I n v e s t i c e d o r o z v o j e v z d ě l á v á n í Inovace profesní přípravy budoucích učitelů chemie CZ.1.07/2.2.00/15.0324 I n v e s t i c e d o r o z v o j e v z d ě l á v á n í Tento projekt je spolufinancován Evropským sociálním fondem a státním rozpočtem České republiky.

I n v e s t i c e d o r o z v o j e v z d ě l á v á n í Acidobazické reakce - kyseliny a zásady I n v e s t i c e d o r o z v o j e v z d ě l á v á n í Alena Klanicová Tento projekt je spolufinancován Evropským sociálním fondem a státním rozpočtem České republiky.

KYSELINY A ZÁSADY KOLEM NÁS

Svante Arrhenius (Švédsko, 1859-1927) ACIDOBAZICKÉ REAKCE = protolytická reakce reakce mezi kyselinou a zásadou, které si mezi sebou vyměňují kation H+ - vlastnosti kyselin a zásad vysvětluje několik teorií: 1. Arrheniova teorie - kyselina = látka schopná odštěpit ve vodném roztoku H+ např. HCl  H+ + Cl- HNO3  H+ + NO3- - zásada = látka schopná odštěpit ve vodném roztoku OH- např. NaOH  Na+ + OH- Ca(OH)2  Ca2+ + 2OH- Svante Arrhenius (Švédsko, 1859-1927) - reakce kyseliny se zásadou = neutralizace OH H + H2O zásada kyselina sůl voda např. KOH + HNO3  KNO3 + H2O NaOH + CH3COOH  CH3COONa + H2O

Johannes Nicolaus Brønsted ACIDOBAZICKÉ REAKCE 2. teorie Brønsted-Lowryho - kyselina = látka schopná odštěpit H+ - zásada = látka schopná vázat H+ - vodíkový proton H+ se z kyseliny přenáší na zásadu (bázi) zásada kyselina H+ Johannes Nicolaus Brønsted (Dánsko, 1879-1947) - konjugovaný pár - dvojice pátek lišících se o kation H+ např. HCl + H2O  H3O+ + Cl- K1 Z2 K2 Z1 konjugovaný pár 2 konjugovaný pár 1 Thomas Martin Lowry (Anglie, 1874-1936) NH3 + H2O  OH- + NH4+ Z1 K2 Z2 K1 konjugovaný pár 2 konjugovaný pár 1 H3O+ = oxoniový kation OH- = hydroxidový anion

ACIDOBAZICKÉ REAKCE 3. Lewisova teorie - kyselina = látka schopná vázat elektronový pár (akceptor) - zásada = látka schopná poskytnout elektronový pár (donor) - např. AlCl3 + Cl-  [AlCl4]- Al Cl + - Gilbert Newton Lewis (USA, 1875-1946) kyselina zásada - např. Ag+ + 2NH3  [Ag(NH3)2]+ Cu2+ N H + 2 kyselina zásada

SÍLA KYSELIN A ZÁSAD síla kyselin je dána mírou disociace, tj. jejich schopností odštěpit H+ kation disociace rovnovážná konstanta disociační konstanta [H3O+] ·[A-] K = [HA]·[H2O] [H3O+] ·[A-] KHA = [HA] HA + H2O H3O+ + A- [H3O+] ·[NO3 -] K = [HNO3]·[H2O] [H3O+] ·[NO3-] KHNO = [HNO3] 3 např. HNO3 + H2O H3O+ + NO3- ? úkol: Z hodnoty disociační konstanty určete sílu kyselin: kyselina: disociační konstanta: H3BO3 7,24·10-7 HNO2 5,62·10-4 HCOOH 1,78·10-4 HNO3 5,4·101 HClO4 1010 roste síla kyseliny obdobně, síla bází roste s rostoucí hodnotou jejich disociační konstanty

