Transcript TEORIE KYSELIN A ZÁSAD

TEORIE KYSELIN A ZÁSAD
NEUTRALIZACE, pH
Teorie kyselin a zásad
1. Arrheniova teorie:
Kyselina – látka schopná odštěpit proton H+
Zásada - látka schopná odštěpit skupinu OHjednoduché, názorné, ale platí jen ve vodných roztocích
2. Brönsted – Lowryho teorie
Kyselina – částice (molekula, ion) schopné odštěpovat proton
Zásada – částice (molekula, ion) schopné proton vázat
3. Lewisova teorie – vychází z elektronové struktury
Kyseliny – látky mající volný orbital, který mohou zaplnit
sdílením volného elektronového páru jiného atomu
Zásady – látky mající volný elektronový pár
Amfoterní částice
reagují jako kyseliny nebo zásady podle prostředí
H2O, NH3, HSO4-, HCO3H2O → H+ + OHNH3 → H+ + NH2-
H2O + H+→H3O+
NH3 + H+ → NH4+
Vznik kyselin a hydroxidů
– reakcí oxidu a vody
- oxidy kyselinotvorné
elektronegativita (vlastnost atomu přitahovat
vazebné elektrony) těchto prvků v oxidech >2
př. S – 2,4 (CO2 + H2O → H2CO3)
- oxidy zásadotvorné
jen kovy, elektronegativita prvků kolem 1
př. Ca – 1 (CaO + H2O → Ca(OH)2)
DISOCIACE
rozklad molekuly na ionty
• Disociace kyseliny HCl ==> H+ + Cl• Disociace zásady NaOH ==> Na+ + OH• Disociace soli
NaCl ==> Na+ + ClÚplná disociace - dochází k ní u silných kyselin, silných zásad a
solí (s kationtem silné zásady a aniontem silné kyseliny). Každá
molekula přítomná v roztoku podléhá rozkladu.
Částečná disociace - jak už název napovídá, k disociaci dochází
pouze u části molekul přítomných v roztoku. Míru disociace určuje
disociační stupeň (poměr počtu disociovaných molekul látky k jejich
celkovému počtu ve vodném roztoku)
disociace kyseliny:
HCl + H2O ↔ H3O+ + Cl-
disociace zásady:
NH3 + H2O ↔ NH4+ + OH-
Rovnovážná konstanta
Kc = [Cl-]r. [H3O+]r
[HCl]r . [H2O]r
Disociační konstanta kyseliny
KA = [Cl-]r. [H3O+]r
[HCl]r
Podobně disociační konstanta zásady KB
Hodnoty disociačních konstant jsou tabelovány a slouží k posouzení síly
kyseliny či zásady (čím větší tím silnější)
NEUTRALIZACE
- Chemická reakce kyseliny se
zásadou, při které vzniká voda a sůl
- Vzniklé produkty jsou pH neutrální.
-Tato reakce je doprovázena
změnou pH původních látek,
někdy bývá provázena i barevnými
změnami.
HCl + NaOH → NaCl + H2O
Kyseliny, hydroxidy a soli jsou v roztoku disociovány skutečný mechanismus reakce je:
HCl + H2O → H3O+ + Cl- (voda se chová jako zásada – přijala H)
NaOH → Na+ + OHNaCl → Na+ + Clpřesnější zápis celé (iontové) reakce:
H3O+ + Cl- + Na+ + OH- → Na+ + Cl- + 2 H2O
vynecháme – li ionty, které se v reakci nemění, dostaneme:
H3O+ + OH- → 2 H2O
Mechanismus neutralizace ve vodném roztoku spočívá
ve slučovaní kationtů H3O+ a hydroxidových aniontů OHna molekuly vody H2O
neutrální roztok – látkové koncentrace iontů H3O+ a OHmají stejnou hodnotu
c (H3O+) = c (OH-)
kyselý
c (H3O+) > c (OH-)
zásaditý
c (H3O+) < c (OH-)
Kyselost a zásaditost
- roztoky kyselé, neutrální a zásadité
- indikátory (ukazatelé): látky, které v přítomnosti kyselin mění
svou barvu: lakmus, fenolftalein, metylčerveň, metyloranž…
- přesnější: stupnice pH s hodnotami 0 -14
- pH metry, lakmusové papírky
- podstata kyselosti a zásaditosti: koncentrace vodíkových a
hydroxidových iontů v roztoku
- kyseliny silné a slabé
Obecně pro kyslíkaté kyseliny: nejslabší jsou kyseliny, v jejichž
molekulách se shoduje počet atomů vodíku a kyslíku. Čím více je v
molekule atomů kyslíku v porovnání s atomy vodíku, tím silnější je
kyselina (slabá HClO, H4SiO4, H2CO3), silná H2SO4, HClO4
Silné zásady: NaOH a KOH, slabá NH4OH
pH – vodíkový exponent
Vyjádření míry kyselosti (zásaditosti) roztoku –
stupnice pH
pH = - log [H3O+] záporný logaritmus koncentrace
vodíkových iontů
0
7
kyselost
14
zásaditost
Látka
pH
Kyselina v bateriích
<1,0
Žaludeční šťávy
2,0
Citronová šťáva
2,4
Coca - cola
2,5
Ocet
2,9
3,5
Pivo
4,5
Čistá voda
7,0
Sliny zdravého
člověka
Krev
Mýdlo
Káva
5,0
Čaj
5,5
Sliny onkologických
pacientů
6,5
Mořská voda
Šťáva z pomeranče
nebo jablka
Kyselý déšť
Mléko
< 5,6
4,5–5,7
6,5–7,4
7,34–7,45
8,0
9,0–10,0
Čpavek pro domácí
použití
11,5
Hašené vápno
12,5
Louh sodný pro
domácí použití
13,5
Obrázky převzaty z internetu; tabulka s hodnotami pH ze
stránek wikipedie
http://cs.wikipedia.org/wiki/PH