Acidobazické reakce. 1. Arrheniova teorie. 2. Neutralizace

Rozměr: px

Začít zobrazení ze stránky:

Download "Acidobazické reakce. 1. Arrheniova teorie. 2. Neutralizace"

Romana Pospíšilová
před 8 lety
Počet zobrazení:

1 Acidobazické reakce 1. Arrheniova teorie Kyseliny látky schopné ve vodných roztocích odštěpit H + např: HCl H + + Cl -, obecně HB H + + B - Zásady látky schopné ve vodných roztocích poskytovat OH - např. NaOH Na + + OH -, obecně ZOH Z + + OH - Nedostatky Arrheniovy teorie: teorii lze uplatnit jen pro vodné roztoky dnes víme, co Arrhenius nevěděl: H+ + H 2 O -> H 3 O + (oxoniový kation) Chování kyselin a zásad v polárním rozpouštědle 2. Neutralizace reakce kyseliny a zásady, při které vzniká sůl dané kyseliny a voda NaOH + HCl NaCl + H 2 O Vzájemnou reakcí H a OH - vzniká voda. Reakcí kationtu kovu s anionem kyseliny vzniká sůl. H + + OH - H 2 O, Na + + Cl - NaCl 1/8

2 3. Brönsted - Lowryho teorie Kyseliny částice (molekula, ion), která je schopna odštěpit H + donor protonu např. H 2 O, HCl, H 3 O +, NH 4+, HSO 4-, H 3 O + Zásady částice (molekula, ion), která je schopna H + vázat např. H 2 O, NH 3, Cl -, HSO 4-, OH - akceptor protonu Amfoterní látky chovají se jako kyseliny nebo zásady podle prostředí, ve kterém se nachází (HSO4-, H2O) Základním krokem reakce kyseliny se zásadou je přenos H +. Konjugovaný pár - dvojice částic lišící se o H +. Protické rozpouštědlo - obsahuje atom vodíku odštěpitelný ve formě H + - kyselina sírová, kyselina mravenčí Amfiprotní rozpouštědlo (amfolyt, obojetné - může odštěpit i přijmout H + ) - voda, methanol Aprotní rozpouštědlo (netečné k protonům) - benzen, tetrachlormethan Autoprotolýza vody Voda je protické rozpouštědlo, je to amfolyt (má amfoterní - obojaký charakter), molekuly vody si vyměňují proton.takto reaguje asi 1 z 55 miliónů molekul H 2 O, čistá voda nepatrně disociuje. Pozn: analogicky lze psát autoprotolýzu libovolného protického rozpouštědla - amoniaku, kyseliny octové,... 2/8

3 4. Lewisova teorie použitelná i v případě tzv aprotních rozpouštědel, tj. takových, jejichž molekuly nejsou schopné vázat ani odštěpovat protony (tekutý oxid siřičitý, benzen aj.). Kyselina látka, která může vázat volný elektronový pár, je jeho akceptorem - příjemcem, má volný - vakantní orbital ( např. BCl 3, AlCl 3, H +, Co 3+ ) Zásada látka, která má volný elektronový pár, je jeho dárcem - donorem ( např. NH 3, H 2 O ) Neutralizace je podle Lewise podmíněná vznikem koordinačně-kovalentní vazby (donor-akceptorové). Lewisova teorie má tedy význam hlavně v oblasti koordinačních sloučenin, kde všechny centrální atomy jsou akceptory el. párů -Lewisovy kyseliny a všechny ligandy jsou donory el. párů čili Lewisovy zásady. Jedná se o nejobecnější a nejširší teorii kyselin a zásad. Pozn.: Lewisovy zásady se shodují s Brönsted. zásadami, neboť látka, která je donorem volného el. páru je i akceptorem protonu. 3/8

