Protolytické reakce.

Prezentace na téma: "Protolytické reakce."— Transkript prezentace:

1 Protolytické reakce

2 Protolytické reakce Jsou děje uskutečňující se mezi kyselinami a zásadami. Podle Brönstedovy teorie kyselin a zásad je: kyselina je látka, která ve vodných roztocích odštěpuje proton (vodíkový kation H+). CH3COOH ---- H+ + CH3COO- kyselina zásada zásada je látky, která je schopna vázat proton (musí mít volný elektronový pár, který jí umožní vázat vodíkový kation) NH3 + H NH4+ zásada kyselina

3 Nejběžnější kyseliny jsou:
H2SO4,HSO4-,H2CO3,HCO3-,HCl,H2O,H3O+, NH3, NH4+ Nejběžnější zásady jsou: HSO4-,SO4 2-,HCO3-,CO32- ,Cl-,H2O,OH-, NH3 Některé částice mohou reagovat jako kyseliny i jako zásady – mají amfoterní (obojaký) charakter: HSO4-, HCO3-, H2O, NH3

4 Cvičení Rozhodněte, ve kterých z CHR se voda chová jako kyselina a ve kterých jako zásada: HI H2O  H3O I- (zásada – váže H+) NH3 + H2O  NH4+ + OH- (kyselina – odštěpuje H+) H2S + H2O  H3O+ + HS- (zásada – váže H+)

5 Významné protolytické reakce
a) Ionizace kyselin a zásad ve vodě: je reakce mezi částicemi kyseliny (zásady) a molekulami vody za vzniku iontů. Např.: HBr + H2O  H3O+ + Br – Např.: NH3 + H2O  NH OH-

6 b) Autoprotolýza je protolytická reakce, při níž reagují dvě molekuly téže látky amfoterního charakteru, za vzniku nové kyseliny a zásady. Autoprotolýza vody: H2O + H2O  H3O+ + OH-

7 c) Neutralizace - je zpětná reakce k autoprotolýze.
H3O+ + OH-  H2O + H2O Za neutralizaci můžeme tedy označit reakci mezi kyselinou a hydroxidem za vzniku příslušné soli a vody. HNO3 + NaOH  H2O + NaNO3

8 Shrnutí kyseliny, hydroxidy a soli jsou v roztoku vody ionizovány:
KCl  K+ + Cl – HNO3 + H2O  H3O+ + NO3- Ca(OH)2  Ca2+ + 2OH-

9 Cvičení Napište ionizaci kyseliny HCl, H2SO4 a zásady HN3 ve vodě

10 Cvičení HCl + NH3  NH4+ + Cl- HNO3 + H2O H3O+ + NO3-
Zapište protolytické reakce a vyznačte tzv. konjugované páry: (konjugovaný pár je dvojice částic protolytické reakce, které se liší o H+) HCl + NH3  NH4+ + Cl- HNO3 + H2O H3O+ + NO3- CH3COOH + NH3  NH4+ + CH3COO- K1 Z2 K2 Z1 K1 Z1 Z2 K2 K1 Z2 K2 Z1

11 Kyselé, zásadité a neutrální roztoky
Přesná měření ukázala, že i velice čistá voda, tzn. destilovaná voda, vykazuje nepatrnou elektrickou vodivost. To znamená, že i voda je v nepatrné míře disociována: Autoprotolýzou 1 litru destilované vody při teplotě 25 oC byla zjištěna přítomnost 10-7 molů iontů H3O+ a 10-7 molů iontů OH- H2O + H2O  H3O+ + OH- c[H3O+] = c[OH-] = 10-7 mol.l-1

12 Iontový součin vody Součin látkových koncentrací obou iontů ve vodných roztocích je konstantní: c[H3O+] .c[OH-] = = mol2.l-2. Zvýší-li se tedy koncentrace kationtů H3O+, musí úměrně klesnout koncentrace aniontů OH-. Hodnota mol2.l-2 je označována jako iontový součin vody.

13 Látkové koncentrace iontů H3O+, OH- lze ovlivňovat rozpouštěním látek ve vodě. (rozpouštěním kyselin ve vodě vzrůstá koncentrace iontů H3O+, protože kyseliny odštěpují H+, naopak zásady zvyšují ve vodě koncentraci iontů OH-, protože přijímají H+). Podle koncentrace iontů H3O+, OH- rozdělujeme roztoky na: neutrální c[H3O+] = c[OH-] = 10-7 mol.l-1 kyselé c[H3O+] > c[OH-] zásadité c[H3O+] < c[OH-]

14 Protože počítání se zápornými exponenty mocnin je nevýhodné, zavedl Sörens (1909) vodíkový exponent pH takto: pH = -log c[H3O+] pH nabývá hodnot od 0 do 14 a platí: neutrální roztok: c[H3O+] = 10-7 mol.l-1 tj. pH = 7 kyselý roztok: c[H3O+] > 10-7 mol.l-1 tj. pH < 7 zásaditý roztok: c[H3O+] < 10-7 mol.l-1 tj. pH > 7

15 Kyselost či zásaditost roztoků zjišťujeme pomocí acidobazických indikátorů, které mění své zabarvení v závislosti na pH (tj. koncentraci H3O+) – fenolftalein, methyloranž. Kyseliny = acidum Zásady = báze

16 HCl , moč

17

18 pH - metr K přesnému zjištění pH lze použít speciální měřící přístroje pH-metry.