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 roztok je kyselina INDIKÁTOR: látka měnící barvu v závislosti na koncentraci H + v roztoku Př) fenolftalein: v kyselém je bezbarvý, v zásaditém je fialový 2
REAKCE: 2) NEUTRALIZAČNÍ Reakce kyseliny a zásady, vzniká sůl a voda (zavádějící, vzniklý roztok nemusí být nutně neutrální) 3) PROTOLYTICKÉ Vyměňuj si mezi sebou protony. Protolyt = elektrolyt: - účastní se reakce protolytické - molekula se při rozpouštění štěpí (disociuje) na ionty a dokáže vést elektrický proud - Je schopný odštěpit či vázat proton (H + ) 3
teorie: 1) ARHENIOVA KYSELINA: Látka schopná odštěpit proton (H + ) ve vodném roztoku Roztok obsahuje více H + než OH - Disociuje na H + a příslušné anionty HBr H + + Br - H 2 SO 4 2 H + + SO 4 2- HNO 3 H + + NO 3-4
teorie: 1) ARHENIOVA ZÁSADA: Látka schopná vytvořit ve vodném roztoku anionty (OH) - Roztok obsahuje více (OH) - než H + Disociuje na hydroxylové anionty a příslušné kationty NaOH Na + + OH - CaOH 2 Ca 2+ + 2 OH - LiOH Li + + OH - 5
teorie: 1) ARHENIOVA Odštěpit = nechat se odtrhnout rozpouštědlem Př) polární rozpouštědlo je voda: Částečný parciální náboj - kladný δ + H δ + H O δ - Částečný parciální náboj - záporný H Částečný parciální náboj - kladný Proton H + se orientuje k částečnému zápornému náboji H + Br - O + H 2 O + H + H 3 O + H + Oxoniový kation H Koordinační vazba 6
teorie: 1) ARHENIOVA NEDOSTATKY: a) Proton se sám v roztoku nevyskytuje, ale vzniká oxoniový kation. b) Zásadou je i látka, která nemá OH - př) Na 2 CO 3, NH 3 c) Kyselý roztok vytváří i NH 4 Cl a neobsahuje H + 7
Neutralizace: příklady 1) Jakou koncentraci má roztok hydroxidu sodného, jestliže na titraci 10 ml tohoto roztoku bylo spotřebováno 15 ml 0,5 molární kyseliny sírové? I) 2 NaOH + 1 H 2 SO 4 2 H 2 O +Na 2 SO 4 Označení 2 Označení 1 c 2 (NaOH) = x mol.l -1 c 1 (H 2 SO 4 ) = 0,5 mol.l -1 V 2 (NaOH) = 10 ml = 0,01 l V 1 (H 2 SO 4 ) = 15 ml = 0,015 l c 1. V 1 = c 2. V 2 γ 1 γ 2 c 2 = c 1. V 1. γ 2 Stechiometrický koeficient c 2 = (0,5). 0,015). 2 1. 0,01 c 2 = 1,5 mol.l -1 γ 1. V 2 Roztok hydroxidu sodného má koncentraci 1,5 mol.l -1. 8
Neutralizace: příklady 1) Jakou koncentraci má roztok hydroxidu sodného, jestliže na titraci 10 ml tohoto roztoku bylo spotřebováno 15 ml 0,5 molární kyseliny sírové? II) 2 NaOH + 1 H 2 SO 4 2 H 2 O +Na 2 SO 4 Označení 2 Označení 1 c 2 (NaOH) = x mol.l -1 c 1 (H 2 SO 4 ) = 0,5 mol.l -1 V 2 (NaOH) = 10 ml = 0,01 l V 1 (H 2 SO 4 ) = 15 ml = 0,015 l c 1 = n 1 / V 1 n 1 = c 1. V 1 n 1 = 0,5. 0,015 n 1 = 0,0075 mol n 2 (NaOH) = 2. n 1 (H 2 SO 4 ) n 2 (NaOH) = 2. 0,0075 n 2 (NaOH) = 0,015 mol c 2 = n 2 / V 2 c 2 = 0,015 / 0,01 c 2 = 1,5 mol.l -1 Roztok hydroxidu sodného má koncentraci 1,5 mol.l -1. 9
