Transcript Acidobazické reakce - podpora chemického a fyzikálního vzdělávání

Soubor prezentací: CHEMIE PRO I. ROČNÍK GYMNÁZIA
CH16 - Acidobazické reakce
Mgr. Aleš Chupáč, RNDr. Yvona Pufferová
Gymnázium, Havířov-Město, Komenského 2, p.o.
Tato prezentace vznikla na základě řešení projektu OPVK, registrační číslo:
CZ.1.07/1.1.24/01.0114 s názvem „PODPORA CHEMICKÉHO A FYZIKÁLNÍHO
VZDĚLÁVÁNÍ NA GYMNÁZIU KOMENSKÉHO V HAVÍŘOVĚ“
Tento projekt je spolufinancován Evropským sociálním fondem a
státním rozpočtem České republiky.
Acidobazické reakce (protolytické)
• Reakce kyselin a zásad (bází)
• Přenášenou částicí je proton – kation vodíku H+
• Podstatou acidobazických (protolytických) dějů je výměna
protonů (kationtů vodíku) mezi kyselinou a zásadou za
vzniku nové kyseliny a nové zásady.
• Tři teorie – Arrheniova, Brönstedova a Lewisova
Arrhenius
Brönsted
Lewis
Kyselina
Donor H+
Donor H+
Akceptor e--páru
Báze (zásada)
Donor OH-
Akceptor H+
Donor e--páru
Historie teorií kyselin a zásad
• Boyle:
kyselina je látka chutnající kysele, se zásadami poskytující soli;
zásada je látka mající chuť podobnou jako mýdlo, s kyselinami
poskytující soli
• Lavoisier: kyseliny obsahují kyslík (vznik: oxid nekovu + voda);
zásady: oxid kovu + voda
• Liebig: kyseliny obsahují H, který lze nahradit kovem
Úloha
• Jmenujte nějaké kyseliny nebo zásady, které znáte.
• Která kyselina je součástí žaludečních šťáv?
• Jak poskytnete první pomoc při poleptání kyselinou nebo
zásadou?
• Znáte symbol pro nebezpečné žíraviny?
• Jak správně ředit kyselinu/zásadu?
• Při ředění kyselin se teplota zvyšuje/snižuje?
1. Arrheniova teorie kyselin a zásad
obr. č.1 S. Arrhenius
• (1887) švédský chemik S. Arrhenius
• kyselina – látka schopná odštěpit ve vodném
roztoku proton (H+)
HCl  H+ + Cl-
obecně: HB  H+ + B-
• zásada - látka schopná odštěpit ve vodném roztoku hydroxidový
anion OHKOH  K+ + OHobecně: ZOH  Z+ + OHCa(OH)2  Ca 2++ 2 OH-
Neutralizace
• Neutralizace - reakce kyseliny a zásady za vzniku
soli kyseliny a vody
• reakce H+ + OH-  H2O
a
reakce
KOH + HCl  KCl + H2O
K+ + Cl-  KCl
Výhody x nevýhody
• jednoduchá a názorná, ale nedostatečná.
Nedostatečnost:
• typický zásaditý charakter mají i některé látky, které ve své
molekule vůbec neobsahují skupinu OH;
• volné ionty H+ se v roztocích prakticky nevyskytují;
• látky, které jsou podle této teorie zásadami, tvoří kyselé
roztoky a naopak.
2. Brönsted – Lowryho teorie
kyselin a zásad
• (1923) - Protolytická teorie
obr. č.2 Brönsted a
Lowry
• Při acidobazických reakcích dochází k přenosu protonu, proto
jsou acidobazické reakce nazývány reakcemi protolytickými.
• kyselina - částice (atom, ion) schopná odštěpovat proton
Kyselina je donor protonu (H+).
HCl  H+ + Cl• zásada – částice schopná proton přijímat.
Zásada je akceptor protonu (H+)
H2O + H+  H3O+
obr. č.3 Brönstedova teorie
Brönsted – Lowryho teorie
kyselin a zásad
• Každé kyselině odpovídá konjugovaná báze a naopak.
• Dvojice látek, lišící se o proton, tvoří dohromady konjugovaný
pár neboli protolytický systém.
HA ↔ H+ + Akyselina
báze
konjugovaný pár
Př.
kyselina
HCl
H2SO4
HSO4NH4+





