PROTOLYTICKÉ REAKCE.

Prezentace na téma: "PROTOLYTICKÉ REAKCE."— Transkript prezentace:

1 PROTOLYTICKÉ REAKCE

2 Protolytické reakce Teorie kyselin a zásad Arrhenius (švédský chemik):
= jsou děje, při nichž dochází k přenosu H+ (reakce mezi kyselinami a zásadami) Teorie kyselin a zásad Arrhenius (švédský chemik): Kyseliny jsou látky, které v roztocích disociují na vodíkové kationty a příslušné anionty HCl H+ + Cl nebo H2SO H SO42- Zásady jsou látky, které v roztocích disociují na hydroxidové anionty a příslušné kationty NaOH Na+ + OH Ca(OH)2 Ca OH-

3 Později se zjistilo: Kationty H+ se v roztocích prakticky nevyskytují, ale jsou vázány na nějaké jiné částice kyselé roztoky tvoří i částice , které Arh. teorii neodpovídají , obdobně je to i se zásaditými roztoky

4 Brönsted (dánský chemik):
Kyselina = látka odštěpující proton H+ (hydron) – donor protonu Zásada = látka přijímající proton H+ – akceptor protonu Protolytická reakce je založena na výměně protonu H+ mezi kyselinou a zásadou, přitom vzniká nová kyselina a zásada.  HA B A HB+ kyselina zásada zásada kyselina anion A- je zase možnou zásadou a vzniklý HB+ je možnou kyselinou HA … A B… HB tvoří: konjugované páry 

5 S.A. Arrhenius, 1924 Johannes Nicolaus Brønsted 22. února 1879, Varde, Dánsko prosince 1947, Kodan, Dánsko

6 Příklady protolytických reakcí:
Kyselina Zásada HCl + NaOH → NaCl H2O NH3 OH- NH4+ HBr Br- HCO3- H2CO3 CO32-

7 Některé látky mohou reagovat jako kyseliny i zásady, tyto látky mají amfiprotní charakter
záleží , jaký a jak silný je jejich partner, dělení na kyseliny a zásady je relativní Ke srovnání obvykle používáme vodu. Látky aprotní – nepřijímají ani neodevzdávají protony – např. benzen, CCl4

8 Významné protolytické reakce 1.Disociace kyselin a zásad
= protolytická reakce kyseliny nebo zásady s vodou za vzniku iontů, ustaví se rychle disociační rovnováha Disociace kyselin ve vodě HA H2O A H3O+ Rovnovážná konstanta : K = [H3O+] . [A- ] [HA] [H2O] Pokud roztok není příliš koncentrovaný, je voda v nadbytku, její koncentraci můžeme považovat za konstantní a zahrnout ji do konstanty, dostáváme tzv. disociační konstantu KA : K . /H2O/ = [H3O+] . [A- ] KA = [H3O+] . [A-] [HA] [HA]

9 Disociace vícesytných kyselin probíhá jako postupné odštěpování protonů z molekuly kyseliny, o rovnovážných koncentracích rozhoduje disociace kyseliny do 1. stupně, platí: KA1 >> KA2 >> KA3  znázorněte pro k.sírovou a k. fosforečnou !

10 silné kyseliny: KA > 10-2
ve vodě jsou úplně disociovány na oxoniové ionty a příslušné anionty příklady: HClO4, HCl, H2SO4, HNO3, HI, HBr středně silné kyseliny: KA = ve vodných roztocích jsou koncentrace nedisociovaných molekul a disociací vzniklých iontů srovnatelné příklady: HF, H3PO4, HNO2 slabé kyseliny: KA < 10-4 ve vodě jsou disociovány velmi málo, převažují nedisociované molekuly příklady: H2CO3, H2S, HCN, HOCl, H3BO3

11 Disociace zásad ve vodě
B H2O HB OH- Disociační konstanta KB : obdobně jako pro kyseliny KB = [HB+] . [OH-] [ B ] silné zásady KB > ve vodě jsou úplně disociovány příklady: hydroxidy, oxidy, sulfidy a hydridy alkalických kovů a kovů alkalických zemin středně silné zásady KB= ve vodě jsou částečně disociovány příklady: fosforečnany a uhličitany alkalických kovů slabé zásady KB < ve vodě jsou nepatrně disociovány příklady:NH3, siřičitany, hydrogenuhličitany, hydrogensulfidy

