Základy chemického deja

Prezentace na téma: "Základy chemického deja"— Transkript prezentace:

1 Základy chemického deja
Neutralizácia sa využíva často pri neutralizačných titráciách (kvantitatívna analytická metóda), ktoré umožňujú stanoviť koncentráciu H3O+ a OH– v roztokoch rôznych látok, napr. nápoje, potraviny, odpadové vody atď. Princípom neutralizačnej titrácie je, že do roztoku látky, ktorej koncentráciu máme stanoviť, pridávame odmerný roztok (napríklad roztok so známou koncentráciou H3O+ ) až do kvantitatívneho priebehu neutralizačnej reakcie, ktorý určuje indikátor, napríklad fenolftaleín alebo metyloranž. Neutralizácia sa dá využiť napríklad pri odstraňovaní nežiaducich kyselín alebo hydroxidov v rôznych látkach (napr. v odpadových vodách). Cvičenie 1 K uvedeným spôsobom prípravy solí napíšte rovnice chemických reakcií konkrétnych látok. Riešenie 1 Napríklad: 11.1 PROTOLYTICKÉ REAKCIE Chémia pre 1. roč. gymnázií str ; Doplnkové uč. texty pre 1.roč.str ; Učebnica – Chemické reakcie a ich zákonitosti (str ) Na základe poznatkov z termochémie, chemickej kinetiky a chemickej rovnováhy môžeme neutralizáciu charakterizovať takto: Neutralizácia je exotermická reakcia, ktorá prebieha samovoľne (bez dodania energie) a veľmi rýchlo, pretože má nízku aktivačnú energiu. Rovnováha reakcie je výrazne posunutá na pravú stranu, pretože voda je veľmi málo disociovaná na ióny H+ + OH– . Pripomeňme si najdôležitejšie poznatky o kyselinách a zásadách tak, ako ich v 19. storočí definoval švédsky chemik A. S. Arrhenius. Arrheniova teória kyselín a zásad (Chémia pre 1. roč. str ) Napríklad: kyselina chlorovodíková HCl kyselina dusitá HNO2 kyselina octová CH3COOH Kyseliny sú látky, ktoré vo vodnom roztoku odštiepujú vodíkové katióny H+. H+ + Cl – Po odparení vody z roztoku vzniká tuhá látka bromid draselný KBr. Bromid draselný patrí z hľadiska Arrheniovej teórie medzi soli. Neutralizácia H+ + CH3COO – Zásady sú látky, ktoré vo vodnom prostredí odštiepujú hydroxidové anióny OH–. Napríklad: hydroxid sodný NaOH hydroxid vápenatý Ca(OH)2 Na+ + OH – Ca OH – Reakcia vodných roztokov kyselín a zásad sa nazýva neutralizácia. Neutralizáciou kyseliny a zásady vznikajú voda a soľ. Pozrime sa bližšie na reakciu vodného roztoku kyseliny bromovodíkovej a vodného roztoku hydroxidu draselného. Rovnicu reakcie možno napísať: HBr(aq) + KOH(aq) KBr(aq) + H2O(l) → ← Ióny K+ a Br – spolu nereagujú, preto podstatu reakcie vyjadruje iónový zápis: H+ (aq) + OH–(aq) H2O (l ) Využitie neutralizácie Soli Soli sú chemické zlúčeniny zložené z katiónov kovových prvkov (alebo amónneho katiónu NH4+) a aniónov kyselín. V základnej škole ste sa okrem prípravy solí neutralizáciou oboznámili aj s inými možnosťami ich prípravy. Soli možno pripraviť napríklad reakciou: a) kovu s nekovom, b) kovu s kyselinou, c) kyselinotvorného oxidu s hydroxidom, d) hydroxidotvorného oxidu s kyselinou. Arrheniova teória kyselín a zásad je vhodná len pre vodné roztoky. Zistilo sa však, že chemické reakcie neprebiehajú len vo vodných roztokoch a zásaditý charakter majú aj