H+
H+
H+
H+
H+
+
+
+
+
+
zásada
ClHSO4SO42NH3
Protolytické systémy
• Protolytické reakce se musí zúčastnit vždy dva protolytické
systémy: jeden z nich proton uvolňuje, druhý jej přijímá.
• Kyselost kyseliny se tedy může projevit jen tehdy, je-li
přítomna nějaká zásada schopná proton vázat a naopak.
• Reakcí kyseliny s bází vzniká nová kyselina a nová báze.
• Vodíkový kation není schopen ve vodném prostředí existence,
je hydratován a vyskytuje se ve formě oxoniového kationtu
(H3O+)
Konjugované páry


konjugovaný pár 1


kyselina 1 + zásada 2
 kyselina 2 + zásada 1
konjugovaný pár 2

konjugovaný pár 1

HCl + H2O  H3O+ + ClK1
Z2
K2
Z1


konjugovaný pár 2
obr. č.3 Brönstedova teorie
Příklady konjugovaných párů
Zásada 2 
Kyselina 1
+
Zásada 1
+
Kyselina 2
• HCl
+
NH3

Cl-
+
NH4+
• HCl
+
H2O

Cl-
+
H3O+
• H2O
+
NH3

OH-
+
NH4+
• NH4+
+
H2O

NH3
+
H3O+
• HCO3-
+
OH-

CO32-
+
H2O
• CH3COOH +
H2O

CH3COO-
+
H3O+
Kyselina x zásada
• Táž látka může být v jedné protolytické
reakci kyselinou a v jiné zásadou.
obr. č.4 Kyselina a zásada
• Označení látky termínem kyselina nebo zásada tedy může být
relativní a závisí na schopnosti obou výchozích látek vázat či
uvolňovat proton.
H2SO4 + H2O  H3O+ + HSO4kyselina sírová se chová jako kyselina
HClO4 + H2SO4  H3 SO4+ + ClO4kyselina sírová se chová jako zásada
(k.chloristá je silnější)
Úloha
• Napište k příkladům kyselin a zásad rovnice reakce ve vodném
prostředí. (Vytvořte konjugované páry).
• Kyseliny:
HCl, H2SO4, HSO4-, H3PO4, H2PO4-, HPO42-, H2O, NH4+, H3O+,
CH3COOH
• Zásady:
Cl-, HSO4-, SO42- , H2PO4-, HPO42- , PO43- , H2O, OH-, NH3, CH3COO-
Úloha
Doplň co je konjugovanou
kyselinou k:
Doplň co je konjugovanou
bází k:
a. CH3COO−
a. HCl
b. HSO4−
b. H3O+
c. NH3
c. HSO4−
d. OH−
d. NH4+
Úloha
• Vyber konjugovanou kyselinu k iontu HPO42a) H2PO4b) HPO42c) H3PO4
d) PO43• Doplň rovnice tak, aby voda měla charakter:
a) kyseliny
HPO42- + H2O 
b) zásady
HPO42- + H2O 
Amfoterní (amfiprotní) charakter látek
• Některé látky (i rozpoštědla) se mohou chovat jako kyseliny i
jako zásady (podle daných podmínek):
• voda jako zásada
HCl + H2O ↔ H3O+ + Clkyselina 1
zásada 2 kyselina 2 zásada 1
• voda jako kyselina
NH3 +
H2O
↔
zásada 1 kyselina 2
OH- + NH4+
zásada 2 kyselina
3. Lewisova teorie kyselin a zásad
• vychází z elektronové struktury látek obr. č.5 G.N. Newson
• uplatňuje se především v organické chemii
• zásada (Lewisova zásada) - látka mající volný elektronový pár,
(donor elektronového páru)
• kyselina (Lewisova kyselina)- látka, která má vakantní (tj.
prázdný) orbital (akceptor elektronového páru)
• Neutralizací Lewisovy kyseliny Lewisovou zásadou vzniká
koordinačně kovalentní (donor – akceptorová) vazba
H+ + |NH3 → NH4+
Vznik amonného kationtu
donor
N
H
NH4+ H
H
H+
1s ↑↓ 2s ↑↓
2p ↑ ↑ ↑
1s ↓
1s ↓
1s ↓
1s
akceptor
obr. č.6 Vznik amonného kationtu
Elektrolytická disociace kyselin a zásad
• při rozpuštění látek (ale i při tavení) v polárních rozpouštědlech
dochází ke vzniku iontů – dochází k tzv. elektrolytické disociaci
(ionizaci)
• silné elektrolyty = látky jsou prakticky úplně disociovány
(přeměněny na ionty)
• slabé elektrolyty = látky, jejichž většina molekul je v podobě
elektroneutrální a jen malá část je disociována
a) Disociace kyseliny ve vodě
• Elektrolytická disociace kyseliny HA ve vodě vede k ustavení
rovnováhy
HA + H2O ↔ H3O+ + A• které přísluší rovnovážná konstanta Kc :
H O  A 
Kc 


