Střední průmyslová škola Hranice Protolytické reakce

Střední průmyslová škola Hranice

-1-

Protolytické reakce Acidobazické (Acidum = kyselina, Baze = zásada) Jedná se o reakce kyselin a zásad. Při této reakci vždy kyselina zásadě předá proton H+ .

[1] Obrázek 1 : Kyselina sírová

TEORIE KYSELIN A ZÁSAD 1. ARRHENIOVA TEORIE Kyselina je látka, která uvolňuje do roztoku H+ ionty (H3O+). Zásada uvolňuje do roztoku OH- ionty. 2. BRÖNSTEDOVA TEORIE Zohledňuje to, že zásaditý charakter má celá řada látek, která vůbec neobsahují OH-. Kyselina je každá látka uvolňující disociací H+. Zásada je každá látka, která dokáže přijmout H+. Teorie je obecnější. kyselina: H2SO4, HCl, CH3COOH, H3O+, NH4+ zásada: NaOH, Ca(OH)2, NH3, CO3-2, PO4-3 Rozdělení protolických reakcí 1. disociace kyselin a zásad ve vodě Disociace je rozklad na ionty ve vodném roztoku nebo tavenině. HCl  H 2 O  Cl   H 3 O 

CaOH 2  Ca 2  2OH  2. neutralizace kyselin a zásad Neutralizace je děj, kdy reaguje kyselina a zásada za vzniku soli a vody. Základem je vždy: H   OH   H 2 O


-2-

NaOH  HCl  NaCl  H 2 O Na   OH   H   Cl   Na   Cl   H 2 O H   OH   H 2 O H 3 PO4  3KOH  K 3 PO4  3H 2 O 3. autoprotolýza Při autoprotolýze spolu reagují 2 molekuly za vzniku kyseliny a zásady. H 2 O  H 2 O  H 3O   OH  HS   HS   S 2  H 2 S


-3-

Kyseliny, zásady a neutrální látky, pH Jestli je roztok kyselý nebo zásaditý můžeme zjistit např. acidobazickými indikátory, které mají rozdílné zbarvení v kyselém a zásaditém prostředí. Nejznámějšími acidobazickými indikátory jsou lakmus, fenolftalin, metyloranž atd. V praxi však potřebujeme objektivní měřítko kyselosti a zásaditosti a tím je pH. Odvození: Ve vodě dojde částečně k disociaci. Protože disociace vody je minimální, tak se koncentrace [H2O] nezmění (zůstává konstantní).

Kv = iontový součin vody; má hodnotu 10-14 10-14 = [H3O+] · [OH-] V destilované vodě platí: [H3O+] = [OH-] 10-14 = [H3O+]2 10-7 = [H3O+] Koncentrace H3O+ iontů v destilované vodě je vždy 10-7. Přidáme-li do roztoku kyselinu, pak koncentrace H3O+ vzrůstá z 10-7 na 10-6 až 100. Koncentrace OH- iontů je také rovna 10-7 (v destilované vodě). Přidáme-li zásadu, koncentrace OH- iontů vzrůstá z 10-6 na 10-8 až 100. H3O+ + OH- = jsou vzájemně svázány. Jestliže je [OH-] = 10-3, pak [H3O+] = 10-11 10-14 = [H3O+] · [OH-] 10-14 = 10-11 · 10-3 V každém vodném roztoku jsou přítomny [H3O+] a [OH-] ionty. [H3O+] > [OH-] kyselý roztok; koncentrace H3O+ iontů je 100 až 10-6 [H3O+] = [OH-] neutrální roztok [H3O+] < [OH-] zásaditý, koncentrace OH- iontů je 10-6 až 100 → koncentrace H3O+ je 10-8 až 10-14


-4-

pH Definice: pH je záporný dekadický logaritmus koncentrace H+ iontů.

pH je tedy objektivním měřítkem kyselosti a zásaditosti. p = matematická značka záporného dekadického logaritmu H = koncentrace vodíkových iontů H+

destilovaná voda ředěná nebo slabá kyselina silná kyselina (HCl, H2SO4) ředěná nebo slabá zásada silná zásada

pH 7 2-6 0-1 8 - 12 13 - 14

příklady pH akumulátorová H2SO4 ocet Coca-cola pokožka mýdlo amoniak čistič odpadů

pH 0-1 2 3 5,5 9 11 13 - 14

Zjišťování pH 1. přístroje – pH metry 2. acidobazické indikátory = látky, které mají odlišnou barvu v kyselém a zásaditém prostředí


-5-

Nejznámější acidobazické indikátory methyloranž fenolftalein lakmus

v kys. prostředí červený bezbarvý červený

v zás. prostředí žlutý červenofialový modrý

[3]

[2]