niektoré látky, ktoré neobsahujú hydroxidové anióny OH– . Preto vznikli nové teórie kyselín a zásad, ktoré platia aj pre nevodné prostredie. Na hodinách chémie sa oboznámite s teóriou kyselín a zásad, ktorú v roku 1923 vypracoval J. N. Brönsted. Podľa Brönstedovej teórie kyselín a zásad sú kyseliny definované ako látky, ktoré sú schopné odovzdávať protóny, a zásady ako látky, ktoré sú schopné viazať protóny. Reakcie, pri ktorých dochádza k odovzdávaniu a prijímaniu protónov (katiónov H+) medzi kyselinami a zásadami, nazývame protolytické reakcie. Pri protolytických reakciách vždy reaguje kyselina (acidum – latinsky kyselina) so zásadou (bázou), preto sa tieto reakcie nazývajú aj acidobázické. Látka môže mať vlastnosti kyseliny len v prítomnosti zásady a vlastnosti zásady len v prítomnosti kyseliny. Napríklad pri reakcii kyseliny dusitej s vodou: HNO2 + H2O H3O+ + NO2– Napríklad pri reakcii amoniaku s vodou: Molekuly HNO2 odštepujú protóny, správajú sa ako kyseliny, a molekuly vody H2O prijímajú protóny, správajú sa ako zásady. NH3 + H2O NH OH– Molekuly NH3 viažu protóny, správajú sa ako zásady, a molekuly vody H2O odštepujú protóny, správajú sa ako kyseliny. kyselina – H zásada  z kyseliny odštiepením protónu vzniká zásada, ktorú nazývame konjugovaná zásada:  zo zásady prijatím protónu vzniká konjugovaná kyselina: zásada + H kyselina Brönstedova teória kyselín a zásad (Chémia pre 1. roč. str ) -1- -2- Seminár z CH 16 (30. , 31. vyuč. hod.) KYSELINY A ZÁSADY 11 TYPY CHEMICKÝCH REAKCIÍ Chémia pre 1.ročník gymnázií CHÉMIA DOPLNKOVÉ UČEBNÉ TEXTY PRE 1.ROČNÍK GYMNÁZIÍ Základy chemického deja a jeho zákonitosti Chemické reakcie a ich zákonitosti

2 Uvedené dvojice sa nazývajú konjugované páry.
Rovnovážny stav protolytickej reakcie možno napísať na základe predchádzajúcich poznatkov takto: Uvedené dvojice sa nazývajú konjugované páry. Reakciu : môžeme formálne rozdeliť na dve čiastkové reakcie: HNO2 + H2O H3O+ + NO2– → ← H2O + H H3O + konjugovaná kyselina 2 zásada 2 konjugovaný pár 2 2. HNO2 – H NO2– kyselina 1 konjugovaná zásada 1 konjugovaný pár 1 1. HNO2 + H2O H3O NO2– kyselina 1 zásada kyselina zásada 1 konjugovaný pár 2 Protolytické reakcie sú reakcie, pri ktorých kyseliny odštepujú protón a zásady viažu protón. Reakciou kyseliny a zásady vzniká z kyseliny konjugovaná zásada a zo zásady konjugovaná kyselina. Rovnováha v protolytických reakciách Rovnovážny stav v protolytických reakciách je charakterizovaný dynamickou rovnováhou medzi reaktantmi a produktmi, stálou koncentráciou jednotlivých kyselín a zásad, ktorá pre určitú protolytickú reakciu závisí len od teploty. Protolytickú reakciu kyseliny octovej s vodou možno znázorniť : CH3COOH + H2O H3O+ + CH3COO – K Z K Z1 Medzi reaktantmi K1 a Z2 a medzi produktmi K2 a Z1 sa ustáli dynamická rovnováha. Rýchlosť priamej a spätnej reakcie je rovnaká, koncentrácie látok sú stále. Ich hodnoty závisia len od teploty. Cvičenie 2 V rovnici Riešenie 2 H2O + NH NH OH– vyznačte konjugované páry. kyselina zásada kyselina zásada 1 Cvičenie 3 K jednotlivým kyselinám napíšte ich