3
HA H 2O
• koncentrace vody se při disociaci prakticky nemění, zahrnuje se do
odpovídající rovnovážné konstanty a disociační konstantu
vyjadřujeme vztahem:
• KA -disociační konstanta = k. acidity (KA = Kc [H2O])
[ H 3O  ]  [ A ]
KA 
[ HA]
Disociace vícesytných kyselin
• postupné odštěpování protonů z molekuly kyseliny;
• např.
H2CO3 + H2O → H3O+ + HCO3HCO3- + H2O → H3O+ + CO32-
b) Disociace zásady (báze) ve vodě
• Pro elektrolytickou disociaci báze B ve vodě lze obdobně psát:
B + H2O ↔ BH+ + OH-
KB 
[ BH  ]  [OH  ]
[ B]
KB -disociační konstanta = k. bazicity
(KB = Kc [H2O])
Úloha
• Vyjádřete konstantu acidity kyseliny dusité:
HNO2 + H2O  H3O+ + NO2–
• Vyjádři vztah pro výpočet konstanty acidity HBr disociované ve
vodě.
• Vyjádři vztah pro výpočet konstanty bazicity NH3
disociovaného ve vodě.
Úloha
ÚKOL: Zapiš konstantu acidity kyseliny octové CH3COOH.
CH3COOH + H2O  CH3COO- + H3O+
[ H 3O  ]  [CH 3COO ]
KA 
[CH 3COOH ]
ÚKOL: Zapiš konstantu bazicity hydroxidu amonného NH4OH.
NH4OH  NH4+ + OH[ NH 4 ]  [OH  ]
KB 
[ NH 4OH ]
ÚKOL: Zapiš disociační konstantu (konstantu acidity) všech
stupňů disociace kyseliny trihydrogenfosforečné H3PO4.
[ H O ]  [ H PO ]
K 
1. stupeň:
H3PO4 + H2O  H2PO4- + H3O+
[ H PO ]
[ H O ]  [ HPO ]
2. stupeň:
H2PO4- + H2O  HPO42- + H3O+
K 

