Transcript prezentace ve formátu PPT

Investice do rozvoje vzdělávání
Inovace profesní přípravy budoucích
učitelů chemie
CZ.1.07/2.2.00/15.0324
Tento projekt je spolufinancován Evropským sociálním fondem a státním rozpočtem České republiky.
Investice do rozvoje vzdělávání
Acidobazické reakce
- kyseliny a zásady
Alena Klanicová
Tento projekt je spolufinancován Evropským sociálním fondem a státním rozpočtem České republiky.
KYSELINY A ZÁSADY KOLEM NÁS
ACIDOBAZICKÉ REAKCE
= protolytická reakce
- reakce mezi kyselinou a zásadou, které si mezi sebou vyměňují kation H+
- vlastnosti kyselin a zásad vysvětluje několik teorií:
1. Arrheniova teorie
- kyselina = látka schopná odštěpit ve vodném roztoku H+
např. HCl  H+ + ClHNO3  H+ + NO3- zásada = látka schopná odštěpit ve vodném roztoku OHnapř. NaOH  Na+ + OHCa(OH)2  Ca2+ + 2OH-
Svante Arrhenius
(Švédsko, 1859-1927)
- reakce kyseliny se zásadou = neutralizace
OH + H
zásada
kyselina
+ H2O
sůl
např. KOH + HNO3  KNO3 + H2O
NaOH + CH3COOH  CH3COONa + H2O
voda
ACIDOBAZICKÉ REAKCE
2. teorie Brønsted-Lowryho
- kyselina = látka schopná odštěpit H+
- zásada = látka schopná vázat H+
- vodíkový proton H+ se z kyseliny přenáší na zásadu (bázi)
H+
kyselina
zásada
Johannes Nicolaus Brønsted
(Dánsko, 1879-1947)
- konjugovaný pár - dvojice pátek lišících se o kation H+
např. HCl + H2O  H3O+ + ClK1
Z2
K2
Z1
konjugovaný pár 2
konjugovaný pár 1
NH3 + H2O  OH- + NH4+
K2
Z2
Z1
K1
konjugovaný pár 2
konjugovaný pár 1
Thomas Martin Lowry
(Anglie, 1874-1936)
H3O+ = oxoniový kation
OH- = hydroxidový anion
ACIDOBAZICKÉ REAKCE
3. Lewisova teorie
- kyselina = látka schopná vázat elektronový pár (akceptor)
- zásada = látka schopná poskytnout elektronový pár (donor)
- např. AlCl3 + Cl-  [AlCl4]Cl
Cl
Cl
-
Cl
zásada
- např. Ag+ + 2NH3  [Ag(NH3)2]+
H
kyselina
Gilbert Newton Lewis
(USA, 1875-1946)
Al Cl
Cl
Cl
H
Cl
+
H
Al
N
Cu2+
kyselina
+ 2
N
H
Cu2+
H
H
zásada
N
H
H
H
SÍLA KYSELIN A ZÁSAD
- síla kyselin je dána mírou disociace, tj. jejich schopností odštěpit H+ kation
disociace
HA + H2O
např. HNO3 + H2O
rovnovážná konstanta
[H3O+] ·[A-]
K=
H3O+ + A[HA]·[H2O]
H3
O+ +
-
NO3 K =
disociační konstanta
KHA =
[H3O+] ·[NO3 -]
[HNO3]·[H2O]
[H3O+] ·[A-]
[HA]
KHNO =
3
[H3O+] ·[NO3-]
[HNO3]
? úkol: Z hodnoty disociační konstanty určete sílu kyselin:
kyselina:
H3BO3
HNO2
HCOOH
HNO3
HClO4
disociační konstanta:
7,24·10-7
5,62·10-4
1,78·10-4
5,4·101
1010
roste síla kyseliny
- obdobně, síla bází roste s rostoucí hodnotou jejich disociační konstanty
KYSELOST A ZÁSADITOST ROZTOKŮ
- měřením elektrické vodivosti vody bylo zjištěno, že v 10 milionech (tj. 107)
