Teorie kyselina zásad

Arheniova teorie

• Kyselina = látka, která je schopna odštěpit kationt H⁺

HCl H⁺ + Cl^–

H₂SO₄2 H⁺ + SO₄^2-

H₃PO₄ 3 H⁺ + PO₄^3-

• Zásada = látka, která je schopna odštěpit aniont OH^–

NaOH Na⁺ + OH^–

Ca(OH)₂Ca²⁺ + 2 OH^–

• Nedostatky: platí jen ve vodných roztocích, zásadou mohou být i látky, které OH^– neobsahují, např. Na₂CO₃

Brönstedova teorie

• Kyselina = částice, která je schopna odštěpit kationt H⁺a stát se zásadou

HCl H⁺ + Cl^–

• Zásada = částice, která je schopna vázat kationt H⁺a stát se kyselinou

NH₃ + H⁺NH₄⁺

• Brönstedova teorie popisuje protolytické reakce
• Konjugované páry = protolytické systémy, jehož účastníci se liší o proton H⁺

 

 

 

• Amfoterní látky = chovají se jako kyselina či zásada podle prostředí (HSO₄^–, H₂O, …)
• Látku dělá kyselinou či zásadou pouze její chování v té které reakci!

Lewisova teorie

• Nejnovější a nejobecnější, uplatnění především v organické chemii.
• Kyselina = jakákoliv látka, která obsahuje volný orbital (H⁺, AlCl₃, Ag⁺)
• Zásada = jakákoliv látka, která má k dispozici volný elektronový pár (NH₃, H₂O)

 

Síla kyselin a zásad

• Mírou kyselosti 8 je [H₃O⁺]
• Mírou zásaditosti 8 je [OH^–]

[H₃O⁺]>[OH^–]    8 je kyselý

[H₃O⁺]<[OH^–]    8 je zásaditý

[H₃O⁺]=[OH^–]    8 je neutrální

• Kyselina se může chovat kysele pouze v přítomnosti zásady a naopak
• Míru schopnosti kyselin (a zásad) odštěpovat H₃O⁺ (OH^–), tzn. schopnost disociovat, a tedy sílu kyseliny, určuje disociační konstanta odvozená z rovnovážné konstanty

HCl + H₂O H₃O⁺ + Cl^–

NH₃ + H₂O NH₄⁺ + OH^–

 

• Silné kyseliny K_A> 10^-2                HCL, HF, H₂SO₄, HNO₃, HClO₄
• Slabé kyseliny K_A< 10^-4                H₂SO₃, H₂CO₃, organické kyseliny
• Silné zásady K_B> 10^-2                NaOH, KOH
• Slabé zásady K_B< 10^-4                Mg(OH)₂, NH₄OH

Iontový součin vody a pH

• Autoprotolýza = disociace čisté vody bez dalších látek
  2H₂O H₃O⁺ + OH^–
• Z rovnovážné konstanty odvodíme iontový součin vody:
  
• Hodnota 10^-14 – platí při 25°C(je tedy závislá na teplotě)
  • Platí nejen ve vodě, ale i ve vodných roztocích → z [H₃O⁺] můžeme určit kyselost 8
  • Byla zjištěna empiricky na základě vodivosti absolutně čisté vody
• Z rovnice disociace plyne, že , to znamená, že
• Pro snazší výpočet byla zavedena logaritmická stupnice pH(potential Hydrogen)
  (zavedl dánský chemik Sörensen)
• pH = záporný dekadický logaritmus
• Pro čistou vodu:

 

, tento výpočet platí pro zředěné 8 (do c = 1 mol.dm^-3)

 

pH =7                             8 je neutrální

pH < 7            8 je kyselý

pH > 7            8 je zásaditý

 

• Indikátory = barviva (přírodní nebo umělá), která mění barvu podle pH 8

univerzální indikátor – barevná stupnice pro celé pH, UIP
vznikl smícháním několika indikátorů
Čůta – Kámen, 2 chemici VŠCHT

fenolftalein – bezbarvý lihový 8
přechod pH = 8,3 – 10
v kyselém prostředí bezbarvý, v zásaditém růžovofialový

lakmus – vodný roztok fialové barvy, nebo napuštěný do papírků
z lišejníků
přechod pH = 5 – 8
v kyselém prostředí červený, v zásaditém modrý

methylčerveň – přechod pH = 4,4 – 6,2
v kyselém prostředí červená, v zásaditém žlutá

methyloranž – přechod pH = 3,2 – 4,4
v kyselém prostředí červená, v zásaditém oranžová

kongo červeň – přechod pH = 3 – 5
v kyselém prostředí modrá, v zásaditém červená

indikátor z červeného zelí – vodný výluh, obsahuje antokyany patřící mezi flavonoidy

