TEORIE KYSELIN A ZSAD NEUTRALIZACE p H Teorie

  • Slides: 13
Download presentation
TEORIE KYSELIN A ZÁSAD NEUTRALIZACE, p. H

TEORIE KYSELIN A ZÁSAD NEUTRALIZACE, p. H

Teorie kyselin a zásad 1. Arrheniova teorie: Kyselina – látka schopná odštěpit proton H+

Teorie kyselin a zásad 1. Arrheniova teorie: Kyselina – látka schopná odštěpit proton H+ Zásada - látka schopná odštěpit skupinu OH- jednoduché, 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 H 2 O, NH 3,

Amfoterní částice reagují jako kyseliny nebo zásady podle prostředí H 2 O, NH 3, HSO 4 -, HCO 3 H 2 O → H+ + OH- H 2 O + H+→H 3 O+ NH 3 → H+ + NH 2 - NH 3 + H+ → NH 4+

Vznik kyselin a hydroxidů – reakcí oxidu a vody - oxidy kyselinotvorné elektronegativita (vlastnost

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 (CO 2 + H 2 O → H 2 CO 3) - oxidy zásadotvorné jen kovy, elektronegativita prvků kolem 1 př. Ca – 1 (Ca. O + H 2 O → Ca(OH)2)

DISOCIACE rozklad molekuly na ionty • Disociace kyseliny HCl ==> H+ + Cl •

DISOCIACE rozklad molekuly na ionty • Disociace kyseliny HCl ==> H+ + Cl • Disociace zásady Na. OH ==> Na+ + OH • Disociace soli Na. Cl ==> 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: disociace zásady: HCl + H 2 O ↔ H 3 O+ +

disociace kyseliny: disociace zásady: HCl + H 2 O ↔ H 3 O+ + Cl- NH 3 + H 2 O ↔ NH 4+ + OHRovnovážná konstanta Kc = [Cl-]r. [H 3 O+]r [HCl]r. [H 2 O]r Disociační konstanta kyseliny KA = [Cl-]r. [H 3 O+]r [HCl]r Podobně disociační konstanta zásady K B 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 -

NEUTRALIZACE - Chemická reakce kyseliny se zásadou, při které vzniká voda a sůl - Vzniklé produkty jsou p. H neutrální. -Tato reakce je doprovázena změnou p. H původních látek, někdy bývá provázena i barevnými změnami.

HCl + Na. OH → Na. Cl + H 2 O Kyseliny, hydroxidy a

HCl + Na. OH → Na. Cl + H 2 O Kyseliny, hydroxidy a soli jsou v roztoku disociovány - skutečný mechanismus reakce je: HCl + H 2 O → H 3 O+ + Cl- (voda se chová jako zásada – přijala H) Na. OH → Na+ + OH- Na. Cl → Na+ + Cl- přesnější zápis celé (iontové) reakce: H 3 O+ + Cl- + Na+ + OH- → Na+ + Cl- + 2 H 2 O vynecháme – li ionty, které se v reakci nemění, dostaneme: H 3 O+ + OH- → 2 H 2 O

Mechanismus neutralizace ve vodném roztoku spočívá ve slučovaní kationtů H 3 O+ a hydroxidových

Mechanismus neutralizace ve vodném roztoku spočívá ve slučovaní kationtů H 3 O+ a hydroxidových aniontů OH- na molekuly vody H 2 O neutrální roztok – látkové koncentrace iontů H 3 O+ a OH- mají stejnou hodnotu c (H 3 O+) = c (OH-) kyselý c (H 3 O+) > c (OH-) zásaditý c (H 3 O+) < c (OH-)

Kyselost a zásaditost - roztoky kyselé, neutrální a zásadité - indikátory (ukazatelé): látky, které

Kyselost a zásaditost - roztoky kyselé, neutrální a zásadité - indikátory (ukazatelé): látky, které v přítomnosti kyselin mění svou barvu: lakmus, fenolftalein, metylčerveň, metyloranž… - přesnější: stupnice p. H s hodnotami 0 -14 - p. H 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 HCl. O, H 4 Si. O 4, H 2 CO 3), silná H 2 SO 4, HCl. O 4 Silné zásady: Na. OH a KOH, slabá NH 4 OH

p. H – vodíkový exponent Vyjádření míry kyselosti (zásaditosti) roztoku – stupnice p. H

p. H – vodíkový exponent Vyjádření míry kyselosti (zásaditosti) roztoku – stupnice p. H = - log [H 3 O+] záporný logaritmus koncentrace vodíkových iontů 0 7 14 kyselost zásaditost

Látka p. H Kyselina v bateriích <1, 0 Žaludeční šťávy 2, 0 Citronová šťáva

Látka p. H Kyselina v bateriích <1, 0 Žaludeční šťávy 2, 0 Citronová šťáva 2, 4 Coca - cola 2, 5 Mléko 6, 5 Čistá voda 7, 0 Sliny zdravého člověka 6, 5– 7, 4 7, 34– 7, 45 Ocet 2, 9 Krev Šťáva z pomeranče nebo jablka 3, 5 Mořská voda 8, 0 Pivo 4, 5 Mýdlo Káva 5, 0 9, 0– 10, 0 Čaj 5, 5 Čpavek pro domácí použití 11, 5 Hašené vápno 12, 5 Kyselý déšť Sliny onkologických pacientů < 5, 6 4, 5– 5, 7 Louh sodný pro domácí 13, 5

Obrázky převzaty z internetu; tabulka s hodnotami p. H ze stránek wikipedie http: //cs.

Obrázky převzaty z internetu; tabulka s hodnotami p. H ze stránek wikipedie http: //cs. wikipedia. org/wiki/PH