konjugované zásady. Kyselina: Riešenie 3 1. HNO3 , 2. HCl , 3. H2SO4 , 4. HSO4– , NH4+ 1. NO3– , 2. Cl– , 3. HSO4– , 4. SO42– , 5. NH3 Podľa Brönstedovej teórie kyselín a zásad môžu byť kyselinami a zásadami nielen elektroneutrálne molekuly, ale aj katióny a anióny. Príklady kyselín: HNO3, HCl, H2SO4, HSO4–, H2CO3, HCO3–, H3PO4, H3O+, NH4+, H2O. Príklady zásad: CO32-, S2-, NO2–, HCO3– , H2O , OH– , NH3 . Niektoré látky, ako napríklad HCO3– , H2O, sú uvedené medzi kyselinami aj medzi zásadami. Z toho vyplýva, že môžu reagovať aj ako kyseliny – odovzdať protóny, aj ako zásady – viazať protóny. Takéto látky nazývame amfotérne (amfolyty). Sila kyselín a zásad (Chémia pre 1. roč. str ) Silu kyselín – kyslosť (schopnosť odštepovať protóny) a silu zásad ( schopnosť viazať protóny) určujeme najčastejšie vzhľadom na vodu. Protolytická reakcia: predstavuje disociáciu kyseliny dusitej vo vode. Rovnovážna koncentrácia oxóniových katiónov H3O+ v roztoku závisí od jej sily. Čím je kyselina silnejšia, tým je viac vo vode disociovaná. Silné kyseliny uvoľňujú protóny veľmi ľahko (disociácia – ionizácia kyseliny prebehne takmer úplne). Koncentrácia nedisociovaných (neionizovaných) molekúl sa blíži k nule. Slabé kyseliny uvoľňujú protóny veľmi ťažko, ich disociácia je len čiastočná. Silné kyseliny napr. HClO4, HI, HBr, HCl , HNO3 , H2SO4 - sú vo vodnom roztoku prakticky úplne disociované. Kyseliny napr. H3PO4, HNO2 zaraďujeme medzi stredne silné kyseliny. Kyseliny napr. H2S, HCN, CH3COOH, H2CO3 zaraďujeme medzi slabé kyseliny. Mieru sily kyselín a zásad vyjadruje hodnota ich disociačných konštánt. Disociačné konštanty kyselín Vzťah na výpočet disociačnej konštanty kyseliny dusitej vo vodnom roztoku možno odvodiť na základe vzťahu na výpočet rovnovážnej konštanty reakcie. Vzťah na výpočet rovno- vážnej konštanty reakcie kyseliny dusitej s vodou: má tvar: Koncentrácia vody sa počas reakcie mení veľmi málo, považujeme ju za konštantnú. Preto môžeme písať: Ka (HNO2) predstavuje disociačnú konštantu kyseliny dusitej. -4- -3- KYSELINY A ZÁSADY Seminár z CH 16 (30. , 31. vyuč. hod.) 11 TYPY CHEMICKÝCH REAKCIÍ

3 11.1.3 Autoprotolýza vody (Chémia pre 1. roč. str. 145)
Čím je kyselina silnejšia, tým je jej konjugovaná zásada slabšia a naopak. CH3COO– + H2O CH3COOH + OH– → ← HA + H2O H3O+ + A– Napríklad hodnota disociačnej konštanty kyseliny dusitej Ka (HNO2) = 5, a kyseliny chlorovodíkovej Ka(HCl) = 1, Z uvedených hodnôt disociačných konštánt vyplýva, že kyselina chlorovodíková je oveľa silnejšia ako kyselina dusitá. Molekuly HCl sú vo vode takmer úplne disociované na ióny H3O+ a Cl–, čo možno napísať rovnicou: Vzťah medzi kyselinami a ich konjugovanými zásadami (Chémia pre 1. roč. str. 144) Autoprotolýza vody (Chémia pre 1. roč. str. 145) Vzťah na výpočet disociačnej konštanty kyseliny K(HA), ktorej disociáciu znázorňuje rovnica: možno napísať takto: Podobne ako hodnota rovnovážnej konštanty aj hodnota disociačnej konštanty kyseliny Ka(HA) závisí od teploty. Hodnoty disociačných konštánt kyselín Ka(HA) sa najčastejšie stanovujú pri