Acidobazické reakce

  • 6,271 views
Uploaded on

 

  • Full Name Full Name Comment goes here.
    Are you sure you want to
    Your message goes here
    Be the first to comment
    Be the first to like this
No Downloads

Views

Total Views
6,271
On Slideshare
0
From Embeds
0
Number of Embeds
0

Actions

Shares
Downloads
12
Comments
0
Likes
0

Embeds 0

No embeds

Report content

Flagged as inappropriate Flag as inappropriate
Flag as inappropriate

Select your reason for flagging this presentation as inappropriate.

Cancel
    No notes for slide

Transcript

  • 1. Výuková prezentace chemie Acidobazické reakce (kyseliny a zásady)
  • 2. Acidobazické reakce  synonymum Protolytické reakce  Uskutečňují se mezi kyselinami a zásadami  Dochází ke štěpení na ionty (nabité částice)  Základem jsou teorie kyselin a zásad  Nejznámější reakcí je neutralizace
  • 3. Arrheniova teorie  Nejstarší teorií kyseliny vůbec  Kyselina je látka schopná odštěpit vodíkový kation H+  Zásada je látka schopná odštěpit hydroxidový anion OH-  Nebere v úvahu částice rozpouštědla!
  • 4. Ukázka štěpení HCl => H + Cl + - NaOH => Na + OH + -
  • 5. Brönsted-Lowryho teorie  Kyselina je schopná odštěpit proton  Zásada je schopná vázat proton  Konjugovaný pár = dvojice tvořená kyselinou v reaktantu a zásadou v produktu; zásadou v reaktantu a kyselinou v produktu  Bere v úvahu částice rozpouštědla
  • 6. Ukázka štěpení HCl + H2O => H3O+ + Cl- K1 Z1 K2 Z2 Konjugované páry
  • 7. Lewisova teorie  Kyselina je látka s volným valenčním orbitalem schopná přijmout el. pár  Zásada je látka s volnými el. páry pro zaplnění valenčních orbitalů  Nejobecnější teorie  Princip koordinačně-kovalentní vazby
  • 8. Ukázka štěpení AlCl3 + Cl2 => AlCl4 + Cl - + K1 Z1 Z2 K2 Konjugované páry
  • 9. Síly kyselin a zásad  Kyselina je tím silnější, čím snadněji odštěpí proton H+  Zásada je tím silnější, čím snadněji přijme proton H+  Existují případy, kdy se nějaká kyselina může chovat též jako zásada
  • 10. Síla kyslíkatých kyselin  Velmi slabé (HnXOn) – HBrO, HClO  Slabé (HnXOn+1) – H2SO3, H2CO3  Silné (HnXOn+2) – H2SO4, HNO3  Velmi silné (HnXOn+3) – HClO4, H2OsO5
  • 11. Síla bezkyslík. kyselin, hydroxidů  Síla bezkyslíkaté kyseliny roste společně se zvyšujícím se protonovém čísle (HF > HCl > HBr > HI)  Silné jsou hydroxidy s prvky I. a II.A skupiny periodické soustavy prvků
  • 12. Autoprotolýza vody  Samovolná reakce stejných molekul rozpouštědla H2O + H2O => H3O+ + OH- K1 Z1 K2 Z2 Konjugované páry
  • 13. Číselné stanovení síly kyselin a zásad  V 1x107 dm3 vody je 1 mol H+ a OH-  Používáme název iontový součin vody (Kv)  Kv =[H3O+]*[OH-] = [1×10-7] *[1×10-7] = = 1×10-14  [] – označení pro hodnotu koncentrace
  • 14. Příklad uvedení koncentrace  Je –li v roztoku HCl [H3O+] = 1×10-3  [H3O+] = 1×10-3 1×10-14  [OH-] = 1×10-11 Součin koncentrace H3O+ a OH- jevždy roven 1×10-14 !
  • 15. Závislost koncentrace na pH [H3O+] = [OH-] neutrální roztok [H3O+] > [OH-] kyselý roztok [H3O+] < [OH-] zásaditý roztok
  • 16. pH a pOH  pH je vyjádřeno jako kladný exponent koncentrace H3O+ v roztoku (Při [H3O+] = 1×10-3 se pH = 3)  pOH je vyjádřeno jako kladný exponent koncentrace OH- v roztoku (Při [OH-] = 1×10-3 se pOH = 3)  Hodnota pH a pOH je rozdíl mezi číslem 14 a hodnotou druhé veličiny
  • 17. Výpočet pH a pOH  Z udané koncentrace můžeme snadno hodnoty těchto veličin spočítat jako: pH = - log [H3O+] pOH = - log [OH-]
  • 18. Měření pH  Univerzální indikátorové papírky  Elektronický pH metr  Činidla pH (fenolftalein, lakmus aj.)
  • 19. ----KONEC-----