4 5. Síla kyselin a zásad Kyselina je tím silnější, čím snadněji odštěpí H +, zásada je tím silnější, čím snadněji H + váže. Čím je zásada (kyselina) silnější, tím slabší je její konjugovaná kyselina (zásada). Konstanta acidity čím je hodnota konstanty acidity menší, tím je kyselina slabší. Slabé kyseliny mají konstantu acidity výrazně menší než jedna. Příklad: Vyjádři konstantu acidity kyseliny dusičné. Konstanta bazicity čím je hodnota konstanty bazicity menší, tím je zásada slabší. Slabé zásady mají konstantu bazicity výrazně menší než jedna. Silné kyseliny (zásady) K A (K B ) 10-2 Středně silné kyseliny (zásady) K A (K B ) 10-4 až 10-2 Slabé kyseliny (zásady) K A (K B ) 10-9 až 10-4 Velmi slabé K A (K B ) 10-9 Orientační určení síly kyslíkatých kyselin porovnáním počtu atomů kyslíku a vodíku velmi slabé kyseliny H n XO n, například HClO, H 3 BO 3 slabé kyseliny H n XO n+1, například H 2 CO 3, HNO 2 silné kyseliny H n XO n+2, například H 2 SO 4, HClO 3, HNO 3 velmi silné kyseliny H n XO n+3, například HClO 4, HMnO 4 Síla bezkyslíkatých kyselin z bezkyslíkatých kyselin jsou nejsilnější kyseliny halogenovodíkové, z nichž je nejsilnější kyselina jodovodíková 4/8

5 Bezkyslíkaté kyseliny kyselina K A pk A fluorovodíková 6, ,2 chlorovodíková 1, ,1 bromovodíková jodovodíková ,5 kyanovodíková 4, ,31 sirovodíková, I. st. 9, ,04 sirovodíková, II. st. 1, ,96 uhličitá, I. st. 4, ,37 uhličitá, II. st. 5, ,25 voda Kyslíkaté kyseliny kyselina K A pk A sírová, I. st. 3, ,4 sírová, II. st. 1, ,98 siřičitá, I. st. 1, ,76 siřičitá, II. st. 5, ,3 dusičná ,3 dusitá 5, ,3 chlorečná chloristá chloritá chlorná 3, ,53 jodičná 1, ,77 jodistá 2, ,55 pentahydrogenjodistá 5, ,29 trihydrogenfosforečná, I.st. 7, ,12 trihydrogenfosforečná, II.st. 6, ,21 trihydrogenfosforečná, III.st. 4, ,32 Organické kyseliny kyselina K A pk A benzoová 6, ,19 citronová, I.st. 7, ,13 chloroctová 1, ,85 trichloroctová ,70 octová 1, ,76 šťavelová, I. st. 5, ,23 šťavelová, II. st. 6, ,19 mravenčí 1, ,75 mléčná 1, ,86 5/8

6 Síla hydroxidů silné hydroxidy jsou hydroxidy alkalických kovů, hydroxidy kovů alkalických zemin a hydroxid thallný zásada K B pk B amoniak 1, ,75 anilin 4, ,37 methylamin 5, ,28 dimethylamin 5, ,23 Ba(OH) 2 2, ,64 Ca(OH) 2 4, ,37 Fe(OH) 2 8, ,08 LiOH 6, ,18 Mg(OH) 2 2, ,59 NaOH 5,8-0,77 Pb(OH) ,5 Zn(OH) 2 1, ,5 Sr(OH) 2 1, ,82 Be(OH) ,3 LiOH 0,66 0,18 6. Vyjadřování kyselosti a zásaditosti látek Měřením bylo zjištěno, že v 10 7 litrech čisté vody je 17,009 g aniontu OH - (1 mol) a 1,008 g kationtu H 3 O + (1 mol), platí tedy [OH - ] = [H 3 O + ] = 1, mol dm -3. Odvození iontového součinu vody Rovnováhu reakce 2 H 2 O <-> H 3 O + + OH - (rovnováha je posunuta ve prospěch molekul vody) popisuje Guldber -Waageuv zákon: K= [H 3O + ] [OH - ] [H 2 O] 2, počet disociovaných molekul vody je zanedbatelný, rovnovážnou koncentraci vody zahrneme do konstanty: K [ H 2 O] 2 =[ H 3 O + ] [OH - ], levou stranu označíme jako novou konstantu: K v =[ H 3 O + ] [OH - ]= = iontový součin vody Součin molárních koncentrací iontů H 3 O + a OH - je za standardních podmínek konstantní (platí v čisté vodě i ve vodných roztocích. Vodné roztoky kyselé [H 3 O + ] > [OH - ] K v = neutrální [H 3 O + ] = [OH - ] K v = zásadité [H 3 O + ] < [OH - ] K v = /8

