AUTOR: Ing. Ladislava SemerádováANOTACE: Výukový materiál je určen pro studenty 1.ročníku SŠ. Může být použit při výkladu protolytických reakcí
KLÍČOVÁ SLOVA: teorie kyselin a zásad, disociační konstanta
Protolytické reakceVY-32-INOVACE-CHE-116
Protolytické reakce
• Protolytické reakce se uskutečňují mezi kyselinami a zásadami
• Existuje několik teorii, které nám pojem kyselina a zásada definují
Arheniova teorie kyselin a zásad
kyseliny jsou látky, které odštěpují proton H+
zásady jsou látky, které odštěpují hydroxylovou skupinu OH-.Pouze pro vodná prostředí
• Tato teorie je nedostačující, ovšem u řady látek je platná.
2.Broönsted - Lowry teorie kyselin a zásad
kyselina – částice schopná odštěpovat proton H+
zásada (báze) – částice schopná vázat proton H+
Konjugovaný pár – dvojice částic, které se liší pouze o proton
• Kyselina je donorem protonu, zásada akceptorem protonu
• Během protolytické reakce dochází k výměně protonů mezi kyselinou a zásadou za vniku nové zásady a kyseliny
konjugovaný pár 2
• HA + B A- + HB+ kyselina zásada zásada kyselina 1 2 1 2
konjugovaný pár 1
Disociace kyselin a zásad ve vodě
• voda patří mezi tzv. amfoterní látky• Amfoterní látky - látky, které se mohou chovat
jako kyselina nebo jako zásada• disociace je protolytická reakce s vodou, při
které vznikají ionty• jedná se o velmi rychlou zvratnou reakci, která
vede k ustavení disociační rovnováhy
Reakce HCl s vodou konjugovaný pár 2
• HCl + H2O Cl- + H3O+ kyselina zásada zásada kyselina 1 2 1 2
konjugovaný pár 1
Reakce NH3 s vodou
• H2O + NH3 → OH- + NH4+
kyselina zásada zásada kyselina 1 2 1 2
Disociační konstanta KA
• Při elektrolytické disociaci kyseliny ve vodě dojde k ustavení disociační rovnováhy
• HCl + H2O ↔ Cl- + H3O+
• Rovnovážná konstanta• KA = c(Cl-) . C(H3O+)• c(HCl) . C( H2O) C( H2O) = 1 • disociační konstanta kyseliny• KA = [Cl- ].[H3O+] • [HCl]
Hodnota KA a síla kyseliny• pro posouzení síly kyselin či zásad• se může použít následující orientační kritérium :
< 10-9 velmi slabá HClO, H3BO3
10-3 – 10-9 slabá CH3COOH, H2CO3
> 10-3 silná H2SO4, HCl, NaOH
Kyselé, zásadité a neutrální roztoky
• Ve vodě probíhá tzv. autoprotolýza, při níž reagují dvě molekuly téže látky amfoterního charakteru, za vzniku nové kyseliny a zásahy
• H2O + H2O H3O+ + OH-
• Rovnováha je však výrazně posunuta směrem ke vzniku molekul vody
• Takto spolu reaguje jen velmi malé množství molekul vody
• Kc = c(H3O+). c(OH-)
• c(H2O)2
• Koncentrace molekul H2O je velmi velká, proto lze zapsat
• c(H2O)2 = 1
• Z rovnovážné konstanty nám vznikne iontový součin vody Kv
• Kv =c(H3O+). c(OH-) = 10-14 mol2/l2
• Platí c(H3O+) =c(OH-) = 10-7 mol/l
Stupnice pH
pH = -log c(H3O+)
• Popisuje míru kyselosti a zásaditosti roztoků• Matematická operace – log převádí hodnoty
koncentrace vodíkových iontů do kladných celých čísel
• pH = -log 10-7 = 7
C(H3O+)
mol/l
C(OH-)mol/l
Kv=C(H3O+).c(OH-)Mol2/l2
pH =-log (H3O+)
Kyselý/zásaditý
10-1 10-13 10-14 1 K
10-2 10-12 10-14 2 k
10-3 10-11 10-14 3 k
10-4 10-10 10-14 4 k
10-5 10-9 10-14 5 K
10-6 10-8 10-14 6 k
10-7 10-7 10-14 7 Neutrální
10-8 10-6 10-14 8 Z
10-9 10-5 10-14 9 Z
10-10 10-4 10-14 10 Z
10-11 10-3 10-14 11 Z
10-12 10-2 10-14 12 Z
10-13 10-1 10-14 13 Z
10-14 100 10-14 14 z
Acidobazické indikátory
• látky, jejichž barva se mění v závislosti na pH prostředí.
• jsou to organické kyseliny nebo zásady, u nichž se liší barva disociované a nedisociované formy.
• využívají se převážně k určení konce titrace (bodu ekvivalence) při neutralizačních titracích, ovšem
• jsou užívány i pro orientační stanovení pH roztoků.
• Vypočtěte látkovou koncentraci oxoniových kationtů c (H3O+) a hodnotu pH je-li látková koncentrace hydroxylových aniontů c (OH-)
• c (H3O+) pH
• A) 10-1 mol/l• B) 10-7 mol/l• C) 10-12 mo/l
• Rozhodněte, který z následujících roztoků je neutrální, kyselý či zásaditý
• A) c (H3O+) = 10-4 mol/l
• B)c(OH-) = 10-6 mol/l• C)pH = 7• D)c (H3O+) = 10-11 mol/l
POUŽITÉ ZDROJE:
www.glassschool.cz
DUŠEK, Bohuslav a Vratislav FLEMR. Obecná a anorganická chemie pro gymnázia. SPN, 2007. ISBN 80-7235-369-1.
Klouda P. Obecná a anorganická chemie. třetí. Ostrava: Pavel Klouda, Ostrava, 2004. ISBN 80-86369-10-2.