• Pufr = tlumivý (ústojný) 8 – používá se k vytvoření a udržení prostředí o daném pH

Výpočty pH

1. pH silných kyselina silných zásad
2. pH slabých kyselin a slabých zásad

• Záporný dekadický logaritmus koncentrace oxoniových kationtů
• Logaritmická stupnice pH byla zavedeno pro snadnější výpočet kyselosti roztoku
• pH = -log [H₃O⁺]
• Příklad výpočtu:  [H₃O⁺] = 10^-4mol/dm³

→ pH = -log 10^-4 = (-4) * (-log10) = (-4) * (-1) = 4

Hodnoty pH	kyselé	neutrální	zásadité
pH	0     1     2      3     4     5     6	7	8     9    10   11   12   13    14
[H3O+]	10-1 ….	10-7
[HO–]	10-14 ….	10-7

Neutralizace

• Reakce kyseliny a zásady, při které vzniká sůl a voda
• Zpětná reakce k autoprotolýze
  HCl (aq) + NaOH (aq) NaCl + H₂O
• Iontový zápis: H₃O⁺ + Cl^– + Na⁺ + OH^– Na⁺ + Cl^– + 2H₂O

Hydrolýza solí

• Reakce iontů soli s vodou za vzniku H₃O⁺ nebo OH^–
• Soli ve vodě disociují na ionty, tyto ionty mohou v některých případech (pokud jsou odvozeny od slabé kyseliny nebo slabé zásady) reagovat s vodou → proto se při hydrolýze mění pH

Typy solí	Reakce iontů s vodou	Výsledná reakce
Sůl silné kyseliny a slabé zásady (NH4Cl)	NH4+ odštěpuje H+ (+H2O → H3O+)Cl– nereaguje	kyselá
Sůl slabé kyseliny a silné zásady (Na2CO3)	Na+ nereaguje CO32- přijímá z vody H+ → přebytek OH–	zásaditá
Sůl silné kyseliny a silné zásady (NaCl)	Na+ ani Cl– s vodou nereagují	neutrální
Sůl slabé kyseliny a slabé zásady ((NH4)2 CO3)	Reaguje NH4+ i CO32- → účinky se téměř vyruší	přibližně neutrální

 

Porovnání protolytických a redoxních dějů a jejich význam

Protolytické děje

• Při proteolytické reakci kyselina předá svůj proton a stane se z ní zásada, naopak ze zásady se přijmutím H⁺stane kyselina

HCl (kys) + H₂O (zás) → H₃O⁺ (kys) + Cl^– (zás)

• Konjugovaný pár – dvojice látek lišících se o proton
• Při proteolytické reakci reaguje vždy jedna kyselina jednoho protolytického systému se zásadou druhého protolytického systému

NH₃  +  H⁺  →  NH₄⁺
Kys. ————— Zás.
konjugovaný pár

• Silná kyselina je vždy konjugována se slabou zásadou (silné kyseliny snadno odštěpují H⁺; slabá zásada neochotně přijímá H⁺)
• Slabá kyselina je vždy konjugována se silnou zásadou (slabá kyselina neochotně odštěpuje H⁺; silná zásada snadno přijímá H⁺)

H₂SO₄ + H₂O → H₃O⁺ + HSO₄^–
silná kys.——————–slabá zás.

NH₃ + H₂O → NH₄⁺ + OH^–
slabá zás.——silná kys.

Redoxní děje

Oxidace

• Látka, která se oxiduje – předává elektron druhému reaktantu a zvyšuje své oxidační číslo
• Většinou se látky oxidují pomocí oxidačního činidla

–          Oxidační činidlo

• Způsobuje oxidaci jiné látky, přijímá elektrony od jiné látky, tím ji oxiduje, samo se redukuje
• Elektronegativní nekovy: fluor, kyslík, chlor, brom
• Kationty přechodných kovů – Ag³⁺, Ag⁺
• Peroxidy a oxidy prvků s vyššími ox. čísly – H₂O₂, PbO₂
• Anionty kyslíkatých kyselin – MnO₄^–, NO₃^–

