CH16 - Acidobazické reakce Mgr. Aleš Chupáč, RNDr. Yvona Pufferová

Gymnázium, Havířov-Město, Komenského 2, p.o.

Tento projekt je spolufinancován Evropským sociálním fondem a státním rozpočtem České republiky.

Tato prezentace vznikla na základě řešení projektu OPVK, registrační číslo: CZ.1.07/1.1.24/01.0114 s názvem „PODPORA CHEMICKÉHO A FYZIKÁLNÍHO

VZDĚLÁVÁNÍ NA GYMNÁZIU KOMENSKÉHO V HAVÍŘOVĚ“

Soubor prezentací: CHEMIE PRO I. ROČNÍK GYMNÁZIA

Acidobazické reakce (protolytické)

• Reakce kyselin a zásad (bází)• Přenášenou částicí je proton – kation vodíku H+

• Podstatou acidobazických (protolytických) dějů je výměna protonů (kationtů vodíku) mezi kyselinou a zásadou za vzniku nové kyseliny a nové zásady.

• Tři teorie – Arrheniova, Brönstedova a Lewisova

Arrhenius Brönsted Lewis

Kyselina Donor H+ Donor H+ Akceptor e--páru

Báze (zásada) Donor OH- Akceptor H+ Donor e--páru

Historie teorií kyselin a zásad

• Boyle: kyselina je látka chutnající kysele, se zásadami poskytující soli;

zásada je látka mající chuť podobnou jako mýdlo, s kyselinami poskytující soli

• Lavoisier: kyseliny obsahují kyslík (vznik: oxid nekovu + voda); zásady: oxid kovu + voda

• Liebig: kyseliny obsahují H, který lze nahradit kovem

Úloha

• Jmenujte nějaké kyseliny nebo zásady, které znáte.

• Která kyselina je součástí žaludečních šťáv?

• Jak poskytnete první pomoc při poleptání kyselinou nebo zásadou?

• Znáte symbol pro nebezpečné žíraviny?

• Jak správně ředit kyselinu/zásadu?

• Při ředění kyselin se teplota zvyšuje/snižuje?

1. Arrheniova teorie kyselin a zásad

• (1887) švédský chemik S. Arrhenius• kyselina – látka schopná odštěpit ve vodném roztoku proton (H+)

HCl H+ + Cl- obecně: HB H+ + B-

• zásada - látka schopná odštěpit ve vodném roztoku hydroxidový anion OH-

KOH K+ + OH- obecně: ZOH Z+ + OH-

Ca(OH)2 Ca 2++ 2 OH-

obr. č.1 S. Arrhenius

Neutralizace

• Neutralizace - reakce kyseliny a zásady za vzniku soli kyseliny a vody

• reakce H+ + OH- H2O a reakce K+ + Cl- KCl

KOH + HCl KCl + H2O

Výhody x nevýhody

• jednoduchá a názorná, ale nedostatečná.

Nedostatečnost:

• typický zásaditý charakter mají i některé látky, které ve své molekule vůbec neobsahují skupinu OH;

• volné ionty H+ se v roztocích prakticky nevyskytují;

• látky, které jsou podle této teorie zásadami, tvoří kyselé roztoky a naopak.

2. Brönsted – Lowryho teorie kyselin a zásad

• (1923) - Protolytická teorie

• Při acidobazických reakcích dochází k přenosu protonu, proto jsou acidobazické reakce nazývány reakcemi protolytickými.

• kyselina - částice (atom, ion) schopná odštěpovat proton Kyselina je donor protonu (H+).

HCl H+ + Cl-

• zásada – částice schopná proton přijímat. Zásada je akceptor protonu (H+) H2O + H+ H3O+

obr. č.2 Brönsted a Lowry

obr. č.3 Brönstedova teorie

Brönsted – Lowryho teorie kyselin a zásad

• Každé kyselině odpovídá konjugovaná báze a naopak. • Dvojice látek, lišící se o proton, tvoří dohromady konjugovaný pár

neboli protolytický systém.HA ↔ H+ + A- kyselina báze

konjugovaný pár Př. kyselina H+ + zásada

HCl H+ + Cl-

H2SO4 H+ + HSO4-

HSO4- H+ + SO4

2-

NH4+ H+ + NH3

Protolytické systémy

• Protolytické reakce se musí zúčastnit vždy dva protolytické systémy: jeden z nich proton uvolňuje, druhý jej přijímá.