Neutralizace: příklady 2) Jakou koncentraci má roztok hydroxidu sodného, jestliže na titraci 15 ml tohoto roztoku bylo spotřebováno 20 ml 2,5 molární kyseliny sírové? II) 2 NaOH + 1 H 2 SO 4 2 H 2 O +Na 2 SO 4 Označení 2 Označení 1 c 2 (NaOH) = x mol.l -1 c 1 (H 2 SO 4 ) = 2,5 mol.l -1 V 2 (NaOH) = 15 ml = 0,015 l V 1 (H 2 SO 4 ) = 20 ml = 0,02 l c 1 = n 1 / V 1 n 1 = c 1. V 1 n 1 = 2,5. 0,02 n 1 = 0,05 mol n 2 (NaOH) = 2. n 1 (H 2 SO 4 ) n 2 (NaOH) = 2. 0,05 n 2 (NaOH) = 0,1 mol c 2 = n 2 / V 2 c 2 = 0,1 / 0,015 c 2 = 6,667 mol.l -1 Roztok hydroxidu sodného má koncentraci 6,667 mol.l -1. 10
Neutralizace: příklady 3) Kolik gramů NaOH potřebujeme navážit na přípravu 500 ml roztoku o koncentraci 0,2 mol.l -1? c (NaOH) = 0,2 mol.l -1 V (NaOH) = 500 ml = 0,5 l M (NaOH) = 40 g.mol-1 m (NaOH) = x g c = n / V n = m / M c = m / V. M m= c. V. M m= 0,2. 0,5. 40 m= 4,0 g NaOH Na přípravu 500 ml roztoku NaOH potřebujeme navážit 4,0 g. 11
teorie: 2) BRÖNSTED-LOWRYHO KYSELINA: Látka schopná odštěpit proton ve formě H + Je donorem = dárcem protonů Značí se HA ZÁSADA: Látka schopná vytvořit přijmout protony H + Je akceptrorem = příjemcem protonů Značí se B Protolytické reakce: Vyměňují se mezi sebou proton ve formě H +. 12
KONJUGOVANÉ PÁRY Dvojice tvořená kyselinou a zásadou, která z kyseliny vznikne po odštěpení protonu. Členové konjugovaného páru se vzájemně liší o proton. HA + B HB + + A - K1 Z2 K2 Z1 HB + = Brönstedova kyselina odvozená od zásady B A - = Brönstedova zásada odvozená od kyseliny HA 13
KONJUGOVANÉ PÁRY H 2 O + NH 3 NH 4 + + OH - K1 Z1 Z2 K2 HCl + H 2 O H 3 O + + Cl - AMFIPROTOVNÍ LÁTKA: chováse jako kyselina i jako zásada, dle prostředí. Přijímái odštěpuje proton. (amfoterní látka) K1 Z2 K2 Z1 14
ROZDĚLENÉ ROZPOUŠTĚDEL: AMFIPROTNÍ Přijímají i odštěpují protony, voda PROTICKÁ A) PROTOFILNÍ: přijímají protony (zásady) B) PROTOGENNÍ: odštěpují protony (kyseliny) APROTICKÁ Neodštěpují a ani nepřijímají protony 15
AUTOPROTOLÝZA = AUTOIONIZACE Podléhají ji amfiprotní látky Reakce mezi dvěma molekulami amfiprotní látky za vzniku kyseliny a zásady. H 2 O + H 2 O H 3 O + + OH - K1 Z2 K2 Z1 NH 3 + NH 3 NH 4 + + NH 2 - K1 Z2 K2 Z1 16
