Successfully reported this slideshow.
We use your LinkedIn profile and activity data to personalize ads and to show you more relevant ads. You can change your ad preferences anytime.
Výuková prezentace chemie

Acidobazické reakce (kyseliny a zásady)
Acidobazické reakce
   synonymum Protolytické reakce

   Uskutečňují se mezi kyselinami a zásadami

   Dochází ke štěpe...
Arrheniova teorie
   Nejstarší teorií kyseliny vůbec

   Kyselina je látka schopná odštěpit
    vodíkový kation H+

   ...
Ukázka štěpení


 HCl => H + Cl
            +       -




NaOH => Na + OH +       -
Brönsted-Lowryho teorie
   Kyselina je schopná odštěpit proton

   Zásada je schopná vázat proton

   Konjugovaný pár
 ...
Ukázka štěpení

HCl + H2O => H3O+ + Cl-

 K1    Z1              K2   Z2




         Konjugované páry
Lewisova teorie
   Kyselina je látka s volným valenčním
    orbitalem schopná přijmout el. pár

   Zásada je látka s vol...
Ukázka štěpení


AlCl3 + Cl2 => AlCl4 + Cl      -        +



 K1    Z1             Z2           K2



            Konjugo...
Síly kyselin a zásad
   Kyselina je tím silnější, čím snadněji
    odštěpí proton H+

   Zásada je tím silnější, čím sna...
Síla kyslíkatých kyselin

   Velmi slabé (HnXOn) – HBrO, HClO

   Slabé (HnXOn+1) – H2SO3, H2CO3

   Silné (HnXOn+2) – ...
Síla bezkyslík. kyselin, hydroxidů
   Síla bezkyslíkaté kyseliny roste společně
    se zvyšujícím se protonovém čísle

  ...
Autoprotolýza vody
   Samovolná reakce stejných molekul
    rozpouštědla

         H2O + H2O => H3O+ + OH-

         K1  ...
Číselné stanovení síly kyselin a
                 zásad
   V 1x107 dm3 vody je 1 mol H+ a OH-

   Používáme název iontov...
Příklad uvedení koncentrace
   Je –li v roztoku HCl [H3O+] = 1×10-3

   [H3O+] = 1×10-3
                       1×10-14
...
Závislost koncentrace na pH
        [H3O+] = [OH-]
        neutrální roztok

        [H3O+] > [OH-]
         kyselý roztok...
pH a pOH
   pH je vyjádřeno jako kladný exponent
    koncentrace H3O+ v roztoku
        (Při [H3O+] = 1×10-3 se pH = 3)

...
Výpočet pH a pOH
   Z udané koncentrace můžeme snadno
    hodnoty těchto veličin spočítat jako:

               pH = - lo...
Měření pH
   Univerzální indikátorové papírky

   Elektronický pH metr

   Činidla pH (fenolftalein, lakmus aj.)
----KONEC-----
Upcoming SlideShare
Loading in …5
×

Acidobazické reakce

9,163 views

Published on

Published in: Education, Business, Technology
  • Be the first to comment

  • Be the first to like this

Acidobazické reakce

  1. 1. Výuková prezentace chemie Acidobazické reakce (kyseliny a zásady)
  2. 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. 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. 4. Ukázka štěpení HCl => H + Cl + - NaOH => Na + OH + -
  5. 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. 6. Ukázka štěpení HCl + H2O => H3O+ + Cl- K1 Z1 K2 Z2 Konjugované páry
  7. 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. 8. Ukázka štěpení AlCl3 + Cl2 => AlCl4 + Cl - + K1 Z1 Z2 K2 Konjugované páry
  9. 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. 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. 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. 12. Autoprotolýza vody  Samovolná reakce stejných molekul rozpouštědla H2O + H2O => H3O+ + OH- K1 Z1 K2 Z2 Konjugované páry
  13. 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. 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. 15. Závislost koncentrace na pH [H3O+] = [OH-] neutrální roztok [H3O+] > [OH-] kyselý roztok [H3O+] < [OH-] zásaditý roztok
  16. 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. 17. Výpočet pH a pOH  Z udané koncentrace můžeme snadno hodnoty těchto veličin spočítat jako: pH = - log [H3O+] pOH = - log [OH-]
  18. 18. Měření pH  Univerzální indikátorové papírky  Elektronický pH metr  Činidla pH (fenolftalein, lakmus aj.)
  19. 19. ----KONEC-----

×