3
2

4
A1
3
4

3
A2
3. stupeň
HPO42- + H2O  PO43- + H3O+
K A3
[ H 2 PO4 ]
2
4
[ H 3O  ]  [ PO43 ]

[ HPO42 ]
Síla kyselin a zásad
• Hodnoty disociačních konstant mohou sloužit jako
kvantitativní měřítko pro dělení kyselin a zásad na silné a
slabé (vyjadřují tedy sílu kyselin a zásad):
• Síla kyselin – kyselina je tím silnější, čím snáze odštěpí proton
(čím je slabší její konjugovaná zásada)
• Síla zásad – zásada je tím silnější, čím snáze naváže proton
(čím je slabší její konjugovaná kyselina)
Síla kyselin a zásad
silné KA,B  10-2
středníKA,B 10-2 až 10-4
slabé KA,B  10-4
• silné kyseliny a zásady - např. HCl, H2SO4; HNO3; NaOH, CaO …
• středně silné kyseliny (zásady) - např. HF; H2SO3; Na2CO3 …
• slabé kyseliny (zásady); např. H2CO3; NH3; HCN; siřičitany …
Acidita kyselin
• bezkyslíkaté:
HF HI (nejsilnější je HI), ostatní např. od VI.A jsou slabší
• kyslíkaté:
kyselina je tím silnější, čím má více atomů kyslíku v porovnání s
počtem atomů vodíku
HnXOn+3 (velmi silné) – HClO4, HMnO4
HnXOn+2 (silné) – H2SO4, HNO3, HClO3
HnXOn+1 (slabé) – H2CO3, H3PO4 , HNO2, H2SO3
HnXOn (velmi slabé) – HClO, B3BO3, H4SiO4, většina org. kyselin
Bazicita zásad
• Silné zásady jsou látky, které snadno přijmou protony
například OH −+ H+ → ……
• mezi silné zásady patří hydroxidy alkalických kovů a kovů
alkalických zemin :………………………
• Slabé zásady naopak hůře přijímají proton.
• Které částice můžete najít ve vodném roztoku amoniaku:
NH3 , NH4+, OH− a H2O?
Úloha
• Vyber nejslabší kyselinu:
a) HCl
b) H3BO3
c) H2SO4
d) H3PO4
• Vyber nejsilnější kyselinu:
a) HF
b) HI
c) H2SO3
d) HClO
Autoprotolýza
• slabé kyseliny i zásady mohou podléhat tzv. autoprotolýze
• reagují dvě molekuly stejné látky, přičemž jedna se chová
jako kyselina druhá jako zásada
• látky mají amfoterní charakter
autoprotolýza vody:
autoprotolýza amoniaku:
H2O + H2O  H3O+ + OH-
NH3 + NH3  NH4++ NH2-
Iontový součin vody
• autoprotolýza vody:
H2O + H2O ↔ H3O+ + OH-
[ H 3O  ]  [OH  ]
Kc 
[ H 2O].[H 2O]
• koncentrace samotné vody ve vodě a vodných roztocích je
prakticky konstantní zapíšeme ve konstantu tvaru
KV  [ H 3O  ]  [OH  ]
• nazývá se iontový součin vody;
• součin oxoniového kationtu a hydroxidového aniontu
• Iontový součin vody udává rovnovážnou konstantu autoprotolýzy
vody a jeho hodnota závisí na teplotě:
KV  [ H 3O  ]  [OH  ] = 1. 10-14 mol2 . dm-6 (při 25°C)
Vyjadřování kyselosti a zásaditosti
• Pomocí iontového součinu vody můžeme vyjádřit charakter
roztoků, tedy jejich kyselost, zásaditost či neutrálnost.
• Podle vzájemných poměrů koncentrací H3O+ a OH- iontů ve
vodných roztocích rozlišujeme:
• kyselé roztoky c(H3O+) > c(OH-) [H3O+] > [OH-]
• zásadité roztoky c(H3O+) < c(OH-) [H3O+] < [OH-]
• neutrální roztoky c(H3O+) = c(OH-) [H3O+] = [OH-]
… odpovídá 10-7 mol.dm-3
Kyselost a zásaditost
obr. č.7 Hodnoty pH
Stupnice pH
• počítání se zápornými mocninami je nevýhodné, byla zavedena
logaritmická stupnice kyselosti, tzv. stupnice pH (Sörensen, 1909):
• pH = – logcH O
= - log [H3O+]
• pH rovná zápornému dekadickému logaritmu koncentrace
oxoniových iontů