• Kyselost kyseliny se tedy může projevit jen tehdy, je-li přítomna nějaká zásada schopná proton vázat a naopak.

• Reakcí kyseliny s bází vzniká nová kyselina a nová báze.

• Vodíkový kation není schopen ve vodném prostředí existence, je hydratován a vyskytuje se ve formě oxoniového kationtu (H3O+)

Konjugované páry

konjugovaný pár 1 kyselina 1 + zásada 2 kyselina 2 + zásada 1

konjugovaný pár 2

konjugovaný pár 1 HCl + H2O H3O+ + Cl-

K1 Z2 K2 Z1 konjugovaný pár 2

obr. č.3 Brönstedova teorie

Příklady konjugovaných párů

Kyselina 1 + Zásada 2 Zásada 1 + Kyselina 2

• HCl + NH3 Cl- + NH4

+

• HCl + H2O Cl- + H3O+

• H2O + NH3 OH- + NH4+

• NH4+ + H2O NH3 + H3O+

• HCO3- + OH- CO3

2- + H2O

• CH3COOH + H2O CH3COO- + H3O+

Kyselina x zásada

• Táž látka může být v jedné protolytické reakci kyselinou a v jiné zásadou.

• Označení látky termínem kyselina nebo zásada tedy může být relativní a závisí na schopnosti obou výchozích látek vázat či uvolňovat proton.

H2SO4 + H2O H3O+ + HSO4-

kyselina sírová se chová jako kyselina

HClO4 + H2SO4 H3 SO4+ + ClO4

-

kyselina sírová se chová jako zásada (k.chloristá je silnější)

obr. č.4 Kyselina a zásada

Úloha

• Napište k příkladům kyselin a zásad rovnice reakce ve vodném prostředí. (Vytvořte konjugované páry).

• Kyseliny: HCl, H2SO4, HSO4

-, H3PO4, H2PO4-, HPO4

2-, H2O, NH4+, H3O+,

CH3COOH

• Zásady: Cl-, HSO4

-, SO42- , H2PO4

-, HPO42- , PO4

3- , H2O, OH-, NH3, CH3COO-

Úloha

Doplň co je konjugovanou kyselinou k:

a. CH3COO−

b. HSO4−

c. NH3

d. OH−

Doplň co je konjugovanou bází k:

a. HCl

b. H3O+

c. HSO4−

d. NH4+

Úloha

• Vyber konjugovanou kyselinu k iontu HPO42-

a) H2PO4-

b) HPO42-

c) H3PO4

d) PO43-

• Doplň rovnice tak, aby voda měla charakter:a) kyseliny HPO4

2- + H2O

b) zásady HPO42- + H2O

Amfoterní (amfiprotní) charakter látek

• Některé látky (i rozpoštědla) se mohou chovat jako kyseliny i jako zásady (podle daných podmínek):

• voda jako zásada HCl + H2O ↔ H3O+ + Cl-

kyselina 1 zásada 2 kyselina 2 zásada 1

• voda jako kyselina NH3 + H2O ↔ OH- + NH4

+

zásada 1 kyselina 2 zásada 2 kyselina

3. Lewisova teorie kyselin a zásad

• vychází z elektronové struktury látek• uplatňuje se především v organické chemii

• zásada (Lewisova zásada) - látka mající volný elektronový pár, (donor elektronového páru)

• kyselina (Lewisova kyselina)- látka, která má vakantní (tj. prázdný) orbital (akceptor elektronového páru)

• Neutralizací Lewisovy kyseliny Lewisovou zásadou vzniká koordinačně kovalentní (donor – akceptorová) vazba

H+ + |NH3 → NH4+

obr. č.5 G.N. Newson

Vznik amonného kationtu

N 1s ↑↓ 2p ↑ ↑ ↑2s ↑↓

H 1s ↓

H 1s ↓

H 1s ↓

H+ 1s

NH4+

obr. č.6 Vznik amonného kationtu

donor

akceptor

Elektrolytická disociace kyselin a zásad

• při rozpuštění látek (ale i při tavení) v polárních rozpouštědlech dochází ke vzniku iontů – dochází k tzv. elektrolytické disociaci (ionizaci)

