XI. KYSELINY a ZÁSADY Pozn.: Jen stručně, podrobnosti jsou v učebnicích chemie.

Prezentace na téma: "XI. KYSELINY a ZÁSADY Pozn.: Jen stručně, podrobnosti jsou v učebnicích chemie."— Transkript prezentace:

1 XI. KYSELINY a ZÁSADY Pozn.: Jen stručně, podrobnosti jsou v učebnicích chemie

2 1) DEFINICE KYSELIN a ZÁSAD :
a) Starší (Arrheniova) definice. Ve vodném roztoku : kyseliny dávají H+ (přesněji H3O+ ) zásady dávají OH- Př.: z elektrolytické disociace víme: HCl → H+ + Cl- NaOH → Na+ + OH- ale ve vodném roztoku i CaO a NH3 dávají OH- : CaO + H2O → Ca( OH ) 2 ; NH3 + H2O → NH4 OH tzn.: HCl je kyselina; NaOH, CaO, NH3 jsou zásady Zopakujme (kap. V): H+ =kation vodíku=proton + ; H3O+ je oxoniový kation

3 b) Obecnější (Bronstedova) definice :
Kyselina je dárcem (donorem) H+. Zásada je příjemcem (akceptorem) H+. kyselina zásada H2SO4 → 2 H SO42- NH H+ ↔ NH4+ HCl → H Cl- OH H → H2O H2O ↔ H OH- H2O H+ ↔ H3O+ Z Tab. plyne : Některé látky mohou být kyselinami i zásadami (H2O). Kyseliny, které dávají 1 H+ jsou jednosytné (HCl); ty, které mohou dát 2 H+ jsou dvojsytné (H2SO4).

4 2) ACIDOBAZICKÉ REAKCE (viz i kap. XIII):
Při nich dojde k přenosu H+ z kyseliny na zásadu. Př.: H2SO NH3 → (NH4)2SO neutralizace HNO3 + NaOH → NaNO3 + H2O neutralizace HCl + NaHCO3 → H2CO3 + NaCl vytěsňování slabé kyseliny z její soli silnou kyselinou Pozn. k 3. rovnici : Při hlubším studiu chemie byste poznali, že i HCO3- je zásada. Tato reakce probíhá v žaludku, když užijeme jedlou sodu.

5 3) SÍLA KYSELIN a ZÁSAD : Př.: roztok H2SO4 je nebezpečnější (žíravější) než ocet. Je zřejmé, že jsou „lepší“ a „horší“ dárci H+. Kyselina (zásada) nemůže sílu projevit sama, ale projeví ji vzhledem k něčemu. Dohoda: sílu kyselin a zásad určujeme vzhledem k vodě.

6 DEFINICE SÍLY KYSELIN a ZÁSAD:
a) Pomocí stupně disociace : Silná kyselina (zásada) je zcela disociována ve vodě. Slabá kyselina (zásada) je málo disociovaná. Př.: HCl ve vodě HF ve vodě H+ Cl- H+ F- HF HCl je silná kyselina HF je slabá kyselina v roztoku jsou hlavně ionty v roztoku je převaha molekul

7 a) Pomocí konstant acidit (bazicit) :
Př.: Pro vratnou reakci HF + H2O ↔ H3O+ + F- je rovnovážná konstanta Protože [ H2O ] ~ konstanta, zahrneme ji do K a dostaneme , kde Ka je konstanta acidity pro HF. Čím je Ka větší, tím je kyselina silnější. Pozn.:v hranatých závorkách jsou molární koncentrace látek.

8 Podobně pro amoniak NH3 + H2O ↔ NH4+ + OH-
je rovnovážná konstanta a konstanta bazicity pro NH3 je Podobně lze napsat Ka (Kb) pro všechny kyseliny (zásady). Konstanty acidit a bazicit jsou v chemických tabulkách. Čím je Ka (Kb) větší, tím je kyselina (zásada) silnější.

9 Silné zásady: NaOH, KOH, Ba(OH)2, Ca(OH)2
Silné kyseliny: HCl, HNO3, H2SO4, HBr, HI, HClO4 Slabé kyseliny jsou všechny ostatní. Např.: H2CO3, H2SO3, HNO2, HClO, HF, H2S atd. Silné zásady: NaOH, KOH, Ba(OH)2, Ca(OH)2 Slabé zásady jsou všechny ostatní. Např.: NH3 , Zn(OH)2 , Fe(OH)3 atd.