teorie: 3) LEWISOVA nejobecnější VYTVÁŘÍ SE DONORAKCEPTOROVÁ VAZBA KYSELINA: Látka schopná přijmout volný elektronový pár do svých volných orbitalů = AKCEPTOR Př) kationty kovů, elektrofilníčástice, víceatomové kationty, elektroneutrální atomy s volnými orbitaly na centrálním atomu BCl 3, Fe 3+, PCl 5 17
teorie: 3) LEWISOVA nejobecnější VYTVÁŘÍ SE DONORAKCEPTOROVÁ VAZBA ZÁSADA: Látka schopná poskytovat volný elektronový pár volných = DONOR: obsahuje min. jeden volný elektronový pár Př) anionty, elektroneutrální atomy s volným elektronovým párem voda, amoniak 18
teorie: 3) LEWISOVA BF 3 + E [BF 4 ] - Kys. Lew. Zás. Lew. Má volný elektronový pár Cu 2+ + 4 NH 4 + [Cu(NH 3 ) 4 ] 2+ Kys. Lew. Zás. Lew. 19
SÍLA KYSELIN A ZÁSAD Některé kyseliny předají svůj proton zásadě snadněji. Kyselina: čím snadněji proton štěpí, tím silnější. Zásada: čím snadněji proton váže, tím silnější. SILNÁ kyselina: její konjugovaná zásada velmi SLABÁ. SILNÁ zásada: její konjugovaná kyselina velmi SLABÁ. Ot: Jak popisujeme sílu kyselin? 20
SÍLA KYSELIN A ZÁSAD ROVNOVÁŽNÁ KONSTANTA K (DISOCIAČNÍ) H 2 O + HA H 3 O + + A - K = [H 3 O + ]. [A - ] [H 2 O]. [HA] Koncentrace vody se ve zředěných roztocích nemění, zahrne se do K K A = [H 3 O + ]. [A - ] [HA] K A : konstanta acidity: čím je K A menší, tím je slabší kyselina. 21
Síla kyselin Silné kyseliny v roztocích disociují téměř ze 100% K a > 10-2 pk a < 2 Středně silné kyseliny- v roztocích jsou srovnatelné koncentrace nedisociovaných kyselin a vzniklých iontů K a 10 4 ; 10 2 Slabé kyseliny - v roztocích téměř nedisociují K a < 10-4 pk a > 4 22
Síla zásad Silné zásady v roztocích disociují téměř ze 100% K b > 10-2 pk b < 2 Středně silné zásady- v roztocích jsou srovnatelné koncentrace nedisociovaných kyselin a vzniklých iontů K b 10 4 ; 10 2 Slabé zásady - v roztocích téměř nedisociují K b < 10-4 pk b > 4 23
SÍLA KYSELIN A ZÁSAD Obecně platí: a) kyslíkaté kyseliny: 1) VELMI SLABÉ KYSELINY: Stejný počet O a H H n XO n př) HClO, H 3 BO 3 2) SLABÉ KYSELINY: jiný počet O a H H n XO n+1 př) H 2 CO 3, H 3 PO 4 3) SILNÉ KYSELINY: jiný počet O a H H n XO n+2 př) H 2 SO 4, HNO 3 4) VELMI SILNÉ KYSELINY jiný počet O a H H n XO n+3 př) HClO 4, HMnO 4 24
SÍLA KYSELIN A ZÁSAD Obecně platí: b) bezkyslíkaté kyseliny HI > HBr > HCl > HF 25
VYJADŘOVÁNÍ KYSELOSTI A ZÁSADITOSTI, JEDNOTKA ph Autoprotolýza vody: H 2 O + H 2 O H 3 O + + OH - Autoprotolytická autoionizační rovnováha K r = K = K V + [ H O ] [ OH ] 3. r [ H O] 2 r 2 r r [ H O] 2 2 r Počet disociovaných molekul vody je zanedbatelný IONTOVÝ SOUČIN VODY K V K V [ ] [ ] + H O OH r =. 3 r 26