KYSELOST A ZÁSADITOST ROZTOKŮ měřením elektrické vodivosti vody bylo zjištěno, že v 10 milionech (tj. 107) litrů vody je 17,009 g (1 mol) aniontů OH- a 1,008 g (1 mol) kationtů H+ ve formě H3O+ molární koncentrace [OH-] = [H3O+] = 10-7 mol∙dm-3 autoprotolýza vody: 2H2O H3O+ + OH- [H3O+]·[OH-] K = [H2O]2 rovnovážná konstanta: iontový produkt vody: Kv = [H3O+]·[OH-] = 10-7·10-7 = 10-14 mol2∙dm-6 (pKv = -logKv = -log10-14 = 14) pH = -log[H3O+] pOH = -log[OH-] pH + pOH = 14 ? úkol: Vypočítejte pH, je-li: a) koncentrace iontů H3O+ 0,0000001 mol∙dm-3 b) koncentrace iontů H3O+ 0,1 mol∙dm-3 c) koncentrace iontů OH- 0,1 mol∙dm-3 pH = 7 pH = 1 pH = 13 roztoky: a) neutrální - molární koncentrace H3O+ je stejná jako OH- (pH = 7) b) kyselé - molární koncentrace H3O+ > 10-7 mol∙dm-3 (pH < 7) c) zásadité - molární koncentrace H3O+ < 10-7 mol∙dm-3 (pH > 7)

KYSELOST A ZÁSADITOST ROZTOKŮ - možnosti určení pH: 1. indikátory kyselé zásadité kyselé zásadité fenolftalein methyloranž pH papírky 2. pH metr - pufry (= tlumivé roztoky = ústojné roztoky) - směsi slabé kyseliny (nebo zásady) a její soli, které udržují stálé pH roztoku i po přidání malého množství kyseliny nebo zásady - např. směs kyseliny octové a octanu sodného

HYDROLÝZA = reakce látky s vodou („rozklad“ vodou) - v roztocích solí hydrolyzují pouze ionty pocházející od slabých kyselin a zásad např. NH4NO3 - anion NO3- od silné kyseliny dusičné nehydrolyzuje NO3- + H2O ----- - kation NH4+ od slabé zásady amoniaku hydrolyzuje NH4+ + H2O H3O+ + NH3 - pH této soli bude < 7 (roztok bude kyselý) 1. sůl silné kyseliny a slabé zásady - pH < 7 (kyselý roztok) - např. NH4Cl 2. sůl silné zásady a slabé kyseliny - pH > 7 (zásaditý roztok) - např. CH3COONa 3. sůl slabé kyseliny a slabé zásady - pH ≈ 7, ale závisí na hodnotách disociačních konstant kyseliny a zásady - např. CH3COONH4 4. sůl silné kyseliny a silné zásady - pH = 7 (neutrální roztok) - např. NaCl

? úkol: 1. Vypočítejte pH 1 molárních roztoků HCl a H2SO4. pH ROZTOKŮ ? úkol: 1. Vypočítejte pH 1 molárních roztoků HCl a H2SO4. ? úkol: 2. Vypočítejte pH 0,1 molárních roztoků NaOH a Ca(OH)2. ? úkol: 3. Odhadněte, jaké bude pH roztoků KCl, Na3PO4, (NH4)2SO4? ? úkol: 4. Do roztoku, který obsahuje 10 g NaOH by přidán roztok obsahující 10 g HNO3. Vypočítejte pH vzniklého roztoku, jehož celkový objem po smíchání kyseliny a hydroxidu je 500 ml.

KYSELOST A ZÁSADITOST ROZTOKŮ V POKUSECH kyselý vodotrysk - plynný chlorovodík HCl se velmi dobře rozpouští v H2O zásaditý vodotrysk - amoniak NH3 se velmi dobře rozpouští v H2O

I n v e s t i c e d o r o z v o j e v z d ě l á v á n í Konec Tento projekt je spolufinancován Evropským sociálním fondem a státním rozpočtem České republiky.