3
• pOH rovná zápornému dekadickému logaritmu koncentrace
hydroxidových iontů
• pOH = – log c
= - log .[OH-]
OH

Stupnice pH
• V čisté vodě, kde při teplotě 25°C = [H3O+] . [OH-] = 10-7 mol.dm-3
platí:
• pH = – log c = 7
H 3O 
[H3O+] . [OH-] = KV = 10-14

pH + pOH = 14
• pH tedy nabývá hodnot od 0 do 14.
• Se vzrůstajícím pH roztoku, vzrůstá jeho zásaditý charakter.
• Obdobně můžeme zavést
pKV = - log KV
pKA = - log KA
pKB = - log KB
Stupnice pH
10-0
10-1
10-2
10-3
10-4
10-5
10-6
10-7
10-8
10-9
10-10
10-11
10-12
10-13
10-14
O+]
[H3
mol/l
0
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
pH
roztoky
silně kyselé
slabě kyselé
neutrální
slabě zásadité
silně zásadité
obr. č.8 Hodnoty pH
obr. č.9 Hodnoty pH
obr. č.10 Stupnice pH
Měření pH
• Indikátory - látky, které reagují na změnu pH změnou zbarvení
(např. ve formě pH papírků či roztoků látek)
• jsou slabé organické kyseliny nebo zásady, u nichž nedisociované
molekuly mají jinou barvu než disociací vzniklé ionty
• univerzální – směs indikátorů, barevná škála
obr. č.11 Univerzální indikátor
obr. č.12 Univerzální indikátor
Indikátory
• Indikátory -jsou slabé organické kyseliny nebo zásady, u nichž
nedisociované molekuly mají jinou barvu než disociací vzniklé
ionty
•
fenolftalein – bezbarvý, zásady zbarvuje fialovočerveně,
•
lakmus
– modrý, kyselinami se barví červeně
obr. č.14 Lakmus
obr. č.13 Fenolftalein
Měření pH
• pH metry = potenciometrické měření
– pH se měří na základě rovnovážného napětí obr. č.15 pH metr
elektrochemického článku složeného z indikační a referentní
elektrody
– jako indikační elektroda se používá nejčastěji skleněná
iontově selektivní elektroda (tenkostěnná skleněná banička
citlivá na ionty H3O+ v širokém rozmezí pH),
– jako referentní elektroda se obvykle používá elektroda
kalomelová (rtuť pokrytá sraženinou Hg2Cl2, převrstvená
vodným roztokem KCl)
Úloha
• Na uvedených webových stránkách zhlédni video „Neviditelný
inkoust“ a „Univerzální indikátor“ a popiš pokusy vlastními
slovy a pokus se je vysvětlit na základě znalostí učiva o
indikátorech.
• http://www.chem-toddler.com/acids-and-bases/invisibleink.html
• http://www.chem-toddler.com/acids-and-bases/universalindicator.html
Výpočet pH silných kyselin
1. Ve vodných roztocích silných kyselin nebo silných zásad
předpokládáme prakticky úplnou disociaci
[H3O+] = [HA] nebo
[OH-] = [BOH]
• Silné jednosytné kyseliny: HCl, HBr, HI, HNO3,…
pH = −log cH3O
• Silné dvojsytné kyseliny: H2SO4
pH = −log (2∙cH3O)
• c(H3O+) = 10−3 mol∙dm−3
pH = ......
• c(H3O+) = 10−8 mol∙dm−3
pH = ......
• c(H3O+) = 0,01 mol∙dm−3 = 10−.... mol∙dm-3
• c(H3O+) = 0,02 mol∙dm−3 použijte kalkulačku 
pH = .....
pH = .....
Výpočet pH silných zásad
• u roztoků silných zásad vypočteme ze známé koncentrace
nejprve pOH a následně pH ze vztahu pH = 14 – pOH
• Silné hydroxidy s 1 OH- iontem: NaOH, KOH
pH = 14 + log cMOH• Silné hydroxidy s 2 OH- ionty: Ba(OH)2
pH = 14 + log (2∙c(MOH-)2)
Vypočítejte pH následujících roztoků:
a) 0,01 M KOH
b) 0,1 M NaOH
c) 0,005 M Ba(OH)2
Výpočet pH slabých kyselin
2. V roztocích slabých kyselin a slabých zásad podlehne disociaci
jen část molekul a koncentraci iontů [H3O+] nebo[OH-]
musíme vypočítat z příslušné disociační konstanty.
Vztah pro výpočet pH vodného roztoku slabé kyseliny (HA)
získáme zlogaritmováním a úpravou výrazu
[H3O+] = K A.cM
log [H3O+] =1/2 (log KA + log cM)
pH = 1/2 (pKA - log cM)
Výpočet pH slabých zásad
2. V roztocích slabých kyselin a slabých zásad podlehne disociaci
jen část molekul a koncentraci iontů [H3O+] nebo[OH-]
musíme vypočítat z příslušné disociační konstanty.
• Při výpočtu pH vodného roztoku slabé zásady (B) z příslušné
disociační konstanty KB vyjádříme nejprve [OH-] a
jednoduchými úpravami získáme vztah pro výpočet pH
pH = 14 - pOH = 14 - 1/2 (pKB - log cM)
Příklady
• Jaké je pH roztoku kyseliny chlorovodíkové o
koncentraci c = 0,004 mol.dm-3?
• Řešení: Kyselina chlorovodíková je jednosytná
silná kyselina, proto platí
• pH = – log cH O
• pH = – log 0,004
• pH= 2,4

