CZ.1.07/1.5.00/ Zkvalitnění výuky prostřednictvím ICT. Protolytické děje VY_32_INOVACE_18_15. Mgr. Věra Grimmerová.

Rozměr: px

Začít zobrazení ze stránky:

Download "CZ.1.07/1.5.00/34.0802 Zkvalitnění výuky prostřednictvím ICT. Protolytické děje VY_32_INOVACE_18_15. Mgr. Věra Grimmerová. grimmerova@gymjev."

Marie Burešová
před 8 lety
Počet zobrazení:

1 Průvodka Číslo projektu Název projektu Číslo a název šablony klíčové aktivity CZ.1.07/1.5.00/ Zkvalitnění výuky prostřednictvím ICT III/2 Inovace a zkvalitnění výuky prostřednictvím ICT Příjemce podpory Gymnázium, Jevíčko, A. K. Vitáka 452 Název DUMu Název dokumentu Pořadí DUMu v sadě 15 Vedoucí skupiny/sady Protolytické děje Datum vytvoření Jméno autora autora Ročník studia 1. Předmět nebo tematická oblast VY_32_INOVACE_18_15 Mgr. Věra Grimmerová Mgr. Věra Grimmerová grimmerova@gymjev.cz Chemie Výstižný popis způsobu využití materiálu ve výuce Materiál obsahuje prezentaci, která je využitelná ve výuce chemie v 1. ročníku gymnázia. Inovace: mezipředmětové vztahy s fyzikou, využití ICT, mediální techniky.

2 Zkvalitnění výuky prostřednictvím ICT reg. č.: CZ.1.07/1.5.00/

3 PROTOLYTICKÉ DĚJE Autor: V. Belkhir, licence Creative Commons licence CC

4 PROTOLYTICKÉ DĚJE jsou děje, při nichž dochází k přenosu vodíkového kationu H + a ustavuje se při nich protolytická rovnováha dvojice látek, které se vzájemně liší o H +, se nazývá konjugovaný pár např. HCl + H 2 O H 3 O + + Cl - 1. konjugovaný pár: HCl a Cl - 2. konjugovaný pár: H 2 O a H 3 O +

5 mezi protolytické děje patří: 1) disociace štěpení látek na ionty např. HBr + H 2 O H 3 O + + Br - 2) acidobazické reakce reakce mezi kyselinami a zásadami např. HCl + KOH H 2 O + KCl

6 Disociace reakce, při níž se látka ve vodě štěpí na ionty vodné roztoky, které obsahují ionty rozpuštěné látky, se nazývají elektrolyty a vedou elektrický proud v silných elektrolytech (např. roztoky HCl, HNO 3, H 2 SO 4, NaOH, KOH) probíhá úplná disociace, ve slabých elektrolytech částečná disociace (ne všechny molekuly se rozštěpí)

7 Disociace reakce, při níž se látka ve vodě štěpí na ionty vodné roztoky, které obsahují ionty rozpuštěné látky, se nazývají elektrolyty a vedou elektrický proud v silných elektrolytech (např. roztoky HCl, HNO 3, H 2 SO 4, NaOH, KOH) probíhá úplná disociace, ve slabých elektrolytech částečná disociace (ne všechny molekuly se rozštěpí)

8 veličina, která udává míru štěpení látek, se nazývá disociační stupeň α α = c c c látková koncentrace disociovaných molekul [mol/dm 3 ] c celková koncentrace látky [mol/dm 3 ] α 1

9 silné elektrolyty mají α = 1 α = K c K disociační konstanta elektrolytu c koncentrace roztoku [mol/dm 3 ] α disociační stupeň

10 Acidobazické reakce reakce mezi kyselinami a zásadami Teorie kyselin a zásad: 1) Arrheniova teorie (1887) (Arrhenius švédský chemik) ki/file:arrhenius2.jpg, licence PD Kyselina je látka, která odštěpuje ve vodných roztocích H + Zásada je látka, která odštěpuje ve vodných roztocích OH -

11 HCl H + + Cl - NaOH Na + + OH - H 2 SO 4 2H + + SO 4 2- Ca(OH) 2 Ca OH - HSO 4 - H + + SO 4 2- Al(OH) 3 Al OH - Nevýhodou Arrheniovy teorie je, že platí pouze pro vodné roztoky!!!