teplote 25°C. Uvádzajú sa v chemických tabuľkách a podľa nich sa určuje sila kyselín. Čím je hodnota disociačnej konštanty kyseliny väčšia, tým je kyselina silnejšia. To znamená, že má väčšiu schopnosť odštepovať protóny. HCl + H2O H3O+ + Cl– Reakciu aniónu Cl– s katiónom H3O+ nemusíme uvažovať, pretože kyselina chlorovodíková je takmer úplne disociovaná. Silné kyseliny (napr. HClO4, HCl , HI, HNO3 , H2SO4), ktoré sú vo vodnom roztoku prakticky úplne disociované, majú hodnoty Ka(HA) veľké. Napríklad: Ka(HClO4) = , Ka(HI) = Za silné kyseliny sa považujú kyseliny, ktorých disociačná konštanta Ka(HA) > 10–2 . Kyseliny, ktoré majú hodnoty disociačných konštánt v rozmedzí až 10-4 zaraďujeme medzi stredne silné kyseliny. Patrí tam napríklad kyselina trihydrogenfosforečná, ktorej Ka(H3PO4) = 7, Z organických kyselín je to napríklad kyselina mravčia, ktorej Ka(HCOOH) = 1, Slabé kyseliny majú disociačnú konštantu Ka(HA) < 10–4 . Napríklad: kyselina uhličitá Ka(H2CO3) = 4, , kyselina sulfánová Ka(H2S) = 9, Disociačné konštanty zásad Vo vodnom roztoku zásady B sa ustáli rovnováha: B + H2O HB+ + OH – Disociačná konštanta Kb(B) sa vypočíta na základe vzťahu: Sila zásad sa určuje na základe veľkosti hodnôt ich disociačných konštánt Čím je hodnota disociačnej konštanty väčšia, tým je silnejšou zásadou (tým má väčšiu schopnosť viazať protón). Konjugované zásady silných kyselín, ako sú napríklad anióny Cl–, I– , Br– , NO3–, majú veľmi malú schopnosť viazať protóny z molekúl vody. Môžeme povedať, že s vodou nereagujú. Konjugované zásady slabých kyselín, ako napríklad CH3COO– , S2–, CO32– , OH– , NH3 , patria medzi látky, ktoré reagujú s vodou, pričom viažu z jej molekúl protóny. Vznikajú málo disociované látky. CO32– + H2O HCO3– + OH– S2– + H2O HS– + OH– Pri skúmaní vlastnosti vody sa zistilo, že aj celkom čistá voda vedie nepatrne elektrický prúd – je teda elektrolyt. Táto vlastnosť vody je podmienená vznikom oxóniových katiónov H3O+ a hydroxidových aniónov OH– pri disociácii vody – autoprotolýze : H2O + H2O H3O+ + OH– Vzťah na výpočet rovnovážnej konštanty autoprotolýzy vody má tvar: Disociácia vody je veľmi malá, preto možno koncentráciu vody považovať za konštantnú a vzťah upraviť takto: Takto definovaná rovnovážna konštanta Kv sa nazýva iónový súčin vody. Jeho hodnota závisí od teploty. Experimentálne sa zistilo, že pri teplote 25°C má iónový súčin vody hodnotu Cvičenie 5 Vypočítajte koncentráciu iónov [H3O+] a [OH–] vo vode pri teplote 25°C, ak viete, že pri tejto teplote Kv = 1.10–14 . Riešenie 5 Vo všetkých vodných roztokoch je koncentrácia iónov [H3O+] a [OH–] taká, že ich súčin sa rovná hodnote Kv pri danej teplote. Ak sa napríklad pridaním kyseliny do vody zväčší koncentrácia [H3O+], musí v nej úmerne klesnúť koncentrácia [OH–] . Zo vzťahu pre Kv možno vypočítať koncentráciu [H3O+], ak je známa koncentrácia [OH–] a naopak. Cvičenie 6 Vypočítajte, aká je koncentrácia [OH–] v roztoku, ak koncentrácia [H3O+] = mol.dm-3 . Riešenie 6 11 TYPY CHEMICKÝCH REAKCIÍ -6- -5- KYSELINY A ZÁSADY Seminár z CH 16 (30. , 31. vyuč. hod.)