Redukce

• Látka, která se redukuje – přijímá elektron od druhého reaktantu a snižuje své oxidační číslo
• Většinou se látky redukují pomocí redukčního činidla

–          Redukční činidlo

• Způsobuje redukci jiné látky – odevzdává elektrony jiné látce, tím ji redukuje, samo se oxiduje
• Málo elektronegativní prvky: I. A – III. A skupina (Na, H₂)
• Ionty kovů s nízkým ox. číslem
• Oxidy s nízkým ox. číslem – CO, SO₂
• Redukce např. při výrobě surového a ryzího železa ve vysoké peci

• Např. – reakce mědi s kyslíkem
• Měď se oxiduje, kyslík se redukuje
• Kyslík je tedy oxidační činidlo, protože způsobil oxidaci mědi a sám se přitom redukoval
• Měď je redukční činidlo, protože způsobila redukci kyslíku a sama se přitom oxidovala

redukce kyslíku:     O⁰ + 2 e^– O^2-

oxidace mědi:     Cu⁰ – 2 e^– Cu²⁺

 

Redoxní reakce

• Reakce, při nichž se mění oxidační čísla atomů
• Každá redoxní reakce tvořená dvěma poloreakcemi probíhajícími současně – oxidací a redukcí
• V přírodě – hoření, koroze

Pravidla pro vyčíslování redoxních rovnic

př. Zapiš chemickou rovnicí reakci mědi s kyselinou dusičnou (vzniká dusičnan měďnatý, oxid dusnatý a voda)

 

1) napsat vzorce výchozích látek a produktů

Cu + HNO₃ Cu(NO₃)₂ + NO + H₂O

 

2) určit oxidační čísla atomů a zjistit, u kterých atomů se ox. čísla změnila

Cu⁰ + HN^VO₃ Cu^II(N^VO₃)₂ + N^IIO + H₂O

 

3) zapsat obě poloreakce včetně přijatých a odevzdaných elektronů

ox: Cu⁰ Cu^II               – 2e^–

red: N^V N^II                           + 3e^–

 

4) použít křížové pravidlo

ox: Cu⁰ Cu^II       -2e^–3

red: N^V N^II             +3e^–2

 

5) čísla doplnit do rovnice jako koeficienty před sloučeniny, ve kterých je atom s příslušným oxidačním číslem (3 před Cu s ox. č. +II, a 2 před N s ox. č. +II)

Cu + HNO₃ 3 Cu(NO₃)₂ + 2 NO + H₂O

 

6) dopočítat ostatní atomy, kyslík a vodík nechat na závěr

3 Cu + 8 HNO₃ 3 Cu(NO₃)₂ + 2 NO + 4 H₂O

Bezpečnost a hygiena práce v chemické laboratoři

Laboratorní řád

• Do laboratoře vstupujeme pouze s vyučujícím.
• Přicházíme vhodně oblečeni, používáme ochranný plášť a pomůcky, pokud jsou doporučeny.
• V laboratoři nejíme ani nepijeme.
• Neustále udržujeme pořádek na pracovním stole.
• Před začátkem práce se seznámíme s pracovním postupem a dodržujeme ho.
• Při práci používáme čisté a nepoškozené nádobí.
• Průběh pokusu neustále sledujeme a neopouštíme bezdůvodně své místo.
• Odpad likvidujeme podle pokynů vyučujícího.
• Po ukončení práce odevzdáme zbylé chemikálie, umyjeme sklo, uklidíme stůl a umyjeme si ruce.
• Každou mimořádnou událost hlásíme vyučujícímu.

Technika experimentální práce

• Mikrotechnika: látky o m < 0,1g a V < 1cm³
• Semimikrotechnika: látky o m = 0,1g – 1g a V = 1 – 10cm³
• Makrotechnika: látky o m > 0,1g a V > 10cm³

Chemické pomůcky

• Skleněné:
• Varné: zkumavky, kádinky, alonž, destilační baňky, Erlenmeyerova baňka, chladiče, U-trubice, odsávací zkumavka
• Technické: nálevka, střička, odsávací baňky, promývačka, prachovnice, hodinové sklo, krystalizační miska, Petriho miska, exsikátor
• Odměrné: pipeta, byreta, odměrné baňky, zkumavky, válce
• Porcelánové: kelímek, miska, třecí miska s tloučkem
• Plastové: střička

Práce s kahanem

• Uzavřu příchod vzduchu
• Škrtnu sirkou
• Pustím plyn
• Zapálím hořák
• Otevřu příchod vzduchu