12 KV = [H3O+]. [OH -]…iontový součin vody
2. Autoprotolýza = vzájemná reakce 2 molekul téže látky amfiprotního charakteru, jedna molekula reaguje jako kyselina, druhá jako zásada autoprotolýza vody: H2O H2O H3O OH- Z  K K Z ustaví se autoprotolytická rovnováha: K = [H3O+] . [ OH- ] [H2O]2 disociuje jen nepatrná část vody, koncentrace vody je v přebytku, může být považována prakticky za konstantní K . [H2O] 2 = [H3O+] . [OH -] KV = [H3O+]. [OH -]…iontový součin vody při 25°C KV =

13 v čisté vodě jsou koncentrace obou iontů stejné
[H3O+] = [OH- ] …. neutrální roztok můžeme psát: KV = [H3O+] 2 Rovnováha mezi oxoniovými a hydroxidovými anionty se ustavuje ve všech vodných roztocích roztoky zásadité : [OH-] > [H3O+] roztoky kyselé : [H3O+] > [OH-] Počítání s mocninami je nevýhodné, proto byla zavedena tzv. stupnice pH vodíkový exponent zavedl dánský chemik S.P.Sörensen v r : pH = - log [H3O+]

14 Sören Peter Lauritz Sörensen
                             Sören Peter Lauritz Sörensen dánský biochemik ( ) Zabýval se studiem roztoků, acidity a alkality, studoval aminokyseliny, peptidy a enzymy

15 Látky, které mají pH menší než 7 - kyselé
kyselý roztok neutrální zásaditý pH < pH= pH > 7   vzrůst kyselosti vzrůst zásaditosti Látky, které mají pH menší než kyselé Látky, které mají pH okolo neutrální Látky, které mají pH větší než zásadité

16 měření pH : acidobazické indikátory, pH-metry
Indikátory - látky, které mají jinou barvu v kyselém prostředí a jinou barvu v zásaditém prostředí.                                                                             Většinou se používají univerzální indikátorové papírky. Jsou v krabičce s barevnou stupnicí pH. Papírek se namočí do roztoku a zbarvení papírku se porovná se stupnicí na krabičce. Barva odpovídající barvě papírku udává hodnotu pH.                                                     

17

18 3. Neutralizace reakce mezi vodnými roztoky kyselin a zásad
produkty: sůl a voda HCl (aq) NaOH (aq) NaCl (aq) H2O (l)     princip: oxoniové kationty a hydroxylové anionty poskytují molekulu vody iontově: H3O+ + Cl- + Na+ + OH Na+ + Cl H2O

19 4. Hydrolýza solí = protolytická reakce iontů soli s vodou
mohou nastat tyto případy: sůl odvozená od silné kyseliny a silné zásady tvoří roztoky neutrální, disociací vznikají stabilní ionty, které nepodléhají hydrolýze Příklad: NaCl, KNO3, Na2SO4, KBr

20 sůl odvozená od silné kyseliny a slabé zásady
tvoří roztoky kyselé Příklad: NH4NO3, FeCl3, AlCl3 Kationty slabé zásady jsou nestabilní, reagují jako kyseliny a při reakci s vodou uvolňují ionty H3O+. NH4+ + H2O     NH3+ H3O+ Fe H2O     Fe(OH)3 + 3 H3O+ Al H2O     Al(OH)3 + 3 H3O+

21 sůl odvozená od slabé kyseliny a silné zásady
tvoří roztoky zásadité Příklad: Na2S, Na2CO3, K3PO4, NaClO Anionty slabé kyseliny jsou nestabilní, reagují jako zásady a při reakci s vodo uvolňují ionty OH- S2- + H2O                HS OH- CO32- + H2O            HCO OH- PO43- + H2O            HPO OH- ClO- + H2O              HClO + OH-

22 sůl odvozená od slabé kyseliny a slabé zásady
tvoří roztoky přibližně neutrální Příklad: (NH4)2CO3, (NH4)2S Hydrolýze podléhají oba ionty, takže se současně uvolňují ionty H3O+ i OH-, a proto není rovnováha těchto iontů příliš narušena

23 Zdroje Literatura: KOVALČÍKOVÁ, Tatiana. Obecná a anorganická chemie. 3. vyd. Pavko, Odkazy: PRIX-NOBEL.ORG. [online]. [cit ]. Dostupné z: nobel.org/EN/Chemistry/images/arrhenius.jpg XERIUS.JERGYM.HIEDU.CZ.[online]. [cit ]. Dostupné z: WIKIPEDIA.ORG. [online]. [cit ]. Dostupné z:

24