10 4) IONTOVÝ SOUČIN VODY a pH :
Z exp. vyplynulo, že i čistá voda nepatrně vede proud. Tj.: H2O ↔ H OH (1) Pozn.1: Rovnováha je zde velmi posunuta doleva (na 1 disociovanou molekulu vody připadá 100 milionů molekul nedisociovaných). Pozn.2: Přesnější zápis rce (1): H2O + H2O ↔ H3O+ + OH- Rovnovážná konstanta reakce (1) je [H2O] ~ konst.; zahrňme ji do K a získáme iontový součin vody Kv: Kv = [H+] * [OH-] = (mol/dm3)2

11 Tzn. máme rovnice: H2O ↔ H+ + OH- (1)
[H+] * [OH-] = (mol/l)2 (2) Z rovnice (1) plyne: [H+] = [OH-] (3) Dosaďme (3) do (2): [H+]2 = (mol/l)2 a tedy: [H+] = mol/l (4) Pozn.: Koncentrace H+ se může měnit o 15 řádů ! Pak je užitečné použít logaritmus. Definujme pH a pOH : pH = - log [H+] pOH = - log [OH-] (5) Udělejme záporný logaritmus rovnice (2) : - log [ H + ] log [ OH - ] = 14 ; a dosaďme z rovnice (5) : pH + pOH = (6)

12 5) KYSELÉ a ZÁSADITÉ ROZTOKY
Pozn. 1) pH nemá jednotku; do logaritmu dosazujeme jen číselnou hodnotu molární koncentrace ! 2) Platí i inverzní funkce k (5), tzn.: [H+] = 10-pH mol/l 3) Rovnice (3) a (4) platí pro vodu. Z rce (4) plyne, že pH H2O = 7 5) KYSELÉ a ZÁSADITÉ ROZTOKY Přidáme-li kyselou látku do vody, vzroste [H+]; tj, klesne pH. Přidáme-li zásaditou látku do H2O, vzroste [OH-] a klesne pOH. Protože musí též platit, že pH + pOH = 14, vzroste pH.

13 pH látek (přibližně) H2SO4 v akumulátoru žaludeční šťáva citron, ocet
voda jablko, kola citron, ocet krev mléko úhyn ryb víno sliny roztok NH3 roztok NaOH anacida mýdla kyselé deště 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 kyselé roztoky zásadité roztoky neutrální roztok

14 6) Výpočet pH roztoků silných kyselin a zásad
Potřebné rovnice: pH = - log [H+] pOH = - log [OH-] pH + pOH = [H+] = 10 –pH mol/l Př.1: Koncentrace HCl v roztoku je 10-3 mol/l. Jaké pH má roztok? HCl → H+ + Cl- z 1 molu HCl mol H+ [H+] = cHCl = 10-3 mol/l pH = -log [H+] = -log 10-3 = 3 pH roztoku HCl je 3.

15 Př.2: Koncentrace H2SO4 v roztoku je 5*10-3 mol/l. Jaké pH
má roztok? H2SO4 → 2H+ + SO42- z 1 molu H2SO moly H+ [H+] = 2*cH2SO4 = 2*0,005 = 10-2 mol/l pH = -log 10-2 = 2 pH roztoku H2SO4 je 2. Př.3: Koncentrace NaOH v roztoku je 10-3 mol/l. Jaké pH má roztok? NaOH → Na+ + OH- z 1 molu NaOH mol OH- [OH-] = cNaOH = 10-3 mol/l pOH = -log[OH-] = -log 10-3 = 3 pH = 14 - pOH = 11 pH roztoku NaOH je 11.

16 Př.4: pH roztoku HCl je 2. Jaká je v roztoku koncentrace HCl?
cHCl = ? HCl → H+ + Cl- cHCl = [H+] [H+] = 10-pH = 10-2 mol/l cHCl = 10-2 mol/l nutno přidat jednotku ! V roztoku je 10-2 mol/l HCl. 7) Měření pH Přibližně: barevnými indikátory. Přesně: pH metry.