litrů vody je 17,009 g (1 mol) aniontů OH- a 1,008 g (1 mol) kationtů H+
ve formě H3O+
- molární koncentrace [OH-] = [H3O+] = 10-7 mol∙dm-3
- autoprotolýza vody: 2H2O
- rovnovážná konstanta:
K=
H3O+ + OH[H3O+]·[OH-]
[H2O]2
- iontový produkt vody: Kv = [H3O+]·[OH-] = 10-7·10-7 = 10-14 mol2∙dm-6
(pKv = -logKv = -log10-14 = 14)
pH = -log[H3O+]
pOH = -log[OH-]
pH + pOH = 14
? úkol: Vypočítejte pH, je-li:
a) koncentrace iontů H3O+ 0,0000001 mol∙dm-3 pH = 7
b) koncentrace iontů H3O+ 0,1 mol∙dm-3
pH = 1
c) koncentrace iontů OH- 0,1 mol∙dm-3
pH = 13
- roztoky: a) neutrální - molární koncentrace H3O+ je stejná jako OH- (pH = 7)
b) kyselé - molární koncentrace H3O+ > 10-7 mol∙dm-3 (pH < 7)
c) zásadité - molární koncentrace H3O+ < 10-7 mol∙dm-3 (pH > 7)
KYSELOST A ZÁSADITOST ROZTOKŮ
- možnosti určení pH:
kyselé
zásadité
kyselé
zásadité
1. indikátory
pH papírky
fenolftalein
methyloranž
2. pH metr
- pufry (= tlumivé roztoky = ústojné roztoky)
- směsi slabé kyseliny (nebo zásady) a její soli, které udržují stálé pH
roztoku i po přidání malého množství kyseliny nebo zásady
- např. směs kyseliny octové a octanu sodného
HYDROLÝZA
= reakce látky s vodou („rozklad“ vodou)
- v roztocích solí hydrolyzují pouze ionty pocházející od slabých kyselin a zásad
např. NH4NO3 - anion NO3- od silné kyseliny dusičné nehydrolyzuje
NO3- + H2O
----- kation NH4+ od slabé zásady amoniaku hydrolyzuje
NH4+ + H2O
H3O+ + NH3
- pH této soli bude < 7 (roztok bude kyselý)
1. sůl silné kyseliny a slabé zásady - pH < 7 (kyselý roztok)
- např. NH4Cl
2. sůl silné zásady a slabé kyseliny - pH > 7 (zásaditý roztok)
- např. CH3COONa
3. sůl slabé kyseliny a slabé zásady - pH ≈ 7, ale závisí na hodnotách
disociačních konstant kyseliny a zásady
- např. CH3COONH4
4. sůl silné kyseliny a silné zásady - pH = 7 (neutrální roztok)
- např. NaCl
pH ROZTOKŮ
? úkol: 1. Vypočítejte pH 1 molárních roztoků HCl a H2SO4.
? úkol: 2. Vypočítejte pH 0,1 molárních roztoků NaOH a Ca(OH)2.
? úkol: 3. Odhadněte, jaké bude pH roztoků KCl, Na3PO4, (NH4)2SO4?
? úkol: 4. Do roztoku, který obsahuje 10 g NaOH by přidán roztok obsahující
10 g HNO3. Vypočítejte pH vzniklého roztoku, jehož celkový objem
po smíchání kyseliny a hydroxidu je 500 ml.
KYSELOST A ZÁSADITOST ROZTOKŮ V POKUSECH
kyselý vodotrysk - plynný chlorovodík HCl se velmi dobře rozpouští v H2O
zásaditý vodotrysk - amoniak NH3 se velmi dobře rozpouští v H2O
Investice do rozvoje vzdělávání
Konec
Tento projekt je spolufinancován Evropským sociálním fondem a státním rozpočtem České republiky.