• silné elektrolyty = látky jsou prakticky úplně disociovány (přeměněny na ionty)

• slabé elektrolyty = látky, jejichž většina molekul je v podobě elektroneutrální a jen malá část je disociována

a) Disociace kyseliny ve vodě

• Elektrolytická disociace kyseliny HA ve vodě vede k ustavení rovnováhy HA + H2O ↔ H3O+ + A-

• které přísluší rovnovážná konstanta Kc :

• koncentrace vody se při disociaci prakticky nemění, zahrnuje se do odpovídající rovnovážné konstanty a disociační konstantu vyjadřujeme vztahem:

• KA -disociační konstanta = k. acidity (KA = Kc [H2O])

OHHA

AOHKc2

3

][][][ 3

HAAOHK A

Disociace vícesytných kyselin

• postupné odštěpování protonů z molekuly kyseliny; • např. H2CO3 + H2O → H3O+ + HCO3

-

HCO3- + H2O → H3O+ + CO3

2-

b) Disociace zásady (báze) ve vodě

• Pro elektrolytickou disociaci báze B ve vodě lze obdobně psát:

B + H2O ↔ BH+ + OH-

KB -disociační konstanta = k. bazicity (KB = Kc [H2O])

][][][

BOHBH

KB

Úloha

• Vyjádřete konstantu acidity kyseliny dusité: HNO2 + H2O H3O+ + NO2

–

• Vyjádři vztah pro výpočet konstanty acidity HBr disociované ve vodě.

• Vyjádři vztah pro výpočet konstanty bazicity NH3 disociovaného ve vodě.

Úloha

ÚKOL: Zapiš konstantu acidity kyseliny octové CH3COOH.

CH3COOH + H2O CH3COO- + H3O+

ÚKOL: Zapiš konstantu bazicity hydroxidu amonného NH4OH.

NH4OH NH4+ + OH-

ÚKOL: Zapiš disociační konstantu (konstantu acidity) všech stupňů disociace kyseliny trihydrogenfosforečné H3PO4.

1. stupeň: H3PO4 + H2O H2PO4- + H3O+

2. stupeň: H2PO4- + H2O HPO4

2- + H3O+

3. stupeň HPO42-

+ H2O PO43- + H3O+

][][][

3

33

COOHCHCOOCHOHK A

][][][

4

4

OHNHOHNHKB

][][][

43

4231 POH

POHOHK A

][][][

42

243

2

POHHPOOHK A

][][][

24

343

3

HPOPOOH

K A

Síla kyselin a zásad

• Hodnoty disociačních konstant mohou sloužit jako kvantitativní měřítko pro dělení kyselin a zásad na silné a slabé (vyjadřují tedy sílu kyselin a zásad):

• Síla kyselin – kyselina je tím silnější, čím snáze odštěpí proton (čím je slabší její konjugovaná zásada)

• Síla zásad – zásada je tím silnější, čím snáze naváže proton (čím je slabší její konjugovaná kyselina)

Síla kyselin a zásad

silné KA,B 10-2

středníKA,B 10-2 až 10-4

slabé KA,B 10-4

• silné kyseliny a zásady - např. HCl, H2SO4; HNO3; NaOH, CaO …

• středně silné kyseliny (zásady) - např. HF; H2SO3; Na2CO3 …

• slabé kyseliny (zásady); např. H2CO3; NH3; HCN; siřičitany …

Acidita kyselin

• bezkyslíkaté: HF HI (nejsilnější je HI), ostatní např. od VI.A jsou slabší

• kyslíkaté: kyselina je tím silnější, čím má více atomů kyslíku v porovnání s

počtem atomů vodíku

HnXOn+3 (velmi silné) – HClO4, HMnO4

HnXOn+2 (silné) – H2SO4, HNO3, HClO3

HnXOn+1 (slabé) – H2CO3, H3PO4 , HNO2, H2SO3

HnXOn (velmi slabé) – HClO, B3BO3, H4SiO4, většina org. kyselin

Bazicita zásad

• Silné zásady jsou látky, které snadno přijmou protony například OH −+ H+ → ……• mezi silné zásady patří hydroxidy alkalických kovů a kovů

alkalických zemin :………………………

• Slabé zásady naopak hůře přijímají proton.

