Transcript Acidobazické reakce

Acidobazické reakce
(učebnice str. 110 – 124)
Arrheniova teorie
Teorie Brönsted-Lowryho
Teorie Lewisova
Síla kyselin a zásad
Vyjadřování kyselosti a zásaditosti zásad
Hydrolýza solí
Základní pojmy
Acidobazické reakce = Protolytické reakce.
Reakce mezi kyselinami a zásady.
Dochází k přenosu protonu.
1. teorie Arrheniova
Co je kyselina?
Co je zásada?
2. teorie Brönsted-Lowryho
3. teorie Lewisova
1. Arrheniova teorie
Kyseliny:
Látky, které jsou schopné ve vodném roztoku ODŠTĚPOVAT
VODÍKOVÝ KATIONT (H+).
HNO3 → H+ + NO3Zásady (báze):
Látky, které jsou schopné ve vodném roztoku ODŠTĚPOVAT
HYDROXIDOVÝ ANION (OH-).
NaOH → Na+ + OHNeutralizace:
NaOH + HNO3 → Na+ + OH- + H+ + NO3-
NaOH + HNO3 → NaNO3 + H2O
Vzájemná reakce kyseliny se zásadou. Produktem je voda a sůl.
1. Arrheniova teorie
Nevýhody:
1. Jediným rozpouštědlem je voda
2. Zužuje zásady na hydroxidy
3. Omezení na látky (např. u vícesytných kyselin)
2. Brönsted-Lowryho teorie
Kyseliny:
Částice (tj. molekuly i ionty!), které jsou schopné ve vodném
roztoku ODŠTĚPOVAT H+ = donory protonu
Zásady:
Částice (tj. molekuly i ionty!), které jsou schopné ve vodném
roztoku VÁZAT H+ = akceptory protonu
konjugovaný pár
Kyselina (A1)
HNO3
H+
+
H+
+
Zásada (B1)
NO3-
konjugovaný pár
konjugovaný pár
Zásada (B2)
+
H+
Kyselina (A2)
NH3
+
H+
NH4+
konjugovaný pár
Zásada (B2)
+
H+
Kyselina (A2)
H+
+
Zásada (B1)
+ Kyselina (A2)
+
Zásada (B2)
Zásada (B1)
+
Kyselina (A2)
+
HNO3
Zásada (B1)
H+
+
Kyselina (A1) Zásada (B2) +
Kyselina (A1)
+
H+
Kyselina (A1)
NH3
NO3-
+
NH4+
NH4NO3 dusičnan amonný = sůl kyseliny dusičné a amoniaku
H+
H2O
H2O
+
H2O
+
H+
H2O
+
OH-
H3O+
OH-
+
H3O+
amfotery, amfolyty = částice, které mohou vystupovat jako
kyseliny i jako zásady; mají tzv. amfotermní charakter
autoprotolýza = reakce dvou molekul téhož amfoteru
+
NH3
NH3
NH2-
+
Jestli částice bude kyselinou či zásadou ovlivňuje okolí (prostředí).
NH4+
H2O
HSO4-
+
H3O+
+
H2SO4
+
H2SO4
HClO4
H3SO4+
+
ClO4-
silnější kyselina, proto bude vystupovat jako kyselina
slabší kyselina, proto bude vystupovat jako zásada
Nevýhody:
1. Rozpouštědlem mohou být pouze protická rozpouštědla (lze
odštěpit H+).
2. Částice má schopnost kyseliny jen za přítomnosti zásady a
naopak.
3. Lewisova teorie (podrobně příští rok)
Kyseliny: Částice s elektronovým deficitem (= elektrofil)
FeCl3
Zásady: Částice s volnými elektrony (= nukleofil)
4. Síla kyselin a zásad
Kyselina je tím silnější, čím snadněji odštěpí H+.
Zásada je tím silnější, čím snadněji váže H+.
Je-li kyselina velmi silná (resp. slabá) →
její konjugovaná zásada musí být velmi slabá (resp. silná).
Je-li zásada velmi silná (resp. slabá) →
její konjugovaná kyselina musí být velmi slabá (resp. silná).
+
H2SO4
silná kyselina
H2O
slabá zásada
HSO4-
+
slabá zásada
H3O+
silná kyselina
4. Síla kyselin a zásad
HB + H2O ↔ H3O+ + B1.
Rovnovážná konstanta reakce ? K = ?
K =
[H3O+ ] . [B-]
[HB] . [H2O]
KA = K. [H2O] =
2.
[H3O+ ] . [B-]
[HB]
Konstanta acidity KA
B + H2O ↔ BH+ + OHK =
[BH+] . [OH-]
[B] . [H2O]
[BH+] . [OH-]
KB = K. [H2O] =
[B]
Konstanta bazicity KB
Příklady!!!
