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 OHnapř. NaOH → Na+ + OH-, obecně ZOH → Z+ + OH -
Nedostatky Arrheniovy teorie: • teorii lze uplatnit jen pro vodné roztoky • dnes víme, co Arrhenius nevěděl: H+ + H2O -> H3O+ (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 + H2O Vzájemnou reakcí H a OH- vzniká voda. Reakcí kationtu kovu s anionem kyseliny vzniká sůl. H+ + OH- → H2O, Na+ + Cl- → NaCl
1/8
3. Brönsted - Lowryho teorie Kyseliny • • •
částice (molekula, ion), která je schopna odštěpit H+ donor protonu např. H2O, HCl, H3O+, NH 4+, HSO4-, H3O+
Zásady • • •
částice (molekula, ion), která je schopna H+ vázat např. H2O, NH3, Cl-, HSO4-, OHakceptor 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 H2O, čistá voda nepatrně disociuje.
Pozn: analogicky lze psát autoprotolýzu libovolného protického rozpouštědla - amoniaku, kyseliny octové,...
2/8
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. BCl3, AlCl3 , H+, Co3+ )
Zásada •
látka, která má volný elektronový pár, je jeho dárcem - donorem ( např. NH3 , H2O )
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
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) Středně silné kyseliny (zásady) Slabé kyseliny (zásady) Velmi slabé
KA (KB) ≥ 10-2 KA (KB) 10-4 až 10-2 KA (KB) 10-9 až 10-4 KA (KB) ≤ 10-9
Orientační určení síly kyslíkatých kyselin •
porovnáním počtu atomů kyslíku a vodíku • velmi slabé kyseliny HnXOn , například HClO, H3BO3 • slabé kyseliny HnXOn+1 , například H2CO3, HNO2 • silné kyseliny HnXOn+2, například H2SO4, HClO3, HNO3 • velmi silné kyseliny HnXOn+3, například HClO4, HMnO4
Síla bezkyslíkatých kyselin •
z bezkyslíkatých kyselin jsou nejsilnější kyseliny halogenovodíkové, z nichž je nejsilnější kyselina jodovodíková
4/8
Bezkyslíkaté kyseliny
kyselina
KA
pKA
fluorovodíková
6,2.10-4
3,2
chlorovodíková
1,3.10
-6,1
bromovodíková
1.10
9
jodovodíková
3.10
9
kyanovodíková
4,93.10
sirovodíková, I. st.
9,1.10-8
sirovodíková, II. st.
1,1.10
uhličitá, I. st.
6
-9 -9,5 -10
9,31 7,04
-12
11,96
4,30.10
-7
6,37
uhličitá, II. st.
5,61.10
-11
10,25
voda
1.10
16
-16
Kyslíkaté kyseliny
kyselina
KA
sírová, I. st.
pKA
3,98.10
-1
0,4
sírová, II. st.
1,05.10
-2
1,98
siřičitá, I. st.
1,74.10
-2
1,76
siřičitá, II. st.
5,01.10-6
5,3
dusičná
2.10
-1,3
dusitá
5,1.10
chlorečná
1
3,3
-4
1.10
3
-3
chloristá
1.10
10
-10
chloritá
1.10-2
chlorná
3,2.10
-8
jodičná
1,7.10
-1
jodistá
2 7,53 0,77
2,82.10
-2
1,55
pentahydrogenjodistá
5,13.10
-4
3,29
trihydrogenfosforečná, I.st.
7,52.10-3
2,12
trihydrogenfosforečná, II.st.
6,23.10
-8
7,21
trihydrogenfosforečná, III.st.
4,80.10
-13
12,32
Organické kyseliny
kyselina
KA
pKA
benzoová
6,46.10-5
4,19
citronová, I.st.
7,45.10
-4
3,13
chloroctová
1,40.10
-3
2,85
trichloroctová
2.10
octová
1,75.10
šťavelová, I. st.
5,9.10-2
šťavelová, II. st.
6,4.10
mravenčí mléčná
0,70
-1 -5
4,76 1,23 4,19
-5
1,77.10
-4
3,75
1,38.10
-4
3,86
5/8
Síla hydroxidů •
silné hydroxidy jsou hydroxidy alkalických kovů, hydroxidy kovů alkalických zemin a hydroxid thallný
zásada
KB
amoniak
pKB
1,79.10
-5
4,75
anilin
4,27.10
-10
9,37
methylamin
5,25.10-4
3,28
dimethylamin
5,89.10-4
3,23
Ba(OH)2
2,3.10
-1
0,64
Ca(OH)2
4,3.10
-2
1,37
Fe(OH)2
8,3.10
-7
6,08
LiOH
6,6.10-1
0,18
Mg(OH)2
2,6.10-3
2,59
NaOH
5,8
-0,77
Pb(OH)2
3.10
Zn(OH)2
1,5.10
Sr(OH)2
1,5.10-1
0,82
Be(OH)2
5.10-11
10,3
LiOH
0,66
0,18
7,5
-8 -9
8,5
6. Vyjadřování kyselosti a zásaditosti látek Měřením bylo zjištěno, že v 107 litrech čisté vody je 17,009 g aniontu OH- (1 mol) a 1,008 g kationtu H3O+ (1 mol), platí tedy [OH-] = [H3O+] = 1,0 . 10-7 mol dm-3. Odvození iontového součinu vody Rovnováhu reakce 2 H2O <-> H3O+ + OH- (rovnováha je posunuta ve prospěch molekul vody) popisuje +
Guldber -Waageuv zákon:
K=
-
[H 3 O ]⋅[OH ]
, počet disociovaných molekul vody je zanedbatelný, rovnovážnou [H 2 O ]2 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 -]=10−7⋅10−7=10−14 ... iontový součin vody Součin molárních koncentrací iontů H3O+ a OH- je za standardních podmínek konstantní (platí v čisté vodě i ve vodných roztocích. Vodné roztoky • • •
kyselé neutrální zásadité
[H3O+] > [OH-] [H3O+] = [OH-] [H3O+] < [OH-]
K v = 10-14 K v = 10-14 K v = 10-14
6/8
Vodíkový exponent = pH • • • • •
charakterizuje kyselost a zásaditost roztoků byl zaveden, protože počítání se zápornými exponenty je nepraktické pH = - log[H3O+] 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+ + 2 H2O → MOH + H3O+, Al3+ + 6 H2O → Al(OH)3 + 3 H3O+ dojde ke zvýšení koncentrace H3O+ 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- + H2O → HB + OH- , CN- + H2O → HCN + OHdojde 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. Příklady 8.1. Napiš rovnice disociace, pojmenuj vzniklé ionty a) kyseliny chlorovodíkové b) kyseliny trihydrogenfosforečné d) hydroxidu vápenatého e) hydroxidu barnatého g) síranu hlinitého h) hydrogeuhličitanu vápenatého
c) kyseliny sírové f) selenanu draselného i) fosforečnanu draselného
8.2. Podle hodnot konstant acidity uvedené v tabulce seřaď uvedené kyseliny podle rostoucí síly: H 3PO4, H2SO3, H2S, H2CO3, HI, HF, HCN, CH3COOH 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)2. 8.4. Doplň tabulku [H3O+] a) roztok 1 b) roztok 2 c) 0,1 M roztok HCl d) 0,05 M roztok H2SO4 e) 0,01 M roztok KOH f) 0,05 M roztok HCl g) 0,05 M roztok Ba(OH)2
8/8
[OH-]
pH
