Teorie kyselin a zásad.

Prezentace na téma: "Teorie kyselin a zásad."— Transkript prezentace:

1 Teorie kyselin a zásad

2 acidum kyselina = zásada = → reakce mezi kyselinou a zásadou = baze acidobazická reakce

3 obecně ZOH → Z+ + (OH)- např.
ARRHENIOVA TEORIE ve vodných roztocích kyselina = obecně HB → H+ + B např. proton , proto reaguje s molekulou rozpouštědla tedy HB + H2O → (H3O)+ + B- HNO3 + H2O → (H3O)+ + (NO3)- zásada = obecně ZOH → Z+ + (OH)- např. látka schopná odštěpit proton (vodíkový kation) H+ HNO3 → H+ + (NO3)- nemůže existovat sám H+ + H2O → (H3O)+ látka schopná odštěpit hydroxoniový anion (OH)- KOH → K+ + (OH)-

4 neutralizace reakce , vzniká HCl → H+ + Cl- KOH → K+ + (OH)- H+ + Cl- + K+ + (OH)- → H2O + KCl název reakce je zavádějící, nemusí vzniknout neutrální roztok! kyseliny a zásady sůl a voda

5 TEORIE BRÖNSTED-LOWRYHO
kyselina = zásada = konjugovaný pár – kyselina a zásada lišící se navzájem o HCl → H+ + Cl- HNO3 → H+ + (NO3)- NH3 + H2O → (NH4)+ + (OH)- acidobazická reakce = (protolytická reakce) = látka schopná odštěpit proton látka schopná přijmout proton 1 proton kyselina zásada kyselina zásada zásada 1 kyselina 2 kyselina 1 zásada 2 protolýza přenos protonu

6 HNO3 + H2SO4 → (HSO4)- + (H2NO3)+
HCl + H2O → (H3O)+ + Cl- NH3 + H2O → (NH4)+ + (OH)- HNO3 + H2O → (NO3)- + (H3O)+ HNO3 + H2SO4 → (HSO4)- + (H2NO3)+ látka se vždy jen některé látky se mohou chovat někdy jako kyseliny (vůči jedné látce) a jindy jako zásady (vůči jiné látce) = k1 z2 k2 z1 z1 k2 k1 z2 k1 z2 z1 k2 z1 k2 z2 k1 chová jako kyselina nebo zásada vůči jiné látce amfolyty

7 autoprotolýza přenos mezi molekulami protonu téže látky H2O + H2O → (H3O)+ + (OH)- NH3 + NH3 → (NH4)+ + (NH2)-

8 Síla kyselin a zásad Čím snadněji kyselina , tím je silnější Čím snadněji zásada , tím je silnější odštěpí proton (má sílu ho někomu vnutit) přijímá proton (má malou sílu proton někomu vnucovat, naopak jej ráda přijme)

9 Orientační určení síly kyselin
Čím větší převaha , tím je kyselina silnější. velmi slabé kyseliny – ( ) slabé kyseliny ( ) silné kyseliny ( ) velmi silné kyseliny ( ) bezkyslíkaté kyseliny – v tabulce → síla kyselin – nejsilnější jsou kyseliny, z nich kyslíků nad vodíky HnXOn HClO, H3BO3 HnXOn+1 H2CO3, H2SO3, H3PO4 HnXOn+2 HNO3, H2SO4, HClO3 HnXOn+3 HMnO4, HClO4 roste halogenovodíkové jodovodíková

10 slabší Konstanty obecná reakce HB + H2O → (H3O)+ + B-
její rovnovážná konstanta K = K*[H2O] = KA = konstanta acidity čím je KA menší, tím je kyselina [(H3O)+] * [B-] [(H3O)+] * [B-] [HB] [HB] * [H2O] [(H3O)+] * [B-] [HB] slabší

11 slabší obecná reakce ZOH → Z+ + (OH)- její rovnovážná konstanta
KB = konstanta bazicity čím je KB menší, tím je zásada [Z+] * [(OH)-] [ZOH] slabší

12 VYJADŘOVÁNÍ KYSELOSTI A ZÁSADITOSTI LÁTEK Měření el
VYJADŘOVÁNÍ KYSELOSTI A ZÁSADITOSTI LÁTEK Měření el.vodivosti čisté vody ukázalo, že voda je minimálně schopna vést el. proud – l vody obsahuje 1 mol iontů (H3O)+ a 1 mol iontů (OH)- → koncentrace iontů (H3O)+ a (OH)- je 1*10-7 mol/l

13 KV = [1*10-7] * [1*10-7] = 1*10-14 rovnice autoprotolýzy vody
H2O + H2O → (H3O)+ + (OH)- rovnovážná konstanta KV = [(H3O)+]*[(OH)-] iontový součin vody po dosazení tato hodnota je za standardních podmínek , zvýšení koncentrace jednoho z iontů (např. přidáním další látky) má za následek [(H3O)+] * [(OH)-] K = K*[H2O]2 = [(H3O)+]*[(OH)-] [H2O] * [H2O] KV = [1*10-7] * [1*10-7] = 1*10-14 konstantní snížení koncentrace druhého iontu

14 Číselné vyjádření – pH a pOH písmenko p znamená
„záporný dekadický logaritmus koncentrace iontů“ H nebo OH značí pH = -log c (H3O)+ pOH = -log c (OH)- např. koncentrace iontů (H3O)+ v roztoku je 1*10-5 mol/l → koncentrace iontů (OH)- je 1*10-9 mol/l → pH je 5, pOH je 9 konstantní hodnota iontového součinu vody → pH + pOH = ionty 14

15 Roztoky, ve kterých je koncentrace iontů. větší než koncentrace iontů
Roztoky, ve kterých je koncentrace iontů větší než koncentrace iontů jsou , Roztoky, ve kterých je koncentrace iontů menší než koncentrace iontů jsou , Roztoky, ve kterých je koncentrace iontů stejná jako koncentrace iontů jsou , (H3O)+ (OH)- kyselé pH < 7 (H3O)+ (OH)- zásadité pH ˃ 7 (H3O)+ (OH)- neutrální pH = 7

16 Indikátory - látky, které mají při různých hodnotách pH různé , využívají se při neutralizační titraci. Zbarvení indikátor fční oblast pH kys. zás. methyloranž 3,1 až 4,5 methylčerveň 4,4 až 6,3 bromthymolová modř 6,0 až 7,6 fenolftalein 8,2 až 10,0 barvy červené žluté červené žluté žluté modré bezbarvé růžové

17