5. Vyjadřování kyselosti a zásaditosti látek
HB + H2O ↔ B- + H3O+
A) V čisté vodě:
+
H2O
B + H2O ↔ BH+ + OHH3O+
H2O
+
OH-
[H3O+ ]= [OH-] = 1.10-7 mol.dm-3
K =
[H3O+] . [OH-]
[H2O] . [H2O]
Za standardních
podmínek je konstantní
Kv = K. [H2O] . [H2O] = [H3O+] . [OH-] = 1.10-14 mol2.dm-6
Iontový součin vody KV
+
Kv = 1.10-14 mol2.dm-6 = [H3O ] . [OH ]
Tato hodnota je za standardních podmínek konstantní!
B) Ovlivnění kyselinou či zásadou:
Zvýší-li se hodnota [H3O+] → sníží se hodnota [OH-].
Zvýší-li se hodnota [OH-] → sníží se hodnota [H3O+].
B1. Ovlivnění kyselinou:
HCl + H2O ↔ H3O+ + Cl-
Zvýší se koncentrace oxoniových iontů (10-7 mol.dm-3 a vyšší)
Např. [H3O+] = 10-2 mol.dm-3. [OH-] = ?
B2. Ovlivnění zásadou:
NH3 + H2O ↔ NH4+ + OH-
Zvýší se koncentrace hydroxidových iontů (10-7 mol.dm-3 a vyšší)
Např. [OH-] = 10-3 mol.dm-3. [H3O+] = ?
H2O + H2O ↔ H3O+ + OH-
Dělení roztoků
a) Neutrální
b) kyselé
[H3O+] = [OH-] = 10-7 mol.dm-3
[H3O+] > [OH-]
Koncentrace jsou stejné
[H3O+] > 10-7 mol.dm-3
[OH-] > 10-7 mol.dm-3
c) zásadité
[H3O+] < [OH-]
[H3O+] < 10-7 mol.dm-3
[OH-] > 10-7 mol.dm-3
pH a pOH
Výpočty se zápornými exponenty jsou NEVÝHODNÉ, stačí použít kladnou
hodnotu exponentu!
Pro [H3O+] se kladná hodnota exponentu značí pH
Pro [OH-] se kladná hodnota exponentu značí pOH
Kv = [H3O+] . [OH-] = 1.10-14 mol2.dm-6
pH + pOH = 14
Dělení roztoků
a) Neutrální
[H3O+] = [OH-] = 10-7 mol.dm-3
Koncentrace jsou stejné
pH = pOH = 7
b) kyselé
[H3O+] > [OH-]
[H3O+] > 10-7 mol.dm-3 pH < 7
[OH-] > 10-7 mol.dm-3 pOH > 7
c) zásadité
[H3O+] < [OH-]
[H3O+] < 10-7 mol.dm-3
[OH-] > 10-7 mol.dm-3
pH > 7
pOH < 7
Neutrální roztok
Stupnice pH:
Kyselý roztok
0 1
2
3 4
5 6
Zásaditý roztok
7 8
9 10 11 12 13 14
Příklady!!!
Indikátory a pH-metry
Indikátory pH jsou látky, které mění barvu podle pH prostředí, tzn. používají
se k měření pH roztoku.
1. V podobě papírku
(napuštěný filtrační papír indikátorem)
2. V podobě roztoku
K přesnému měření se používají pH metry.
Indikátor
Kyselý roztok Neutrální roztok Zásaditý roztok
lakmus
červený
fialový
Modrý
fenolftalein
nereaguje
nereaguje
fialový
methyloranž
červený
oranžový
žlutý
Univerzální
papírky
Červené
odstíny
žlutý
Modré odstíny
Příklady!!!
6. Hydrolýza solí (pro maturanty apod.)
a) Sůl silné kyseliny a silné zásady, např. HCl a NaOH
NaCl (+ H2O) → Na+ + Cl- (+ H2O)
pH = 7, neutrální roztok
→
b) Sůl silné kyseliny a slabé zásady, např. HCl a NH4
NH4Cl (+ H2O) → NH4+ + Cl- (+ H2O)
→
NH4+ + H2O → NH3 + H3O+
pH < 7, kyselý roztok
→
c) Sůl slabé kyseliny a silné zásady, např. H2CO3 a NaOH
Na2CO3 (+ H2O) → 2Na+ + CO32- (+ H2O)
→
CO32- + H2O → HCO3- + OH-
pH > 7, zásaditý roztok
→
Vzniklé ionty (NH4+ či CO32-) mohou reagovat s molekulami vody.
Tento děj označujeme jako Hydrolýza kationtu, resp. Hydrolýza aniontu.