Číslo projektuCZ.1.07/1.5.00/34.0029 Číslo materiáluVY_32_INOVACE_04-19 Název školy Střední průmyslová škola stavební, Resslova 2, České Budějovice AutorIng.

Prezentace na téma: "Číslo projektuCZ.1.07/1.5.00/34.0029 Číslo materiáluVY_32_INOVACE_04-19 Název školy Střední průmyslová škola stavební, Resslova 2, České Budějovice AutorIng."— Transkript prezentace:

1 Číslo projektuCZ.1.07/1.5.00/34.0029 Číslo materiáluVY_32_INOVACE_04-19 Název školy Střední průmyslová škola stavební, Resslova 2, České Budějovice AutorIng. Věra Čechová Tematický celekChemie Ročník1. Datum tvorby17.7.2012 Anotace- Zpestření teoretického výkladu nové látky pomocí prezentace Metodický pokyn Určeno k výkladu do hodiny i samostudiu Možnosti využití – samostatné vyhledávání pojmů, práce s internetem, odbornou literaturou, diskuze nad závěrečnou tabulkou hodnot pH Pokud není uvedeno jinak, použitý materiál je z vlastních zdrojů autora

2 TEORIE KYSELIN A ZÁSAD NEUTRALIZACE, pH

3 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

4 Amfoterní částice H 2 O, NH 3, HSO 4 -, HCO 3 - H 2 O → H + + OH - H 2 O + H + →H 3 O + NH 3 → H + + NH 2 - NH 3 + H + → NH 4 + reagují jako kyseliny nebo zásady podle prostředí

5 Vznik kyselin a hydroxidů – reakcí oxidu a vody oxidy kyselinotvorné elektronegativita (vlastnost atomu přitahovat vazebné elektrony) těchto prvků v oxidech >2 př. S: elektronegativita 2,4 CO 2 + H 2 O → H 2 CO 3 oxidy zásadotvorné jen kovy, elektronegativita prvků kolem 1 př. Ca: elektronegativita 1 CaO + H 2 O → Ca(OH) 2

6 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 rozklad molekuly na ionty

7 Disociační konstanta kyseliny K A = [Cl - ] r. [H 3 O + ] r [HCl] r Podobně disociační konstanta zásady K B Hodnoty disociačních konstant jsou tabelovány a slouží k posouzení síly kyseliny či zásady (čím větší tím silnější) disociace kyseliny: disociace zásady: HCl + H 2 O ↔ H 3 O + + Cl - NH 3 + H 2 O ↔ NH 4 + + OH - Rovnovážná konstanta K c = [Cl - ] r. [H 3 O + ] r [HCl] r. [H 2 O] r Ve zředěném roztoku je voda ve velkém nadbytku, její koncentrace se prakticky nemění, můžeme tedy spojit [H 2 O] r s rovnovážnou konstantou K c v novou konstantu K A – disociační konstantu kyseliny

8 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 HCl + NaOH → NaCl + H 2 O Ca(OH) 2 + H 2 SO 4 → 2 H 2 O + CaSO 4 Cu(OH) 2 + H 2 CO 3 → 2 H 2 O + CuCO 3

9 Kyseliny, hydroxidy a soli jsou v roztoku disociovány - skutečný mechanismus reakce je: HCl + H 2 O → H 3 O + + Cl - (voda se chová jako zásada – přijala H) NaOH → Na + + OH - NaCl → Na + + Cl - přesnější zápis celé (iontové) reakce: H 3 O + + Cl - + Na + + OH - → Na + + Cl - + 2 H 2 O vynecháme – li ionty, které se v reakci nemění, dostaneme: H 3 O + + OH - → 2 H 2 O HCl + NaOH → NaCl + H 2 O Mechanismus neutralizace ve vodném roztoku spočívá ve slučovaní kationtů H 3 O + a hydroxidových aniontů OH - na molekuly vody H 2 O

10 neutrální roztok – látkové koncentrace iontů H 3 O + a OH - mají stejnou hodnotu c (H 3 O + ) = c (OH - ) kyselý roztok c (H 3 O + ) > c (OH - ) zásaditý roztok c (H 3 O + ) < c (OH - ) Roztoky

11 pH – vodíkový exponent Vyjádření míry kyselosti (zásaditosti) roztoku – stupnice pH pH = - log [H 3 O + ] záporný logaritmus koncentrace vodíkových iontů 0 7 14 kyselost zásaditost

12 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, H 4 SiO 4, H 2 CO 3 ), silná H 2 SO 4, HClO 4 Silné zásady: NaOH a KOH, slabá NH 4 OH

13 LátkapH 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

14 Použité zdroje obrázků: - galerie Microsoft office - wikipedie: http://cs.wikipedia.org/wiki/PH