• Které částice můžete najít ve vodném roztoku amoniaku: NH3 , NH4

+, OH− a H2O?

Úloha

• Vyber nejslabší kyselinu:a) HClb) H3BO3

c) H2SO4

d) H3PO4

• Vyber nejsilnější kyselinu:a) HFb) HIc) H2SO3

d) HClO

Autoprotolýza

• slabé kyseliny i zásady mohou podléhat tzv. autoprotolýze• reagují dvě molekuly stejné látky, přičemž jedna se chová

jako kyselina druhá jako zásada• látky mají amfoterní charakter

autoprotolýza vody: H2O + H2O H3O+ + OH-

autoprotolýza amoniaku: NH3 + NH3 NH4++ NH2

-

Iontový součin vody

• autoprotolýza vody: H2O + H2O ↔ H3O+ + OH-

• koncentrace samotné vody ve vodě a vodných roztocích je prakticky konstantní zapíšeme ve konstantu tvaru

• nazývá se iontový součin vody; • součin oxoniového kationtu a hydroxidového aniontu• Iontový součin vody udává rovnovážnou konstantu autoprotolýzy vody a jeho

hodnota závisí na teplotě: = 1. 10-14 mol2 . dm-6 (při 25°C)

]].[[][][

22

3

OHOHOHOHKc

][][ 3 OHOHKV

][][ 3 OHOHKV

Vyjadřování kyselosti a zásaditosti

• Pomocí iontového součinu vody můžeme vyjádřit charakter roztoků, tedy jejich kyselost, zásaditost či neutrálnost.

• Podle vzájemných poměrů koncentrací H3O+ a OH- iontů ve vodných roztocích rozlišujeme:

• kyselé roztoky c(H3O+) > c(OH-) [H3O+] > [OH-]

• zásadité roztoky c(H3O+) < c(OH-) [H3O+] < [OH-]

• neutrální roztoky c(H3O+) = c(OH-) [H3O+] = [OH-]

… odpovídá 10-7 mol.dm-3

Kyselost a zásaditost

obr. č.7 Hodnoty pH

Stupnice pH

• počítání se zápornými mocninami je nevýhodné, byla zavedena logaritmická stupnice kyselosti, tzv. stupnice pH (Sörensen, 1909):

• pH = – log = - log [H3O+] • pH rovná zápornému dekadickému logaritmu koncentrace

oxoniových iontů

• pOH rovná zápornému dekadickému logaritmu koncentrace hydroxidových iontů

• pOH = – log = - log .[OH-]

OHc

3

OHc

Stupnice pH

• V čisté vodě, kde při teplotě 25°C = [H3O+] . [OH-] = 10-7 mol.dm-3 platí:• pH = – log = 7

[H3O+] . [OH-] = KV = 10-14 pH + pOH = 14

• pH tedy nabývá hodnot od 0 do 14. • Se vzrůstajícím pH roztoku, vzrůstá jeho zásaditý charakter. • Obdobně můžeme zavést pKV = - log KV pKA = - log KA pKB = - log KB

OHc

3

Stupnice pH

[H3O+] mol/l

10-0 10-1 10-2 10-3 10-4 10-5 10-6 10-7 10-8 10-9 10-10 10-11 10-12 10-13 10-14

pH0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14

roztoky silně kyselé slabě kyselé neutrální slabě zásadité silně zásadité

obr. č.8 Hodnoty pH

obr. č.9 Hodnoty pH

obr. č.10 Stupnice pH

Měření pH

• Indikátory - látky, které reagují na změnu pH změnou zbarvení (např. ve formě pH papírků či roztoků látek)

• jsou slabé organické kyseliny nebo zásady, u nichž nedisociované molekuly mají jinou barvu než disociací vzniklé ionty

• univerzální – směs indikátorů, barevná škála

obr. č.11 Univerzální indikátor

obr. č.12 Univerzální indikátor

Indikátory

• Indikátory -jsou slabé organické kyseliny nebo zásady, u nichž nedisociované molekuly mají jinou barvu než disociací vzniklé ionty

• fenolftalein – bezbarvý, zásady zbarvuje fialovočerveně,• lakmus – modrý, kyselinami se barví červeně

obr. č.13 Fenolftalein

obr. č.14 Lakmus

Měření pH

• pH metry = potenciometrické měření

– pH se měří na základě rovnovážného napětí elektrochemického článku složeného z indikační a referentní elektrody