3
Příklady
• Určete koncentraci H3O+ v roztoku, který má
pH = 4,6.
• Řešení:
Vycházíme ze vztahu pH = – log cH O
(– 4,6) = log cH O
cH O = 2,5.10-5 mol.dm-3

3

3

3
Příklady
• Koncentrace kyseliny sírové v roztoku
cH SO = 0,025 mol/l. Jaké je pH roztoku?
2
4
• Řešení: Pro roztok kyseliny sírové musíme
uvažovat, že jde o silnou dvojsytnou kyselinu,
proto:
pH   log[H  ]   log(2  cH2SO4 )   log(2  0,025)   log0,05  (1,301)  1,301
Příklady
.
• Koncentrace cH O =10-3 mol.dm-3 . Vypočítejte
koncentraci cOH .

3

• Řešení:
KV  [ H 3O  ]  [OH  ]
= 10-14
cOH = (10-14) : (10-3) = 10-11 mol.dm-3

Příklady
.
• Vypočítejte cOH roztoku, jehož hodnota pH = 8,3.

• Řešení:
Vycházíme ze vztahu pH + pOH = 14
pOH = 14 – 8,3 = 5,7
pOH = – log cOH
(– 5,7) = log cOH
cOH = 2.10-6 mol.dm-3



Hydrolýza solí
• jde o acidobazické děj, při němž reagují ionty solí s vodou
• soli můžeme rozdělit do několika skupin, podle toho se také liší
jejich reakce s vodou:
• Soli silné kyseliny a silné zásady (pH neutrální)
• Soli silné kyseliny a slabé zásady (pH kyselé)
• Soli slabé kyseliny a silné zásady (pH zásadité)
• Soli slabé kyseliny a slabé zásady (pH neutrální)
Hydrolýza solí
• Soli silné kyseliny a silné zásady (např. NaCl, Na2SO4, KNO3, KBr)
soli, které obsahují kationty silných zásad a anionty silných
kyselin nepodléhají hydrolýze (nehydrolyzují)  pH neutrální
• Soli silné kyseliny a slabé zásady (např. NH4Cl, FeCl3, NH4NO3)
soli, které obsahují kationty slabých zásad (podléhají hydrolýze)
a anionty silných kyselin (nepodléhají hydrolýze) – proto např.:
NH4 + + H2O ↔ NH3 + H3O+
zvyšuje se koncentrace oxoniových kationtů  kyselé pH
Hydrolýza solí
• Soli slabé kyseliny a silné zásady
(např. Na2SO3, NaClO, Na2S, CH3COOK )
soli, které obsahují kationty slabých kyselin (podléhají hydrolýze)
a anionty silných zásad (nepodléhají hydrolýze) – proto např.
CH3COO- + H2O ↔ CH3COOH + OHzvyšuje se koncentrace hydroxidových aniontů  zásadité pH
Hydrolýza solí
• Soli slabé kyseliny a slabé zásady (např. (NH4)2CO3, CH3COONH4)
soli, které obsahují kationty slabých kyselin (podléhají hydrolýze)
a anionty slabých zásad (podléhají hydrolýze) – proto např.