12 2) Brönstedova teorie (1923) (Brönsted dánský chemik) Kyselina - látka, která je schopna odštěpit H + (je to donor H + ) HCl + H 2 O H 3 O + + Cl - annes_br%c3%b8nsted.jpg, licence PD

13 Podle Brönstedovy teorie se některé látky mohou chovat někdy jako kyseliny a jindy jako zásady (v závislosti na reakčním prostředí) mají tzv. amfoterní charakter (H 2 O, NH 3, HSO 4-, H 2 PO 4 - ) Tato teorie je nejpoužívanější a nejuznávanější!!!

14 3) Lewisova teorie (1938) (Lewis americký chemik) Kyselina látka, která je schopna přijímat elektronový pár (akceptor el. páru) např. BF 3 (přijme-li el. pár od F -, vznikne tetrafluoroboritanový anion BF 4- ) BF 3 + F - BF 4 -

15 Zásada látka, která poskytuje elektronový pár (donor el. páru) např. NH 3 - poskytuje el. pár při vzniku NH 4+ : NH 3 + H + NH 4 + Tato teorie je vhodná i pro nevodné roztoky. Kyselinou nebo zásadou může být i pevná látka.

16 Síla kyselin a zásad kyselina je tím silnější, čím snadněji odštěpí H + zásada je tím silnější, čím snadněji H + přijme sílu kyselin a zásad udává disociační konstanta, jejíž hodnotu můžeme najít v tabulkách nebo odvodit podle rovnice disociace:

17 HA + H 2 O H 3 O + + A - kyselina [H 3 O + ]. [A - ] K A = [HA] disociační konstanta kyseliny

18 B + H 2 O HB + + OH - báze (zásada) K B = [HB + ]. [OH - ] [B] disoc. konstanta zásady

19 s rostoucí K A se zvyšuje síla kyseliny a s rostoucí K B se zvyšuje síla zásady. obecně platí, že nejslabší jsou ty kyseliny, které mají shodný počet atomů H a O. Nejsilnější jsou ty kyseliny, které mají poměr vodíku a kyslíku v molekule 1:4.

20 velmi slabé kyseliny HnXOn např. HClO, H 3 BO 3, H 4 SiO 4 slabé kyseliny HnXO(n+1) např. H 2 CO 3, H 3 PO 4, HNO 2, H 2 SO 3 silné kyseliny HnXO(n+2) např. HNO 3, H 2 SO 4, HClO 3 velmi silné kyseliny HnXO(n+3) např. HClO 4, HMnO 4

21 Sytnost kyselin Kyseliny, které jsou schopny odštěpovat více H + (H 2 SO 4, H 3 PO 4 ), se nazývají vícesytné kyseliny. H 2 SO 4 H 3 PO 4 dvojsytná kyselina trojsytná kyselina

22 Autoprotolýza je reakce dvou molekul téže látky, kdy jedna molekula se chová jako kyselina a druhá jako zásada (využívají se jako rozpouštědla): H 2 O + H 2 O H 3 O + + OH - oxoniový hydroxidový kation anion

23 Rovnovážná konstanta vody: [H 3 O + ]. [OH - ] [H 3 O + ]. [OH - ] K = = [H 2 O]. [H 2 O] [H 2 O] 2 Disociační konstanta vody: K. [H 2 O] 2 = [H 3 O + ]. [OH - ] - nazývá se též iontový součin vody..kv Kv = [H 3 O + ]. [OH - ]

24 Iontový součin vody je součin molárních koncentrací H 3 O + a OH - a jeho hodnota je za standardních podmínek konstantní Bylo zjištěno, že při t = 25 o C je [H 3 O + ] = 10-7 mol/dm 3. [H 3 O + ] = [OH - ] Kv = = [mol 2 /dm 6 ] Hodnota Kv se mění v závislosti na teplotě!

25 Kyselost a zásaditost vodných roztoků Kyselost vodných roztoků způsobují kationty H 3 O +, zásaditost vodných roztoků anionty OH -. Obsahuje-li vodný roztok stejnou koncentraci H 3 O + a OH -, je neutrální.