7 Vodíkový exponent = ph charakterizuje kyselost a zásaditost roztoků byl zaveden, protože počítání se zápornými exponenty je nepraktické ph = - log[h 3 O + ] poh = -log[oh - ] PH + poh = 14 Stupnice ph ph můžeme určit pomocí indikátorů - látky měnící zbarvení v závislosti na ph roztoku např. fenolftalein - zásadité prostředí - fialová univerzálních indikátorových papírků - papírek napuštěný směsí indikátorů kyselé prostředí - červená neutrální prostředí - beze změny bazické prostředí - modrá ph.metrů 7. Hydrolýza solí reakce iontů, vzniklých ionizací solí ve vodě, s molekulami vody příklady ionizace solí při rozpouštění ve vodě: Hydrolýza kationtu kation podlehne hydrolýze, pokud pochází ze slabého hydroxidu M H 2 O MOH + H 3 O +, Al H 2 O Al(OH) H 3 O + dojde ke zvýšení koncentrace H 3 O + v roztoku => zvýšení kyselosti roztoku, pokles ph kyselé prostředí hydrolýzu kationtu brzdí, zásadité podporuje Hydrolýza aniontu anion podlehne hydrolýze, pokud pochází ze slabé kyseliny B - + H 2 O HB + OH -, CN - + H 2 O HCN + OH - dojde ke zvýšení koncentrace OH - v roztoku => zvýšení bazicity roztoku, vzrůst ph kyselé prostředí hydrolýzu aniontu podporuje, zásadité brzdí Hydrolýza soli roztok soli silné kyseliny a silné zásady - nedojde k hydrolýze disociací vzniklého kationtu ani aniontu, roztok má neutrální reakci roztok soli silné kyseliny a slabé zásady - dojde k hydrolýze kationtu, roztok má kyselou reakci roztok soli slabé kyseliny a silné zásady - dojde k hydrolýze aniontu, roztok má zásaditou reakci například 7/8

8 8. Příklady 8.1. Napiš rovnice disociace, pojmenuj vzniklé ionty a) kyseliny chlorovodíkové b) kyseliny trihydrogenfosforečné c) kyseliny sírové d) hydroxidu vápenatého e) hydroxidu barnatého f) selenanu draselného g) síranu hlinitého h) hydrogeuhličitanu vápenatého i) fosforečnanu draselného 8.2. Podle hodnot konstant acidity uvedené v tabulce seřaď uvedené kyseliny podle rostoucí síly: H 3 PO 4, H 2 SO 3, H 2 S, H 2 CO 3, HI, HF, HCN, CH 3 COOH 8.3. Podle hodnot konstant bazicity uvedených v tabulce seřaď uvedené hydroxidy podle klesající zásaditosti: Pb(OH) 2, Mg(OH) 2, Ba(HO) 2, Fe(OH) 2, Zn(OH) 2, Sr(OH) 2, Be(OH) 2, Ca(OH) Doplň tabulku a) roztok 1 b) roztok 2 c) 0,1 M roztok HCl [H 3 O + ] [OH - ] ph d) 0,05 M roztok H 2 SO 4 e) 0,01 M roztok KOH f) 0,05 M roztok HCl g) 0,05 M roztok Ba(OH) 2 8/8

Podobné dokumenty

REAKCE: 1) ACIDOBAZICKÉ Acidum = kyselina Baze = zásada. Využití: V analytické kvantitativní chemii v odměrné analýze

KYSELINY A ZÁSADY 1 REAKCE: 1) ACIDOBAZICKÉ Acidum = kyselina Baze = zásada Využití: V analytické kvantitativní chemii v odměrné analýze A) ALKALIMETRIE = odměrný roztok je zásada B) ACIDIMETRIE = odměrný