CH3COONH4 ↔ CH3COO- + NH4+
CH3COO- + H2O ↔ CH3COOH + OHNH4+ + H2O ↔ NH3 + H3O+
vznikají oba ionty, zásaditá i kyselá  pH je neutrální
Úloha
• Označte roztoky následujících sloučenin jako kyselé, zásadité
nebo neutrální:
Na2S
Ba(NO3)2
KCl
(NH4)2CO3
CuSO4
Zn(NO3)2
K2SO3
Na2SO4
Úloha
• Zapiš rovnici vzniku Na2SO3 a urči jaká je reakce roztoku.
• Zapiš rovnici vzniku CuSO4 a urči jaká je reakce roztoku.
• Vyber neutrálně reagující vodný roztok soli a vysvětli:
a) FeCl3
b) Pb(NO3)2
c) K3PO4
d) KClO4
Základní typy acidobazických reakcí
1. Neutralizace: kyselina + hydroxid → sůl + voda
• H2SO4 + Ca(OH)2 →
• HNO3 + KOH →
• HCl + NaOH →
2. Kyselina + oxid kovu → sůl + voda
• H2SO4 + CaO →
• HCl + Al2O3 →
• HNO3 + MgO →
Základní typy acidobazických reakcí
3. Silná kyselina + sůl slabé kyseliny → sůl silné kyseliny + slabá
kyselina. Silná kyselina vytěsňuje slabou kyselinu z její soli.
• H2SO4 + Ca(NO2)2 →
• HClO4 + CH3COONa →
V případě, že slabá kyselina je nestálá látka, rozkládá se na svůj oxid
a vodu.
• H2SO4 + CaCO3 →
• HCl + Na2SO3 →
4. Hydroxid + oxid nekovu → sůl + voda
• Ca(OH)2 + SO2 →
• KOH + CO2 →
Základní typy acidobazických reakcí
5. Silná zásada + sůl slabé zásady → sůl silné zásady + slabá zásada
Silná zásada vytěsňuje slabou zásadu ze své soli.
• NaOH + CuCl2 →
• V případě, že produktem je hydroxid amonný, hydroxid se
částečně rozkládá na amoniak a vodu, můžeme také napsat:
• NaOH + NH4Cl →
PUFRY
• Pufry (tlumivé roztoky) = konjugovaný pár kyseliny nebo
zásady, který je schopný udržovat v jistém rozmezí stabilní pH
po přidání silné kyseliny či zásady do systému
• Pufry jsou obvykle směsi slabých kyselin a jejich solí se silnými
zásadami, nebo směsi slabých zásad a jejich solí se silnými
kyselinami
• Důležitost pufračních systémů v organismu (krev, mezibuněčný
prostor, buňky)
Výpočty pH roztoků pufrů
• Pufr sestávající se ze slabé kyseliny a její soli se silnou zásadou
HA + H2O
A- + H3O+ Ka
Henderson – Hasselbalchova rovnice
• pH = pKa + log[A-]/[HA]
HA – slabá kyselina
A- – konjugovaná zásada
• Pufr sestávající se ze slabé zásady a její soli se silnou kyselinou
B + H2O
BH + + OH• pOH = pKb + log[BH+]/[B]
B – slabá zásada