– jako indikační elektroda se používá nejčastěji skleněná iontově selektivní elektroda (tenkostěnná skleněná banička citlivá na ionty H3O+ v širokém rozmezí pH),

– jako referentní elektroda se obvykle používá elektroda kalomelová (rtuť pokrytá sraženinou Hg2Cl2, převrstvená vodným roztokem KCl)

obr. č.15 pH metr

Úloha

• Na uvedených webových stránkách zhlédni video „Neviditelný inkoust“ a „Univerzální indikátor“ a popiš pokusy vlastními slovy a pokus se je vysvětlit na základě znalostí učiva o indikátorech.

• http://www.chem-toddler.com/acids-and-bases/invisible-ink.html

• http://www.chem-toddler.com/acids-and-bases/universal-indicator.html

Výpočet pH silných kyselin1. Ve vodných roztocích silných kyselin nebo silných zásad předpokládáme prakticky

úplnou disociaci [H3O+] = [HA] nebo [OH-] = [BOH]

• Silné jednosytné kyseliny: HCl, HBr, HI, HNO3,…

pH = −log cH3O

• Silné dvojsytné kyseliny: H2SO4

pH = −log (2∙cH3O)

• c(H3O+) = 10−3 mol dm∙ −3 pH = ......

• c(H3O+) = 10−8 mol dm∙ −3 pH = ......

• c(H3O+) = 0,01 mol dm∙ −3 = 10−.... mol dm∙ -3 pH = .....

• c(H3O+) = 0,02 mol dm∙ −3 použijte kalkulačku pH = .....

Výpočet pH silných zásad

• u roztoků silných zásad vypočteme ze známé koncentrace nejprve pOH a následně pH ze vztahu pH = 14 – pOH

• Silné hydroxidy s 1 OH- iontem: NaOH, KOH pH = 14 + log cMOH-

• Silné hydroxidy s 2 OH- ionty: Ba(OH)2

pH = 14 + log (2∙c(MOH-)2)

Vypočítejte pH následujících roztoků:a) 0,01 M KOHb) 0,1 M NaOHc) 0,005 M Ba(OH)2

Výpočet pH slabých kyselin

2. V roztocích slabých kyselin a slabých zásad podlehne disociaci jen část molekul a koncentraci iontů [H3O+] nebo[OH-] musíme vypočítat z příslušné disociační konstanty.

Vztah pro výpočet pH vodného roztoku slabé kyseliny (HA) získáme zlogaritmováním a úpravou výrazu

[H3O+] =

log [H3O+] =1/2 (log KA + log cM)

pH = 1/2 (pKA - log cM)

MA cK .

Výpočet pH slabých zásad

2. V roztocích slabých kyselin a slabých zásad podlehne disociaci jen část molekul a koncentraci iontů [H3O+] nebo[OH-] musíme vypočítat z příslušné disociační konstanty.

• Při výpočtu pH vodného roztoku slabé zásady (B) z příslušné

disociační konstanty KB vyjádříme nejprve [OH-] a jednoduchými úpravami získáme vztah pro výpočet pH

pH = 14 - pOH = 14 - 1/2 (pKB - log cM)

Příklady

• Jaké je pH roztoku kyseliny chlorovodíkové o koncentraci c = 0,004 mol.dm-3?

• Řešení: Kyselina chlorovodíková je jednosytná

silná kyselina, proto platí • pH = – log • pH = – log 0,004 • pH= 2,4

OHc

3

Příklady

• Určete koncentraci H3O+ v roztoku, který má pH = 4,6.

• Řešení: Vycházíme ze vztahu pH = – log (– 4,6) = log = 2,5.10-5 mol.dm-3

OHc

3

OHc

3

OHc

3

Příklady

• Koncentrace kyseliny sírové v roztoku = 0,025 mol/l. Jaké je pH roztoku? • Řešení: Pro roztok kyseliny sírové musíme

uvažovat, že jde o silnou dvojsytnou kyselinu, proto:

301,1)301,1(05,0log)025,02log()2log(]log[42

SOHcHpH

42SOHc

Příklady

• Koncentrace =10-3 mol.dm-3 . Vypočítejte koncentraci .