Obrázek 3 : Fenolftalein v kyselém a zásaditém prostředí

Obrázek 2 : Methyloranž v kyselém a zásaditém prostředí

[4] Obrázek 4 : lakmus


-6-

Kyseliny Kyseliny jsou látky, které ve své struktuře obsahují odštěpitelný H+ BEZKYSLÍKATÉ (HCl, HCN) - Kyselý vodík vázán na elektronegativní atom. KYSLÍKATÉ (HNO3) - V kyselině je kyselý vodík vždy vázán přes kyslík. Příprava kyselin:  zavedení kyselinotvorného oxidu do H2O SO2  H 2 O  H 2 SO3 P2 O5  3H 2 O  2 H 3 PO4 Vlastnosti kyselin: Kyseliny můžeme dělit podle jejich sytnosti nebo jejich síly. SYTNOST = počet odštěpených H+ iontů (protonů)  jednosytné: HCl, HNO3  dvousytné: H2SO4, H2SO3  vícesytné: H3PO4, H4SiO4 SÍLA KYSELINY = je dána ochotou odštěpit proton. Podle ochoty odštěpit proton dělíme:  silné: odštěpí H+ snadno (H2SO4, HNO3, HCl, HClO4) Tyto kyseliny jsou zvláště v konc. stavu velmi nebezpečné.  středně silné: (HF, H3PO4, CH3OOH)  slabé: poutají H+ velmi silně, disociace je velmi malá (H2CO3, H2SO3, HCN, H3BO3) Tyto kyseliny mají i v koncentrovaných roztocích pH okolo 4-6 a nemají leptavé účinky. Jsou nebezpečné jen když uvolňují jedovaté plyny (SO2, HCN…)

[5] Obrázek 5 : Poleptání koncentrovanou kyselinou sírovou


-7-

Zásady Jsou veškeré látky schopné poutat proton. Ve své struktuře musí obsahovat volný elektronový pár. Např.    

hydroxidy: KOH, Ca(OH)2 amoniak NH3 a odvozené sloučeniny anionty, především slabých kyselin: CO3-2 , SO3-2 , CN-, PO4-3 hydridy: LiH, NaH LiH  H 2 O  LiOH  H 2

Příprava zásad:  zásadotvorný oxid s H2O Na2 O  H 2 O  2 NaOH  reakce alkalických kovů s vodou 2 K  2 H 2 O  2 KOH  H 2 Vlastnosti zásad: Podobně jako u kyselin dělíme zásady dle sytnosti a síly. SYTNOST = udává počet H+, které je schopna vázat eventuálně (kolik OH- uvolňuje)  jednosytné: NaOH, CN-, NH3  dvousytné: Ca(OH)2, CO32-, SrH2, (CaH2)  vícesytné: Al(OH)3, PO43- , SiO44SÍLA ZÁSADY = je dána ochotou poutat H+ anebo uvolňovat OH-.  silné: velmi dobře disociují a příkladem je KOH, NaOH a hydridy alkalických kovů Tyto louhy jsou v konc. stavu silně žíravé.  středně silné: Ca(OH)2, CO32-, PO43 slabé: NH4+, SO32-, HCO3-, Al(OH)3


-8-

Soli Soli sice vznikají neutralizací, ale jejich pH nemusí být rovno 7. Je to proto, že soli v roztoku disociují a ionty slabých zásad a kyselin reagují s vodou - HYDROLYZUJÍ. pH solí dosahují hodnot 5-10 a při hydrolýze vznikají H+ a OH- ionty. Ionty silných kyselin a zásad hydrolýze nepodléhají. anionty silných kyselin: Cl-, SO42-, NO3anionty slabých kyselin: CO32-, SO32-, CNkationty silných zásad: Na+, K+ kationty slabých zásad: NH4+, Al3+ 1. sůl silné kyseliny a sůl silné zásady Neutrální pH mají soli vzniklé ze silné kyseliny a silné zásady, protože vzniklé ionty nereagují s H2O.

vznik: HNO3  NaOH  NaNO3  H 2 O 

disociace: NaNO3  Na   NO3 hydrolýza: Na+ ani NO3- nehydrolyzuje výsledné pH: pH roztoku těchto solí je rovno 7. 2. sůl silné kyseliny a sůl slabé zásady – má kyselé pH Kyselé pH mají soli vzniklé ze silné kyseliny a slabé zásady: NH4Cl, Al2(SO4)3. Ionty slabé zásady reagují s vodou: vznik: HCl  NH 3  NH 4 Cl výsledné pH: pH roztoku je menší než 7, roztok je kyselý. 3. sůl slabé kyseliny a silné zásady Zásadité pH mají soli vzniklé ze silné zásady a slabé kyseliny: Na2CO3, K2SO4, Na2S vznik: 2 NaOH  H 2 CO3  Na 2 CO3  2 H 2 O výsledné pH: pH roztoku je větší než 7, roztok je zásaditý. 4. sůl slabé kyseliny a slabé zásady Přibližně neutrální pH mají soli slabých kyselin a slabých zásad, kdy během hydrolýzy vznikají ionty H+ i OH-. Příklady solí: (NH4)2CO3, FeSO3, Mg(NO2)2 vznik: HCN  NH 3  NH 4 CN výsledné pH: protože vznikají H3O+ i OH- ionty, pH je zhruba rovno 7, roztok je přibližně neutrální.


