XI KYSELINY a ZSADY Pozn Jen strun podrobnosti

XI. KYSELINY a ZÁSADY Pozn. : Jen stručně, podrobnosti jsou v učebnicích chemie

1) DEFINICE KYSELIN a ZÁSAD : a) Starší (Arrheniova) definice. Ve vodném roztoku : kyseliny dávají H+ (přesněji H 3 O+ ) zásady dávají OHPř. : z elektrolytické disociace víme: HCl → H+ + Cl. Na. OH → Na+ + OHale ve vodném roztoku i Ca. O a NH 3 dávají OH- : Ca. O + H 2 O → Ca( OH ) 2 ; NH 3 + H 2 O → NH 4 OH tzn. : HCl je kyselina; Na. OH, Ca. O, NH 3 jsou zásady Zopakujme (kap. V): H+ =kation vodíku=proton + ; H 3 O+ je oxoniový kation

b) Obecnější (Bronstedova) definice : Kyselina je dárcem (donorem) H+. Zásada je příjemcem (akceptorem) H+. kyselina zásada H 2 SO 4 → 2 H+ + SO 42 - NH 3 + H+ ↔ NH 4+ HCl → H+ + Cl- OH- + H+ → H 2 O ↔ H+ + OH- H 2 O + H+ ↔ H 3 O + Z Tab. plyne : Některé látky mohou být kyselinami i zásadami (H 2 O). Kyseliny, které dávají 1 H+ jsou jednosytné (HCl); ty, které mohou dát 2 H+ jsou dvojsytné (H 2 SO 4).

2) ACIDOBAZICKÉ REAKCE (viz i kap. XIII): Při nich dojde k přenosu H+ z kyseliny na zásadu. Př. : H 2 SO 4 + 2 NH 3 → (NH 4)2 SO 4 HNO 3 + Na. OH → Na. NO 3 + H 2 O neutralizace HCl + Na. HCO 3 → H 2 CO 3 + Na. Cl vytěsňování slabé kyseliny z její soli silnou kyselinou Pozn. k 3. rovnici : Při hlubším studiu chemie byste poznali, že i HCO 3 - je zásada. Tato reakce probíhá v žaludku, když užijeme jedlou sodu.

3) SÍLA KYSELIN a ZÁSAD : Př. : roztok H 2 SO 4 je nebezpečnější (žíravější) než ocet. Je zřejmé, že jsou „lepší“ a „horší“ dárci H+. Kyselina (zásada) nemůže sílu projevit sama, ale projeví ji vzhledem k něčemu. Dohoda: sílu kyselin a zásad určujeme vzhledem k vodě.

DEFINICE SÍLY KYSELIN a ZÁSAD: a) Pomocí stupně disociace : Silná kyselina (zásada) je zcela disociována ve vodě. Slabá kyselina (zásada) je málo disociovaná. Př. : HCl ve vodě H+ Cl- HF F- H+ H+ HF ve vodě Cl- HCl je silná kyselina v roztoku jsou hlavně ionty HF HF HF H+ HF je slabá kyselina v roztoku je převaha molekul

a) Pomocí konstant acidit (bazicit) : Př. : Pro vratnou reakci HF + H 2 O ↔ H 3 O+ + F- je rovnovážná konstanta Protože [ H 2 O ] ~ konstanta, zahrneme ji do K a dostaneme , kde Ka je konstanta acidity pro HF. Čím je Ka větší, tím je kyselina silnější. Pozn. : v hranatých závorkách jsou molární koncentrace látek.

Podobně pro amoniak NH 3 + H 2 O ↔ NH 4+ + OH- je rovnovážná konstanta a konstanta bazicity pro NH 3 je Podobně lze napsat Ka (Kb) pro všechny kyseliny (zásady). Konstanty acidit a bazicit jsou v chemických tabulkách. Čím je Ka (Kb) větší, tím je kyselina (zásada) silnější.

Silné kyseliny: HCl, HNO 3, H 2 SO 4, HBr, HI, HCl. O 4 Slabé kyseliny jsou všechny ostatní. Např. : H 2 CO 3, H 2 SO 3, HNO 2, HCl. O, HF, H 2 S atd. Silné zásady: Na. OH, KOH, Ba(OH)2, Ca(OH)2 Slabé zásady jsou všechny ostatní. Např. : NH 3 , Zn(OH)2 , Fe(OH)3 atd.

