CHEMICKÁ ROVNOVÁHA V ACIDOBAZICKÝCH ZVRATNÝCH REAKCÍCH II VY_32_INOVACE_05-19 CHEMICKÁ ROVNOVÁHA V ACIDOBAZICKÝCH ZVRATNÝCH REAKCÍCH II Síla kyselin a zásad, vyjadřování pH a pOH vodných roztoků látek

Síla kyselin a zásad sílu kyseliny udává konstanta acidity (disociační konstanta kyseliny) - KHA (rovnovážná konstanta charakterizující rovnováhu ve zvratné reakci) sílu zásady udává konstanta bazicity - (disociační konstanta zásady) - KB kyselina je tím silnější, čím snadněji odštěpí svůj vodíkový kationt a předá ho zásadě zásada je tím silnější, čím snadněji přijímá vodíkový kationt od kyseliny

čím je hodnota KHA,B menší, tím je kyselina nebo zásada slabší hodnoty konstant acidity a bazicity pro kyseliny a zásady při 20  C: amoniak KB = 1,8.10-5 kyselina fosforečná (disociace do 1.stupně) KHA= 7,09.10-3 kyselina octová KHA= 1,75.10-5 kyselina uhličitá KHA= 4,45.10-7

NEUTRÁLNÍ, KYSELÉ A ZÁSADITÉ VODNÉ ROZTOKY LÁTEK vycházíme z acidobazické zvratné reakce mezi molekulami čisté vody: rovnice: H2O + H2O  H3O+ + OH- voda se chová jako kyselina i jako zásada rovnováhu u této zvratné reakce charakterizuje rovnovážná konstanta Kv

IONTOVÝ SOUČIN VODY protože v čisté vodě jsou nerozštěpené molekuly v nadbytku, lze vztah upravit a dostáváme tak tzv. iontový součin vody: KV =  H3O+ .  OH- = 10 - 14 platí pro čistou vodu nebo i pro vodné roztoky látek za laboratorní teploty 25C

a) látka je kyselinou, např. reaguje-li s vodou a platí: H3O+  OH- b) látka je zásadou, např. reaguje-li s vodou a platí: H3O+  OH- c) látka je neutrální, např. reaguje-li s vodou a platí: H3O+ = OH-

pH, pOH roztoků látek jelikož vyjadřování kyselosti nebo zásaditosti látek pomocí hodnot molárních koncentrací oxoniových a hydroxidových iontů v roztoku je obtížné, bylo zavedeno pH, pOH (Soerensen) vztahy: H3O+ . OH - = 10 – 14 pH + pOH = 14 pOH = -log OH- pH = -log H3O+ H3O+ = 10 –pH OH-  = 10 -pOH

Indikátory indikátory jsou látky (barviva, slabé kyseliny nebo zásady), které mění své zbarvení barevné změně odpovídá rozmezí pH, které je u každého indikátoru jiné pH metry – přístroje pro zjišťování pH vodných roztoků látek

PŘÍKLADY ACIDOBAZICKÝCH INDIKÁTORŮ název indikátoru rozmezí pH, kdy dochází k změně zbarvení barva lakmus 4,5 –8,3 červená - fialová fenolftalein 8,2–10 bezbarvá - růžová methyloranž 3,1–4,5 červená - žlutá methylčerveň 4,4–6,3

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 pH stupnice pH = 0 - 6 (kyselý roztok), pH = 7 (neutrální roztok), pH = 8 - 14 (zásaditý roztok)

P.L.SOERENSEN (1868-1939), DÁNSKÝ BIOCHEMIK, DEFINOVAL POJEM PH název: SPL Sorensen.jpg zdroj: http://en.wikipedia.org/wiki/File:SPL_Sorensen.jpg

Autor DUM: Mgr. Kateřina Kleslová Děkuji za pozornost. Autor DUM: Mgr. Kateřina Kleslová