Protolytick dje Protolytick dje Protolytick dje jsou dje

Protolytické děje

Protolytické děje • Protolytické děje jsou děje (reakce), při nichž dochází k přenosu H+. • Každá protolytická reakce se skládá ze dvou současně probíhajících dílčích reakcí, příjmu a uvolnění kationtu H+.

Teorie kyselin a zásad • Svante Arrhenius (1884) • A. Brønsted a T. M. Lowry (1923) • Gilbert Newton Lewis (1933? )

Arhemiova teorie • Kyselina je látka, která • Zásada je látka, která je schopna odštěpit odštěpuje hydroxidový kationt vodíku H+. aniont. • Kyselina je látka, která • Zásada je látka, která rozpuštěna ve vodě při rozpuštění ve vodě zvětšuje koncentraci oxoniových kationtů aniontů OH-. H 3 O+.

Brønstedova- Lowryho teorie • Kyselina je částice, která je dárcem (donorem) H+, tím se z ní stane zásada. • Zásada je částice, která je příjemcem (akceptorem) H+, tím se z ní stane kyselina. • Částice se může projevit jako kyselina jen v přítomnosti zásady. Předávání H+ může probíhat i mimo vodní prostředí.

Lewisova teorie • Kyselina je látka, která má volný orbital. • Zásada je látka, která má elektronový pár.

Konjugovaný pár • Konjugovaný pár je dvojice částic, které se liší o kationt H+. • Např. konjugovaná kyselina- H 3 O+ konjugovaná zásada- H 2 O • Při protolytických reakcích spolu vždy navzájem reaguje kyselina 1. konj. páru se zásadou 2. konj. páru. CH 3 COOH+NH 3 CH 3 COO- +NH 4+

Amfotermní látky • Projevují vlastnosti kyselin i zásad (H 2 O). • Se silnější kyselinou reagují jako zásady H 2 O+CH 3 COOH H 3 O+ +CH 3 COO • Se silnější zásadou reagují jako kyseliny H 2 O+NH 3 OH- +NH 4+

Disociační konstanta • Každá disociace kyselin a zásad vede k ustálení protolytické rovnováhy. • Rovnovážné konstanty, které charakterizují tuto rovnováhu jsou disociační konstanta kyseliny a disociační konstanta zásady. • Disociační konstanty závisejí na teplotě. • Jsou uvedeny v MFCh. T.

Disociační konstanta kyseliny • Čím je disociační konstanta vyšší, tím je kyselina silnější. • Disociace kyseliny ve vodě: HA(aq) H+(aq) +A-(aq) • Disociační konstanta:

Disociační konstanta zásady • Disociace zásady ve vodě: BOH(aq) • Disociační konstanta: B+(aq) +OH-(aq)

Síla kyselin a zásad podle disociační konstanty • Síla kyseliny (zásady) slabé středně silné • Disociační konstanta K < 10 -4 < K < 10 -2 K > 10 -2

Iontový součin vody • Disociací vody vzniká oxoniový kationt a hydroxidový aniont: 2 H 2 O H 3 O+ +OH • Rovnovážná konstanta vody: K= c(H 3 O+)c(OH-) c 2 (H 2 O)

• Koncentrace nedisociovaných molekul vody se prakticky nemění, lze ji zahrnout do konstanty K. Tak se odvozuje konstanta Kv, která se nazývá iontový součin vody. • Kv= c(H 3 O+)c(OH-) • Při teplotě 25°C je Kv = 10 -14(mol. l-1)2 • Neutrální prostředí: c(H 3 O+)= c(OH-)=10 -7 mol. l-1 • Kyselé: c(H 3 O+)> c(OH-); c(H 3 O+)> 10 -7 mol. l-1 • Zásadité: c(H 3 O+)< c(OH-); c(H 3 O+)< 10 -7 mol. l-1

p. H, p. OH • Kyselost roztoků se vyjadřuje pomocí vodíkového exponentu p. H, který se definuje jako záporně vzatý dekadický logaritmus číselné hodnoty látkové koncentrace oxoniových kationtů (Sörenson). • p. H= -log[H 3 O+] • p. OH= -log[OH-] • p. H nabývá hodnot od 1 do 14 zásadité prostředí: p. H>7 kyselé prostředí: p. H<7 neutrální prostředí: p. H=7

Acidobazické indikátory • Látky, které mění barvo v závislosti na p. H. kyselé zásadité Univerzál: červený zelený až modrý Lakmus: červený modrý Fenolftalein: bezbarvý fialový Methyloranž: červený oranžový

Neutralizace I. Reakce kyseliny a zásady za vzniku soli a vody. 2 Na. OH+H 2 SO 4 Na 2 SO 4+2 H 2 O II. Reakce oxoniového kationtu a hydroxidového aniontu za vzniku 2 molekul vody. H 3 O+ +OH 2 H 2 O III. Reakce konjugované kyseliny a konjugované zásady jedné látky.

Autoprotolýza • Autoprotolýza je opak neutralizace, tj. reakce 2 molekul téže látky, z nichž jedna se chová jako kyselina a druhá jako zásada. H 2 O+H 2 O H 3 O+ +OH-

Hydrolýza • Hydrolýza má více významů (štěpení látky vodou, hydrolýza esterů, solí. . ). • Pro toto téma je hydrolýza reakce iontů soli s vodou, pomocí které se vysvětluje, proč se některé soli chovají kysele a jiné zásaditě. • Sůl slabé kyseliny a silného hydroxidu se chová zásaditě. • Sůl silné kyseliny a slabého hydroxidu se chová kysele.

• Před samotnou hydrolýzou musí proběhnout disociace: Na 2 CO 3 2 Na+ +CO 3 -2 NH 4 Cl NH 4+ +Cl • Hydrolýza: CO 3 -2+H 2 O HCO 3 -1+OH(sůl slabé kyseliny uhličité a silného hydroxidu sodného, sodný kationt s vodou téměř nereaguje) NH 4+ + H 2 O NH 3+H 3 O+ (sůl silné kyseliny chlorovodíkové a slabého hydroxidu amonného, chloridový aniont s vodou téměř nereaguje)

To jest vše. © Růža