce oxoniového kationtu a hydroxidového aniontu za vzniku 2 molekul vody. H3O+ +OH- 2H2O III. Reakce konjugované kyseliny a konjugované zásady jedné látky.

Autoprotolýza Autoprotolýza je opak neutralizace, tj. reakce 2 molekul téže látky, z nichž jedna se chová jako kyselina a druhá jako zásada. H2O+H2O H3O+ +OH-

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.

Před samotnou hydrolýzou musí proběhnout disociace: Na2CO3 2Na+ +CO3-2 NH4Cl NH4+ +Cl- Hydrolýza: CO3-2+H2O HCO3-1+OH- (sůl slabé kyseliny uhličité a silného hydroxidu sodného, sodný kationt s vodou téměř nereaguje) NH4+ + H2O NH3+H3O+ (sůl silné kyseliny chlorovodíkové a slabého hydroxidu amonného, chloridový aniont s vodou téměř nereaguje)

To jest vše. © Růža