4 11. 1. 4 Neutrálne, kyslé a zásadité roztoky, pH (Chémia pre 1. roč
Neutrálne, kyslé a zásadité roztoky, pH (Chémia pre 1. roč. str. 146) Hydrolýza solí (Chémia pre 1. roč. str ) Podľa hodnoty koncentráciu iónov [H3O+] rozdeľujeme roztoky na neutrálne, kyslé a zásadité. Neutrálne roztoky: [H3O+] = [OH–] = 10-7 mol-3 Kyslé roztoky: [H3O+] > [OH–] [H3O+] > 10-7mol.dm-3 Zásadité roztoky: [H3O+] < [OH–] [H3O+] < 10–7mol.dm-3 Či je roztok neutrálny, kyslý alebo zásaditý, určuje hodnota pH. Každej hodnote koncentrácie [H3O+] v roztoku prislúcha určitá hodnota pH. Podľa hodnoty pH rozdeľujeme roztoky na: -neutrálne pH = 7, -kyslé pH < 7, -zásadité pH > 7. Hodnoty [H3O+] a [OH–] prislúchajúce jednotlivým hodnotám pH sú uvedené v tabuľke. [OH–] [H3O+] pH Roztoky neutrálne kyslé zásadité silno slabo Tab Hodnoty pH roztokov v závislosti od koncentrácie [H3O+] a [OH–] Dosiaľ ste sa dozvedeli, že roztoky kyselín sú kyslé – koncentrácia iónov [H3O+] v roztoku kyselín je väčšia ako koncentrácia iónov [OH–]. Ich pH je menšie ako 7. Roztoky hydroxidov sú zásadité, lebo obsahujú viac iónov [OH–] ako [H3O+]. Ich pH je väčšie ako 7. Aké je však pH roztokov látok, ktoré v zmysle Arrheniovej teórie kyselín a zásad zaraďujeme medzi soli? Ide napríklad o zlúčeniny Na2SO4, KCl, Na2CO3, CH3COOK, NH4Cl, FeCl3, CH3COONH4 . Meraním pH roztokov solí sa zistilo, že roztoky solí môžu byť kyslé, zásadité aj neutrálne. Napríklad roztok NH4Cl je kyslý, Na2CO3 je zásaditý, CH3COONH4 je neutrálny. Ako možno vysvetliť uvedenú skutočnosť? Ak dáme do vody soľ, v mnohých prípadoch nedochádza len k jej disociácii na ióny(katióny a anióny), ale aj k následnej reakcii týchto iónov s vodou za vzniku katiónov H3O+ alebo aniónov OH– . (str ) Protolytickú reakciu iónov rozpustenej soli s vodou, pri ktorej vznikajú katióny H3O + alebo anióny OH– , nazývame hydrolýza solí. Otázky a úlohy str 1. Napíšte názvy alebo vzorce zlúčenín: a) H3BrO3 , b) kyselina dusičná, c) H2SiO3 , d) kyselina bromovodíková, e) KOH, f) hydroxid vápenatý, g) Al(OH)3, h) síran draselný, i) CaCO3 , j) hydrogenuhličitan horečnatý. 2. Napíšte rovnicu disociácie chlorovodíka vo vode a uveďte názov iónov, ktoré sa nachádzajú v roztoku. 3. Napíšte názvy iónov, ktoré sa nachádzajú v roztoku hydroxidu draselného. 4. Ktoré z uvedených látok zaraďujeme medzi Brönstedove kyseliny? HBr, H2SO4, SO42-, CO32–, H2O, Cl–, Na+. 5. Z uvedených molekúl a iónov určte tie, ktoré môžu reagovať s vodou ako Brönstedove zásady. NH3 , H2O , K+, CH3COO– . 6. Ktoré z uvedených látok môžu mať amfotérne vlastnosti? H3O+, I–, H2O , HCO3– . 11 TYPY CHEMICKÝCH REAKCIÍ 7. K jednotlivým kyselinám napíšte ich konjugované zásady: a) HCl, b) HNO3 , c) HSO4– , d) H2O . 8. K jednotlivým zásadám napíšte ich konjugované kyseliny: a) OH– , b) S2-, c) CH3COO– , d) NH3 . c) HClO4 + H2O → ← 9. Doplňte pravé strany: a) NH H2O b) CH3COOH + OH– d) NH3 + H3O+ 10. Ktoré z uvedených kyselín zaraďujeme medzi silné kyseliny? HClO4, H2S , HI, H2SO4, CH3COOH, H2CO3 . *11. Kyselina bromovodíková je silnejšia kyselina ako kyselina sulfánová. Ktorá zásada je silnejšia Br– alebo S2- ? -8- -7- KYSELINY A ZÁSADY Seminár z CH 16 (30. , 31. vyuč. hod.)