• Řešení: = 10-14 = (10-14) : (10-3) = 10-11 mol.dm-3

OHc

3

OHc

.

][][ 3 OHOHKV

OHc

Příklady

• Vypočítejte roztoku, jehož hodnota pH = 8,3.

• Řešení: Vycházíme ze vztahu pH + pOH = 14 pOH = 14 – 8,3 = 5,7 pOH = – log (– 5,7) = log = 2.10-6 mol.dm-3

OHc

.

OHc

OHc

OHc

Hydrolýza solí

• jde o acidobazické děj, při němž reagují ionty solí s vodou• soli můžeme rozdělit do několika skupin, podle toho se také liší jejich

reakce s vodou:

• Soli silné kyseliny a silné zásady (pH neutrální)

• Soli silné kyseliny a slabé zásady (pH kyselé) • Soli slabé kyseliny a silné zásady (pH zásadité)

• Soli slabé kyseliny a slabé zásady (pH neutrální)

Hydrolýza solí

• Soli silné kyseliny a silné zásady (např. NaCl, Na2SO4, KNO3, KBr)

soli, které obsahují kationty silných zásad a anionty silných kyselin nepodléhají hydrolýze (nehydrolyzují) pH neutrální

• Soli silné kyseliny a slabé zásady (např. NH4Cl, FeCl3, NH4NO3)

soli, které obsahují kationty slabých zásad (podléhají hydrolýze) a anionty silných kyselin (nepodléhají hydrolýze) – proto např.:

NH4 + + H2O ↔ NH3 + H3O+

zvyšuje se koncentrace oxoniových kationtů kyselé pH

Hydrolýza solí• Soli slabé kyseliny a silné zásady (např. Na2SO3, NaClO, Na2S, CH3COOK )

soli, které obsahují kationty slabých kyselin (podléhají hydrolýze)a anionty silných zásad (nepodléhají hydrolýze) – proto např.

CH3COO- + H2O ↔ CH3COOH + OH-

zvyšuje se koncentrace hydroxidových aniontů zásadité pH

Hydrolýza solí

• Soli slabé kyseliny a slabé zásady (např. (NH4)2CO3, CH3COONH4)

soli, které obsahují kationty slabých kyselin (podléhají hydrolýze)a anionty slabých zásad (podléhají hydrolýze) – proto např.

CH3COONH4 ↔ CH3COO- + NH4+

CH3COO- + H2O ↔ CH3COOH + OH-

NH4+ + H2O ↔ NH3 + H3O+

vznikají oba ionty, zásaditá i kyselá pH je neutrální

Úloha

• Označte roztoky následujících sloučenin jako kyselé, zásadité nebo neutrální: Na2S

Ba(NO3)2

KCl (NH4)2CO3

CuSO4

Zn(NO3)2

K2SO3

Na2SO4

Úloha

• Zapiš rovnici vzniku Na2SO3 a urči jaká je reakce roztoku.

• Zapiš rovnici vzniku CuSO4 a urči jaká je reakce roztoku.

• Vyber neutrálně reagující vodný roztok soli a vysvětli:a) FeCl3

b) Pb(NO3)2

c) K3PO4

d) KClO4

Základní typy acidobazických reakcí

1. Neutralizace: kyselina + hydroxid → sůl + voda• H2SO4 + Ca(OH)2 →

• HNO3 + KOH →• HCl + NaOH →

2. Kyselina + oxid kovu → sůl + voda• H2SO4 + CaO →

• HCl + Al2O3 →

• HNO3 + MgO →

Základní typy acidobazických reakcí

3. Silná kyselina + sůl slabé kyseliny → sůl silné kyseliny + slabá kyselina. Silná kyselina vytěsňuje slabou kyselinu z její soli.

• H2SO4 + Ca(NO2)2 →

• HClO4 + CH3COONa →

V případě, že slabá kyselina je nestálá látka, rozkládá se na svůj oxida vodu.• H2SO4 + CaCO3 →

• HCl + Na2SO3 →

4. Hydroxid + oxid nekovu → sůl + voda• Ca(OH)2 + SO2 →

• KOH + CO2 →

Základní typy acidobazických reakcí

5. Silná zásada + sůl slabé zásady → sůl silné zásady + slabá zásada Silná zásada vytěsňuje slabou zásadu ze své soli.

• NaOH + CuCl2 →

• V případě, že produktem je hydroxid amonný, hydroxid se částečně rozkládá na amoniak a vodu, můžeme také napsat:

• NaOH + NH4Cl →

PUFRY

• Pufry (tlumivé roztoky) = konjugovaný pár kyseliny nebo zásady, který je schopný udržovat v jistém rozmezí stabilní pH po přidání silné kyseliny či zásady do systému

• Pufry jsou obvykle směsi slabých kyselin a jejich solí se silnými zásadami, nebo směsi slabých zásad a jejich solí se silnými kyselinami

• Důležitost pufračních systémů v organismu (krev, mezibuněčný prostor, buňky)

Výpočty pH roztoků pufrů

• Pufr sestávající se ze slabé kyseliny a její soli se silnou zásadou HA + H2O A- + H3O+ Ka

Henderson – Hasselbalchova rovnice

• pH = pKa + log[A-]/[HA] HA – slabá kyselina A- – konjugovaná zásada

• Pufr sestávající se ze slabé zásady a její soli se silnou kyselinou B + H2O BH + + OH-

• pOH = pKb + log[BH+]/[B] B – slabá zásada BH + - konjugovaná kyselina

Použité informační zdroje Obrázky obrázek č.[6,8] – autor Yvona Pufferová [1] [online]. [cit. 2013-02 -25]. Dostupné z http://www.magnet.fsu.edu/education/tutorials/pioneers/arrhenius.html [2] [online]. [cit. 2013-02-25]. Dostupné z http://crescentok.com/staff/jaskew/ISR/chemistry/class20.htm [3] [online]. [cit. 2013-02-25]. Dostupné z http://www.lakelandschools.us/lh/lburris/pages/acid-base.htm [4] [online]. [cit. 2013-02-25]. Dostupné z http://www.lakelandschools.us/lh/lburris/pages/acid-base.htm [5] [online]. [cit. 2013-02-25]. Dostupné z http://crescentok.com/staff/jaskew/ISR/chemistry/class20.htm [7] [online]. [cit. 2013-02-25]. Dostupné z http://www.chemierol.wz.cz/8%20kysazas_uvod.htm [9] [online]. [cit. 2013-02-25]. Dostupné z http://home.tiscali.cz/chemie/pH.htm [10] [online]. [cit. 2013-02-25]. Dostupné z http://www.komenskeho66.cz/materialy/chemie/WEB-CHEMIE8/ph.html[11] [online]. [cit. 2013-02-25]. Dostupné z http://www.palinkaust.hu/sites/default/files/imagecache/product_full/

pH_indikator_papir.jpg[12] [online]. [cit. 2013-02-25]. Dostupné z http://www.enviroexperiment.cz/chemie-2-stupen-zs/kyselost-a-zasaditost-

roztoku-latek-pouzivanych-v-beznem-zivote[13] [online]. [cit. 2013-02-25]. Dostupné z http://www.umel.feec.vutbr.cz/vit/images/zajimavosti/sul/05.jpg

[14] [online]. [cit. 2013-02-25]. Dostupné z

http://home.tiscali.cz/chemie/kyseliny.htm[15] [online]. [cit. 2013-02-25]. Dostupné z

http://www.verkon.cz/data/catalog/big/img3457.jpg

Literatura• MAREČEK, Aleš a Jaroslav HONZA. Chemie pro čtyřletá gymnázia.

Olomouc: Nakladatelství Olomouc, 2002. ISBN 80-7182-055-5. • VACÍK, Jiří. Přehled středoškolské chemie. Praha: Státní pedagogické

nakladatelství Praha, 1990. ISBN 80-04-26388-7. • BENEŠOVÁ, Marika a Hana SATRAPOVÁ. Odmaturuj z chemie. Brno:

Didaktis, 2002. ISBN 80-86285-56-1.

Použité informační zdroje

Tato prezentace vznikla na základě řešení projektu OPVK, registrační číslo: CZ.1.07/1.1.24/01.0114 s názvem „PODPORA CHEMICKÉHO A

FYZIKÁLNÍHO VZDĚLÁVÁNÍ NA GYMNÁZIU KOMENSKÉHO V HAVÍŘOVĚ“

Tento projekt je spolufinancován Evropským sociálním fondem a státním rozpočtem České republiky.