BH + - konjugovaná kyselina
Použité informační zdroje
Obrázky
obrázek č.[6,8] – autor Yvona Pufferová
[1] [online]. [cit. 2013-02 -25]. Dostupné z
http://www.magnet.fsu.edu/education/tutorials/pioneers/arrhenius.html
[2] [online]. [cit. 2013-02-25]. Dostupné z
http://crescentok.com/staff/jaskew/ISR/chemistry/class20.htm
[3] [online]. [cit. 2013-02-25]. Dostupné z http://www.lakelandschools.us/lh/lburris/pages/acidbase.htm
[4] [online]. [cit. 2013-02-25]. Dostupné z http://www.lakelandschools.us/lh/lburris/pages/acidbase.htm
[5] [online]. [cit. 2013-02-25]. Dostupné z http://crescentok.com/staff/jaskew/ISR/chemistry/class20.htm
[7] [online]. [cit. 2013-02-25]. Dostupné z http://www.chemierol.wz.cz/8%20kysazas_uvod.htm
[9] [online]. [cit. 2013-02-25]. Dostupné z http://home.tiscali.cz/chemie/pH.htm
[10] [online]. [cit. 2013-02-25]. Dostupné z http://www.komenskeho66.cz/materialy/chemie/WEBCHEMIE8/ph.html
[11] [online]. [cit. 2013-02-25]. Dostupné z
http://www.palinkaust.hu/sites/default/files/imagecache/product_full/pH_indikator_papir.jpg
[12] [online]. [cit. 2013-02-25]. Dostupné z http://www.enviroexperiment.cz/chemie-2-stupenzs/kyselost-a-zasaditost-roztoku-latek-pouzivanych-v-beznem-zivote
[13] [online]. [cit. 2013-02-25]. Dostupné z
http://www.umel.feec.vutbr.cz/vit/images/zajimavosti/sul/05.jpg
Použité informační zdroje
[14] [online]. [cit. 2013-02-25]. Dostupné z
http://home.tiscali.cz/chemie/kyseliny.htm
[15] [online]. [cit. 2013-02-25]. Dostupné z
http://www.verkon.cz/data/catalog/big/img3457.jpg
Literatura
• MAREČEK, Aleš a Jaroslav HONZA. Chemie pro čtyřletá gymnázia.
Olomouc: Nakladatelství Olomouc, 2002. ISBN 80-7182-055-5.
• VACÍK, Jiří. Přehled středoškolské chemie. Praha: Státní pedagogické
nakladatelství Praha, 1990. ISBN 80-04-26388-7.
• BENEŠOVÁ, Marika a Hana SATRAPOVÁ. Odmaturuj z chemie. Brno:
Didaktis, 2002.
ISBN 80-86285-56-1.
Tato prezentace vznikla na základě řešení projektu OPVK, registrační
číslo: CZ.1.07/1.1.24/01.0114 s názvem „PODPORA CHEMICKÉHO A
FYZIKÁLNÍHO VZDĚLÁVÁNÍ NA GYMNÁZIU KOMENSKÉHO
V HAVÍŘOVĚ“
Tento projekt je spolufinancován Evropským sociálním fondem a
státním rozpočtem České republiky.