5 Otázky a úlohy - pokračovanie str. 150-152
11 TYPY CHEMICKÝCH REAKCIÍ -9- -10- 6. Vodné roztoky solí, ktorých anióny reagujú s vodou (napr. octan sodný) sú: a) neutrálne (pH = 7) , b) kyslé (pH < 7) , c) zásadité (pH > 7) . 14. Vypočítajte koncentráciu [OH–] v roztoku, ak je pri teplote 25°C koncentrácia [H3O+] = 10-8 mol.dm-3 . 7. Vodné roztoky solí, ktorých katióny reagujú s vodou (napr. NH4Cl) sú: a) zásadité (pH > 7) , b) kyslé (pH < 7) , c) neutrálne (pH = 7). 1. Z nasledujúcich látok môže mať vo vodnom roztoku len charakter zásady: a) NH4+ , b)HSO4- , c) OH- . 2. Z nasledujúcich látok môže mať vo vodnom roztoku len charakter kyseliny: a) HSO4- , b) Cl­, c) NH4+ . *12. Na základe hodnôt disociačných konštánt kyselín určte, ktorá kyselina je najsilnejšia a ktorá najslabšia : a) Ka (HNO2) = 5, , b) Ka (CH3COOH) = 1, , c) Ka (HCN) = 4, , d) Ka (HNO3) = *23. Vysvetlite, v čom je hlavný rozdiel medzi neutralizáciou a hydrolýzou soli. *13. Experimentálne sa zistilo, že koncentrácia iónov H3O+ vo vode pri teplote 25°C je 1.10–7 mol.dm–3 . Určte, či je koncentrácia oxóniových iónov pri vyššej teplote menšia alebo väčšia, ak vieme, že autoprotolýza vody je endotermický proces. Odpoveď zdôvodnite. *15. Uvedené roztoky usporiadajte od najkyslejšieho po najzásaditejší. a) [H3O+] = 10–8 mol.dm-3, b) [H3O+] = 10–4 mol.dm-3, c) [OH–] = 10–7 mol.dm-3 , d) pH = 1 , e) [H3O+ ] =10–10 mol.dm -3 , f) [OH–] = 10–9 mol.dm-3. *16. Určte, ktoré z uvedených roztokov majú rovnakú koncentráciu iónov [OH– ]: a) [H3O+] = 10–12 mol.dm-3, c) [OH–] = 10–9 mol.dm-3 , d) pH = 5 , e) [H3O+ ] =10–5 mol.dm -3 , f) [OH–] = 10–6 mol.dm-3. *20. Najmenšiu hodnotu pH bude mať roztok, ktorého 0,5 dm3 obsahuje 0,2 mol : a) H2SO4, b) CH3COOH, c) KOH . *21. Ako sa zmení pH roztoku kyseliny dusičnej, ak k nemu pridáme určité množstvo destilovanej vody ? Odpoveď zdôvodnite. *22. Ako sa zmení pH roztoku hydroxidu draselného, ak k nemu pridáme určité množstvo *24. Napíšte: a) aké deje prebiehajú, ak do vody nasypeme uhličitan draselný, b) či bude pH vzniknutého roztoku kyslé, zásadité alebo neutrálne. *25. Napíšte: a) aké deje prebiehajú, ak do vody nasypeme chlorid amónny, *26. Napíšte, aké je pH vodných roztokov solí (pH < 7, pH = 7, pH > 7): a) KNO3) , b) Na2S , c) (NH4)2SO4 , d) Na2 CO3 . TEST 3. Ak zriedime roztok kyseliny dusičnej destilovanou vodou 100-krát, jej pH sa : a) zmenší o b) zväčší o c) sa nezmení 4. Ak zriedime roztok hydroxidu draselného destilovanou vodou 10-krát, jeho pH sa : a) zmenší o b) zväčší o c) sa nezmení KYSELINY A ZÁSADY Seminár z CH 16 (30. , 31. vyuč. hod.) 5. Súčasťou žalúdkových štiav je 0,3 – 0,4 % -tná kyselina chlorovodíková preto v žalúdku je prostredie: