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 OHDisociuje na H+ a příslušné anionty HBr
↔
H+ + Br-
H2SO4 ↔
2 H+ + SO42-
HNO3 ↔
H+ + NO34
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-
CaOH2
↔
Ca2+ + 2 OH-
LiOH
↔
Li+ + OH-
-
5
teorie: 1) ARHENIOVA Odštěpit = nechat se odtrhnout rozpouštědlem Př) polární rozpouštědlo je voda: δ+ H
Částečný parciální náboj - kladný
δ+
H
Částečný parciální náboj - kladný Proton H+ se orientuje
O
k částečnému zápornému náboji
δ-
H+Br-
Částečný parciální
H2O + H+
náboj - záporný H
+
O
H
+
H3O+
Oxoniový kation Koordinační vazba
H
6
teorie: 1) ARHENIOVA NEDOSTATKY: a) Proton se sám v roztoku nevyskytuje, ale vzniká oxoniový kation. b)
Zásadou je i látka, která nemá OHpř) Na2CO3, NH3
c)
Kyselý roztok vytváří i NH4Cl 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 H2SO4 Označení 2
2 H2O +Na2SO4
Označení 1
c2(NaOH) = x mol.l-1
c1(H2SO4) = 0,5 mol.l-1
V2 (NaOH) = 10 ml = 0,01 l
V1(H2SO4) = 15 ml = 0,015 l
c1 . V1 = c2. V2 γ1
Stechiometrický koeficient c2 = (0,5) . 0,015) . 2
γ2
1 . 0,01 c2 = c1 . V1 . γ2 γ1 .
c2 = 1,5 mol.l-1
V2
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? 2 NaOH + 1 H2SO4
II)
Označení 2
2 H2O +Na2SO4
Označení 1
c2(NaOH) = x mol.l-1
c1(H2SO4) = 0,5 mol.l-1
V2 (NaOH) = 10 ml = 0,01 l
V1(H2SO4) = 15 ml = 0,015 l
c1 = n1 / V1 n1 = c1 . V1 n1 = 0,5 . 0,015 n1 = 0,0075 mol
n2 (NaOH) = 2. n1 (H2SO4) n2 (NaOH) = 2. 0,0075 n2 (NaOH) = 0,015 mol
c2 = n2 / V2 c2 = 0,015 / 0,01 c2 = 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? 2 NaOH + 1 H2SO4
II)
Označení 2
2 H2O +Na2SO4
Označení 1
c2(NaOH) = x mol.l-1
c1(H2SO4) = 2,5 mol.l-1
V2 (NaOH) = 15 ml = 0,015 l
V1(H2SO4) = 20 ml = 0,02 l
c1 = n1 / V1 n1 = c1 . V1 n1 = 2,5 . 0,02 n1 = 0,05 mol
n2 (NaOH) = 2. n1 (H2SO4) n2 (NaOH) = 2. 0,05 n2 (NaOH) = 0,1 mol
c2 = n2 / V2 c2 = 0,1 / 0,015 c2 = 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
M (NaOH) = 40 g.mol-1
V (NaOH) = 500 ml = 0,5 l
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
K1
+B
Z2
HB+
K2
+ A-
Z1
HB+ = Brönstedova kyselina odvozená od zásady B A- = Brönstedova zásada odvozená od kyseliny HA 13
KONJUGOVANÉ PÁRY H2O
+ NH3
NH4+
+ OHAMFIPROTOVNÍ LÁTKA:
K1
Z2
K2
Z1
chová se jako kyselina i jako zásada, dle prostředí. Přijímá i odštěpuje proton.
HCl
K1
+ H2O
Z2
H3O+
K2
+ Cl- (amfoterní látka)
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. H2O
K1
NH3
+ H2O
Z2
+ NH3
H3O+
K2
NH4+
+ OH-
Z1
+ NH2-
Z1
K1 Z2
K2
16
teorie: 3) LEWISOVA nejobecnější VYTVÁŘÍ SE DONORAKCEPTOROVÁ VAZBA KYSELINA: Látka schopná přijmout volný elektronový pár do svých volných orbitalů = AKCEPTOR Př) kationty kovů, elektrofilní částice, víceatomové kationty, elektroneutrální atomy s volnými orbitaly na centrálním atomu BCl3, Fe3+, PCl5 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 BF3 Kys. Lew.
Cu2+ Kys. Lew.
[BF4] -
+E Zás. Lew.
Má volný elektronový pár
+ 4 NH4+
[Cu(NH3)4] 2+
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) H2O
H3O+
+ HA K=
[H3O+] . [A-] [H2O] . [HA]
KA =
+ AKoncentrace vody se ve zředěných roztocích nemění, zahrne se do K
[H3O+] . [A-] [HA]
KA : konstanta acidity: čím je KA menší, tím je slabší kyselina. 21
Síla kyselin Silné kyseliny –v roztocích disociují téměř ze 100% Ka > 10-2 pKa < 2 Středně silné kyseliny- v roztocích jsou srovnatelné koncentrace nedisociovaných kyselin a vzniklých iontů −4
−2
K a ∈ 〈10 ;10 〉 Slabé kyseliny - v roztocích téměř nedisociují Ka < 10-4 pKa > 4
22
Síla zásad Silné zásady –v roztocích disociují téměř ze 100% Kb > 10-2 pKb < 2 Středně silné zásady- v roztocích jsou srovnatelné koncentrace nedisociovaných kyselin a vzniklých iontů −4
−2
K b ∈ 〈10 ;10 〉 Slabé zásady - v roztocích téměř nedisociují Kb < 10-4 pKb > 4
23
SÍLA KYSELIN A ZÁSAD Obecně platí: a) kyslíkaté kyseliny: 1) VELMI SLABÉ KYSELINY: Stejný počet O a H HnXOn př) HClO, H3BO3 2) SLABÉ KYSELINY: jiný počet O a H HnXOn+1
př) H2CO3, H3PO4
3) SILNÉ KYSELINY: HnXOn+2 jiný počet O a H
př) H2SO4, HNO3
4) VELMI SILNÉ KYSELINY HnXOn+3 jiný počet O a H
př) HClO4, HMnO4
24
SÍLA KYSELIN A ZÁSAD Obecně platí: b) bezkyslíkaté kyseliny HI
>
HBr
>
HCl
>
HF
25
VYJADŘOVÁNÍ KYSELOSTI A ZÁSADITOSTI, JEDNOTKA pH Autoprotolýza vody: H2O + H2O
H3O+ + OH-
Autoprotolytická – autoionizační rovnováha
[ H O ] .[OH ] = +
Kr
3
−
r
r
[H 2O]r
2
KV = K r [H 2O ]r
[
Počet disociovaných molekul vody je zanedbatelný 2
][
IONTOVÝ SOUČIN VODY KV
KV = H 3O + r . OH −
]
r 26
VYJADŘOVÁNÍ KYSELOSTI A ZÁSADITOSTI, JEDNOTKA pH Molární koncetrace iontů vzniklých autoprotolýzou vody je rovna 10-7mol/l.
[
][
KV = H 3O + r . OH −
]
r
Kv = 10-7 . 10-7 Kv = 10-14 Při t = 25°C má KV hodnotu 1.10-14 , pKV = 14 (p = -log) Kyselé roztoky
[H O ] > [OH ] +
−
3
Neutrální roztoky
[H O ] = [OH ]
Zásadité roztoky
[H O ] < [OH ]
+
−
3
+
3
−
27
VYJADŘOVÁNÍ KYSELOSTI A ZÁSADITOSTI, JEDNOTKA pH Koncentrace (H3O+) se vyjadřuje pomocí Sorensenova vodíkového exponentu pH c = 10-pH
[
]
pH = záporný dekadický logritmus koncentrace oxonoiových kationtů
pH = − log H 3O Kyselé roztoky Neutrální roztoky Zásadité roztoky
+
pH < 7 pH = 7 pH > 7 28
JEDNOTKA pH př 1) Vypočítej pH 0,1 molárního roztoku HCl c (HCl) = 0,1 mol/l
pH = - log c (H3O+) pH = - log 0,1 pH = 1
Pzn. HCl je jednosytná kyselina. 29
JEDNOTKA pH př 2) Vypočítej pH 0,08 molárního roztoku H2SO4 c (H2SO4)= 0,08 mol/l
pH = - log c (H3O+) .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-)
14 = pH + pOH
pOH = - log 0,025
pH = 14 – pOH
pOH = 1,6
pH = 14 – 1,6 pH = 12,4
31
Sytnost kyselin 1) 2) 3)
Jednosytná: HCl Dvojsytná: H2SO4 Trojsytná: H3PO4
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 H3O+ iontů. Roztok se okyselí. NH4+
+ H2O
NH3 + H3O+
Reagují-li ANIONTY soli s vodou za vzniku nedisociované kyseliny, je výsledkem zvýšení koncentrace OH- iontů. Roztok je zásaditý. CN- + H2O
HCN + OH34
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 – NH4HCO3 jsou neutrální CH3COONH4
NH4+
+ CH3COO35
Hydrolýza solí Další druhy solí: 3. Sůl slabé kyseliny a silné zásady Př.
Na2CO3
2 Na+ + CO32–
Na+ - stabilní CO32– nestabilní- podléhá hydrolýze CO32– + H2O
HCO32- + OH-
OH- - způsobuje zásaditost roztoku
36
Hydrolýza solí 4. Sůl silné kyseliny a slabé zásady Př. NH4Cl NH4+ + Cl– NH4+ - nestabilní - podléhá hydrolýze Cl– - stabilní NH4+ + H2O
NH3 + H3O+
H3O+- způsobuje kyselost roztoku 37