-9-

Příprava NaCl [1] http://www.youtube.com/watch?v=6UNJeiGqpAE

Příklady solí:

[6]

[7]

Obrázek 6 : Kuchyňská sůl NaCl

Obrázek 7 : Pentahydrát síranu měďnatého

[8]

Obrázek 9 : Síran železnatý (zelená skalice)

[9]

Obrázek 8 : Uhličitan vápenatý (mramor)

[10] Obrázek 10 : Sulfid sodný


- 10 -

Seznam použité literatury: GREENWOOD, N a Alan EARNSHAW. Chemie prvků. 1. vyd. Praha: Informatorium, 1993, s.794-1635. ISBN 80-854-2738-9. WICHTERLOVÁ, Jana. Chemie nebezpečných anorganických látek. 1. vyd. Ostrava: Sdružení požárního a bezpečnostního inženýrství, 2001, 63 s. ISBN 80-861-1192-X. KOVALČÍKOVÁ, Tatiana. Obecná a anorganická chemie: učební texty. 1. vyd. Ostrava: Pavel Klouda, 1997, 124 s. ISBN 80-902-1554-8. VOHLÍDAL J. a kol. Chemie 1 - Obecná a anorganická chemie pro 1. ročník SPŠCH. SNTL, 1984. KOTLÍK, Bohumír a Květoslava RŮŽIČKOVÁ. Chemie v kostce: pro střední školy. 1. vyd. Havlíčkův Brod: Fragment, 1996, 119 s. ISBN 80-720-0056-X. KLIKORKA, J., B. HÁJEK a J. VOTINSKÝ. Obecná a anorganická chemie. 2. vyd. Praha: STNL, 1989. Obrázky: [1] MOJE ČEŠTINA. Chytáky u vyjmenovaných slov po S [online]. 2009. [cit. 201302-27]. Dostupné z: http://www.mojecestina.cz/article/2009081403-chytaky-uvyjmenovanych-slov-po-s [2] WIKIPEDIA COMMONS. Methyl orange 02035 [online]. 2007. [cit. 2013-0309]. Dostupné z: http://cs.wikipedia.org/wiki/Soubor:Methyl_orange_02035.JPG [3] ALLBIZ. Fenolftaleina [online]. 2013. [cit. 2013-03-09]. Dostupné z: http://www.cn.all.biz/it/fenolftaleina-g222808 [4] CHEMIE DOMA A PRAKTICKY. Acidobazické indikátory – výskyt a funkce [online]. [cit. 2013-03-09]. Dostupné z: http://pavelbohm.cz/kurzySCO/biochemie/zima_lekce2/indikatory.htm [5] EPOMED. Hodnocení závažnosti [online]. [cit. 2013-03-09]. Dostupné z: http://www.epomed.cz/rubriky/vyuka/hodnoceni-zavaznosti/ [6] METODICKÝ PORTÁL. Staročeská pocta [online]. 2010. [cit. 2013-03-09]. Dostupné z: http://wiki.rvp.cz/Kabinet/Obrazky/Spole%C4%8Dnost/Lid%C3%A9_p%C5%9 9i_pr%C3%A1ci/Staro%C4%8Desk%C3%A1_pocta [7] VELEBIL. Modrá skalice [online]. 2005. [cit. 2013-03-09]. Dostupné z: http://www.velebil.net/clanky/pestovani-krystalu/modra-skalice [8] WIKIPWDIA COMMONS. Uhličitan vápenatý [online]. 2007. [cit. 2013-0309]. Dostupné z: http://cs.wikipedia.org/wiki/Soubor:Uhli%C4%8Ditan_v%C3%A1penat%C3% BD.JPG [9] WIKIPEDIA COMMONS. Síran železnatý [online]. 2007. [cit. 2013-03-09]. Dostupné z: http://cs.wikipedia.org/wiki/Soubor:S%C3%ADran_%C5%BEeleznat%C3%BD .JPG [10] WIKIPEDIA COMMONS. Sulfid sodný [online]. 2007. [cit. 2013-03-09]. Dostupný z: http://cs.wikipedia.org/wiki/Soubor:Sulfid_sodn%C3%BD.PNG


Videa: [1]

- 11 -

YOUTUBE. Příprava chloridu sodného [online]. 2012. [cit. 2013-02-27]. Dostupné z: http://www.youtube.com/watch?v=6UNJeiGqpAE

Seznam obrázků: Obrázek 1 : Kyselina sírová ...................................................................................................- 1 Obrázek 2 : Methyloranž v kyselém a zásaditém prostředí ...................................................- 5 Obrázek 3 : Fenolftalein v kyselém a zásaditém prostředí.....................................................- 5 Obrázek 4 : lakmus .................................................................................................................- 5 Obrázek 5 : Poleptání koncentrovanou kyselinou sírovou .....................................................- 6 Obrázek 6 : Kuchyňská sůl NaCl ...........................................................................................- 9 Obrázek 7 : Pentahydrát síranu měďnatého ...........................................................................- 9 Obrázek 8 : Uhličitan vápenatý (mramor)..............................................................................- 9 Obrázek 9 : Síran železnatý (zelená sklaice) ..........................................................................- 9 Obrázek 10 : Sulfid sodný ......................................................................................................- 9 -

Střední průmyslová škola Hranice Protolytické reakce

Recommend Documents