4) IONTOVÝ SOUČIN VODY a p. H : Z exp. vyplynulo, že i čistá voda nepatrně vede proud. Tj. : H 2 O ↔ H+ + OH(1) Pozn. 1: Rovnováha je zde velmi posunuta doleva (na 1 disociovanou molekulu vody připadá 100 milionů molekul nedisociovaných). Pozn. 2: Přesnější zápis rce (1): H 2 O + H 2 O ↔ H 3 O+ + OH- Rovnovážná konstanta reakce (1) je [H 2 O] ~ konst. ; zahrňme ji do K a získáme iontový součin vody Kv: Kv = [H+] * [OH-] = 10 -14 (mol/dm 3)2

Tzn. máme rovnice: H 2 O ↔ H+ + OH- (1) [H+] * [OH-] = 10 -14 (mol/l)2 (2) Z rovnice (1) plyne: [H+] = [OH-] (3) Dosaďme (3) do (2): [H+]2 = 10 -14 (mol/l)2 a tedy: [H+] = 10 -7 mol/l (4) Pozn. : Koncentrace H+ se může měnit o 15 řádů ! Pak je užitečné použít logaritmus. Definujme p. H a p. OH : p. H = - log [H+] p. OH = - log [OH-] (5) Udělejme záporný logaritmus rovnice (2) : - log [ H + ] + - log [ OH - ] = 14 ; a dosaďme z rovnice (5) : p. H + p. OH = 14 (6)

Pozn. 1) p. H nemá jednotku; do logaritmu dosazujeme jen číselnou hodnotu molární koncentrace ! 2) Platí i inverzní funkce k (5), tzn. : [H+] = 10 -p. H mol/l 3) Rovnice (3) a (4) platí pro vodu. Z rce (4) plyne, že p. H H 2 O = 7 5) KYSELÉ a ZÁSADITÉ ROZTOKY Přidáme-li kyselou látku do vody, vzroste [H+]; tj, klesne p. H. Přidáme-li zásaditou látku do H 2 O, vzroste [OH-] a klesne p. OH. Protože musí též platit, že p. H + p. OH = 14, vzroste p. H.

H 2 SO 4 v akumulátoru 2 citron, ocet 3 jablko, kola 5 úhyn ryb víno 4 voda 6 mléko 7 8 sliny krev neutrální roztok 9 10 11 12 13 14 kyselé roztoky kyselé deště žaludeční šťáva 1 mýdla anacida roztok NH 3 roztok Na. OH zásadité roztoky p. H látek (přibližně)

6) Výpočet p. H roztoků silných kyselin a zásad Potřebné rovnice: p. H = - log [H+] p. OH = - log [OH-] p. H + p. OH = 14 [H+] = 10 –p. H mol/l Př. 1: Koncentrace HCl v roztoku je 10 -3 mol/l. Jaké p. H má roztok? HCl → H+ + Cl- z 1 molu HCl. . . 1 mol H+ [H+] = c. HCl = 10 -3 mol/l p. H = -log [H+] = -log 10 -3 = 3 p. H roztoku HCl je 3.

Př. 2: Koncentrace H 2 SO 4 v roztoku je 5*10 -3 mol/l. Jaké p. H má roztok? H 2 SO 4 → 2 H+ + SO 42 - z 1 molu H 2 SO 4. . . 2 moly H+ [H+] = 2*c. H 2 SO 4 = 2*0, 005 = 10 -2 mol/l p. H = -log 10 -2 = 2 p. H roztoku H 2 SO 4 je 2. Př. 3: Koncentrace Na. OH v roztoku je 10 -3 mol/l. Jaké p. H má roztok? Na. OH → Na+ + OH[OH-] = c. Na. OH = 10 -3 mol/l p. H = 14 - p. OH = 11 p. H roztoku Na. OH je 11. z 1 molu Na. OH. . . 1 mol OHp. OH = -log[OH-] = -log 10 -3 = 3

Př. 4: p. H roztoku HCl je 2. Jaká je v roztoku koncentrace HCl? p. H = 2 HCl → H+ + Cl- c. HCl = [H+] c. HCl = ? [H+] = 10 -p. H = 10 -2 mol/l c. HCl = 10 -2 mol/l nutno přidat jednotku ! V roztoku je 10 -2 mol/l HCl. 7) Měření p. H Přibližně: barevnými indikátory. Přesně: p. H metry.