26 Míru kyselosti a zásaditosti udává vodíkový exponent ph. Tuto veličinu definoval dánský chemik Sörensen jako záporný dekadický logaritmus koncentrace H 3 O +. ph = - log [H 3 O + ]

27 Stupnice ph Autor: PatríciaR, licence Reative Commons licence CC

28 Příklady ph roztoků Autor: Edward Stevens, licence Creative Commons licence CC

29 Indikátory Kyselost a zásaditost vodných roztoků dokazujeme indikátory (tj. látkami, které reagují na změnu ph změnou zbarvení). Indikátory jsou většinou organické látky se složitou strukturou, například: methyloranž, methylčerveň, lakmus, fenolftalein, bromthymolová modř atd.

31 Methylčerveň Autor: Adam 001d, licence Creative Commons owa.jpg?uselang=cs, licence CC

32 Důkaz ph kyselého vodného roztoku

33 Důkaz ph zásaditého vodného roztoku

34 Důkaz ph kyselých, neutrálních a zásaditých vodných roztoků pomocí methyloranže Autor: Rubashkyn, licence Creative Commons licence CC

35 V laboratoři se často používají k orientačnímu zjištění ph univerzální indikátorové papírky (jsou napuštěny směsí indikátorů, v kyselině se zbarvují červeně, v zásadě modře). g?uselang=cs, licence PD

36 K přesnému určení ph se používají přístroje ph-metry. licence PD

37 Neutralizace je reakce kyseliny a zásady za vzniku soli a vody podstatou je reakce: H 3 O + + OH - 2H 2 O HCl + NaOH H 2 O + NaCl H 2 SO 4 + 2KOH 2H 2 O + K 2 SO 4

38 Hydrolýza solí je reakce kationtu nebo aniontu soli s vodou vznikají přitom ionty H 3 O + nebo OH -, což ovlivňuje výsledné ph daného roztoku kation silné zásady a anion silné kyseliny s vodou nereagují, zůstávají v roztoku v podobě iontů!!!!!

39 Hydrolýza soli silné kyseliny a slabé zásady (NH 4 Cl) NH 4 Cl + H 2 O NH 3 + Cl - + H 3 O + - výsledný roztok bude kyselý díky přítomnosti H 3 O +

40 Hydrolýza soli silné zásady a slabé kyseliny (K 2 S) K 2 S + H 2 O 2K + + HS - + OH - - výsledný roztok bude zásaditý díky OH -.

41 Hydrolýza soli silné kyseliny a silné zásady (NaCl) NaCl + H 2 O Na + + Cl - + H + + OH - - výsledný roztok zůstane neutrální, protože H + a OH - jsou v rovnováze

42 Hydrolýza soli slabé kyseliny a slabé zásady (NH 4 ) 2 S (NH 4 ) 2 S + 3H 2 O 2NH 3 + 2H 3 O + + HS - + OH - - výsledný roztok může být kyselý nebo neutrální nebo zásaditý, záleží na síle příslušné kyseliny nebo zásady.

43 Seznam použité literatury a pramenů: Vacík,J. a kol.: Chemie I. Praha: SPN, s. ISBN X. Kosina,L. Šrámek,V.: Obecná a anorganická chemie. Olomouc: FIN, s. ISBN Honza,J. Mareček,A.: Chemie pro čtyřletá gymnázia 1 díl. Olomouc: Nakladatelství Olomouc, s. ISBN Autor: V. Belkhir, licence Creative Commons ang=cs, licence CC (cit ) Autor: PatríciaR, licence Reative Commons licence CC (cit ) Autor: Edward Stevens, licence Creative Commons licence CC (cit )

44 Autor: Rubashkyn, licence Creative Commons =cs, licence CC (cit ) Autor: Adam 001d, licence Creative Commons ang=cs, licence CC (cit ) licence PD (cit ) licence PD (cit ) licence PD (cit ) licence PD (cit ) Ostatní necitované objekty (užité v tomto DUM) jsou dílem autora. Materiál je určen pro bezplatné užívání pro potřebu výuky a vzdělávání na všech typech škol a školských zařízení. Jakékoliv další využití podléhá autorskému zákonu. Dílo smí být dále šířeno pod licencí CC BY-SA.

Podobné dokumenty

Moravské gymnázium Brno s.r.o. RNDr. Miroslav Štefan. Chemie obecná síla kyselin a zásad. Datum tvorby 11.12.2013

Číslo projektu CZ.1.07/1.5.00/34.0743 Název školy Autor Tematická oblast Ročník Moravské gymnázium Brno s.r.o. RNDr. Miroslav Štefan Chemie obecná síla kyselin a zásad 1. ročník Datum tvorby 11.12.2013