VYJADŘOVÁNÍ KYSELOSTI A ZÁSADITOSTI, JEDNOTKA ph Molárníkoncetraceiontůvzniklých autoprotolýzouvody je rovna 10-7 mol/l. K V [ ] [ ] + H O OH r =. 3 K v = 10-7. 10-7 K v = 10-14 r Při t = 25 C má K V hodnotu 1.10-14, pk V = 14 (p = -log) Kyselé roztoky Neutrální roztoky [ H ] [ ] + > OH 3 O [ H ] [ ] + = OH 3 O Zásaditéroztoky [ H ] [ ] + < OH 3 O 27
VYJADŘOVÁNÍ KYSELOSTI A ZÁSADITOSTI, JEDNOTKA ph Koncentrace (H 3 O + ) se vyjadřuje pomocí Sorensenova vodíkového exponentu ph c = 10 -ph ph = záporný dekadický logritmus koncentrace oxonoiových kationtů [ ] + ph = log H O 3 Kyselé roztoky ph < 7 Neutrální roztoky ph = 7 Zásadité roztoky ph > 7 28
JEDNOTKA ph př 1) Vypočítej ph 0,1 molárního roztoku HCl c (HCl) = 0,1 mol/l ph= -log c (H 3 O + ) ph = - log 0,1 ph = 1 Pzn. HCl je jednosytná kyselina. 29
JEDNOTKA ph př2) Vypočítej ph 0,08 molárního roztoku H 2 SO 4 c (H 2 SO 4 )= 0,08 mol/l ph= -log c (H 3 O + ).2 ph = - log (0,108.2) ph = - log 0,16 ph = 0,8 Pzn. Kyselina sírová je dvojsytná kyselina!!! 30
JEDNOTKA ph př 3) Vypočítej ph 0,025 molárního roztoku NaOH c (NaOH) = 0,025 mol/l c (OH - ) = 0,025 mol/l poh= -log c (OH - ) poh = - log 0,025 poh = 1,6 14 = ph+ poh ph = 14 poh ph = 14 1,6 ph= 12,4 31
Sytnost kyselin 1) Jednosytná: HCl 2) Dvojsytná: H 2 SO 4 3) Trojsytná: H 3 PO 4 32
Hydrolýza solí Při rozpouštění solí ve vodě dojde k jejich ionizaci. (disociace: štěpení na ionty) NaCl Na + + Cl - = reakce solí s vodou 33
Hydrolýza solí Reagují-li KATIONTY soli s vodou za vzniku nedisociovaného HYDROXIDU, je výsledkem zvýšení koncentrace H 3 O + iontů. Roztok se okyselí. NH 4 + + H 2 O NH 3 + H 3 O + Reagují-li ANIONTY soli s vodou za vzniku nedisociované kyseliny, je výsledkem zvýšení koncentrace OH - iontů. Roztok je zásaditý. CN - + H 2 O HCN + OH - 34
Hydrolýza solí Jsou-li ionty, vzniklé rozpuštěním soli ve vodě stabilní je roztok soli neutrální. Stabilní jsou soli: 1. Silných kyselin a silných zásad NaCl nepodléhají hydrolýze, jsou neutrální 2. Slabých kyselin a slabých zásad NH 4 HCO 3 jsou neutrální CH 3 COONH 4 NH 4 + + CH 3 COO - 35
Hydrolýza solí Další druhy solí: 3. Sůl slabékyseliny a silnézásady Př. Na 2 CO 3 2 Na + + CO 3 2 Na + - stabilní CO 3 2 nestabilní- podléhá hydrolýze CO 3 2 + H 2 O HCO 3 2- + OH - OH - - způsobuje zásaditost roztoku 36
Hydrolýza solí 4. Sůl silnékyseliny a slabézásady Př. NH 4 Cl NH 4+ + Cl NH 4+ - nestabilní - podléhá hydrolýze Cl - stabilní NH 4+ + H 2 O NH 3 + H 3 O + H 3 O + - způsobuje kyselost roztoku 37