kyseliny a zsady

Registrační číslo projektu: CZ.1.07/1.4.00/21.2939
Název projektu: Investice do vzdělání - příslib do budoucnosti
Číslo přílohy: VY_číslo šablony_INOVACE_číslo přílohy
Autor
Datum vytvoření
vzdělávacího materiálu
Ročník
Vzdělávací
oblast/vzdělávací obor
Tématický okruh/téma
Metodický list/anotace
Mgr. David Kollert
Mgr. David Kollert
Podzim 2011
Osmý
Člověk a příroda/chemie
Teorie kyselin a zásad, základy názvosloví a indikátory
Tento učební materiál ţáky seznamuje se základní
charakteristikou kyselin a hydroxidů, dále se zabývá
autoprotolýzou vody a zavádí pojem pH
Stránka 1
Autoprotolýza vody
Molekuly vody se neustále štěpí na ionty (DISOCIUJÍ), i kdyţ ve velmi malé míře.
H2O → H+ + OH- nebo přesněji: (H2O + H2O → H3O+ + OH- ) jedná se o tzv.
autoprotolýzu vody
H2O → H+ + OH-
H2O + H2O → H3O+ + OH-
Koncentrace H3O+ a OH- je velice nízká, řádově 1, 01 ∙ 10-7mol.dm3
V případě, ţe se jedná o čistou vodu, je koncentrace H3O+ rovna
koncentraci OH-, tedy 10-7 a pH roztoku je 7, roztok je neutrální.
pH = stupnice kyselosti, vyjadřuje koncentraci H O
v roztoku. Koncentrace H3O+ se
v běţných roztocích pohybuje v rozmezí 1 – 10 -14 mol∙dm3.
3
Koncentrace H3O+ (H+)
-7
-6
-5
Konc. je větší než 10 (10 , 10 , 10
pH
-4
…)
Koncentrace je rovna 10 -7
Konc. je menší než 10 -7 (10 -8,10 -9, 10
…)
Mgr. David Kollert
+
Reakce roztoku
pH < 7
Roztok je kyselý
pH = 7
Roztok je neutrální
pH > 7
Roztok je zásaditý
-10
Stránka 2
KYSELINY (dle S. Arrhenia a W. Ostwalda) : jsou to látky, které ve
své molekule obsahují atomy vodíku a ve vodném roztoku zvyšují
koncentraci H3O+ a tím způsobují kyselost roztoku.
Kyselost vodného roztoku způsobují vodíkové kationy (protony) H+, které vznikají štěpením
kyselin při rozpouštění ve vodě. Štěpení látek na ionty se nazývá DISOCIACE.
Např:
 HCl → H+ + Cl HNO3 → H+ + NO3 H2SO4 → H+ + HSO4-
(vzniká kationt vodíku a chloridový aniont)
(vzniká kationt vodíku a dusičnanový aniont)
(vzniká kationt vodíku a hydrogensíranový aniont)
Kationt vodíku (H+) není schopen samostatné existence a ihned reaguje s molekulou vody za
vzniku oxoniového kationtu (hydroxoniového) H3O+
Např:
HCl → H+ + Cl-
H+ + H2O → H3O+
Nebo:
HCl + H2O → H3O+ + Cl-
IONIZACE DVOJSYTNÝCH KYSELIN PROBÍHÁ DO DVOU STUPŇŮ:
H2SO4 →
+
→
+
IONIZACE TROJSYTNÝCH KYSELIN PROBÍHÁ DO TŘÍ STUPŇŮ:
H3PO4 →
+
+
+
Mgr. David Kollert
Stránka 3
KYSLÍKATÉ KYSELINY
Jedná se o tříprvkové sloučeniny: ve vzorci je na prvním místě vodík s oxidačním číslem plus
jedna, na druhém místě kyselinotvorný prvek (halogen, N, P, S, C, Si, B, Mn…) s oxidačním
číslem, které odpovídá koncovce v názvu kyseliny a na posledním místě je umístěn atom
kyslíku s oxidačním číslem mínus dva.
Při tvoření vzorce kyseliny vycházíme z toho, že počet záporných nábojů
v molekule kyseliny musí odpovídat počtu kladných nábojů, aby molekula
byla navenek elektroneutrální.
kyselina dusičná: HI NV O3-II → HNO3 počet kladných nábojů je [1 + 5 = +6]
počet záporných nábojů je [-2 . 3 = -6]
kyselina sírová: H2I SVI O4-II
→ H2SO4 počet kladných nábojů je [2.1 + 6 = 8]
počet záporných nábojů je [4 . -2 = -8]
Pokud je v molekule kyseliny vázáno více atomů vodíku, vyjadřujeme jejich počet
číslovkovými předponami (di-, tri-, tetra-) a latinským názvem vodíku – hydrogen.
Např: kyselina trihydrogenfosforečná H3PO4
(u kyseliny sírové, siřičité, uhličité…..počet atomů vodíku neuvádíme)
KYSELINY SE DĚLÍ PODLE POČTU VODÍKU V MOLEKULE NA :
 jednosytné (HNO2 ,HNO3 ,HClO3 ,HClO4)
dvojsytné (H2SO3 ,H2SO4 ,H2CO3)

 trojsytné (H3PO4)
REAKCE ZŘEDĚNÉ KYSELINY SÍROVÉ :
 s neušlechtilými kovy reaguje kyselina za vzniku soli a vodíku
Zn + H2SO4 → H2 + ZnSO4
Fe + H2SO4 → H2 + FeSO4
s mědí zředěná kyselina sírová nereaguje (ušlechtilý kov)
 reakce kyseliny s oxidy kovů za vzniku vody a soli
ZnO + H2SO4 → H2O + ZnSO4
CuO + H2SO4 → H2O + CuSO4
REAKCE ZŘEDĚNÉ KYSELINY CHLOROVODÍKOVÉ :
 s neušlechtilými kovy reaguje jako kys. sírová
2HCl + Zn → H2 + ZnCl2
2HCl + Fe → H2 + FeCl2
s mědí zředěná kys. chlorovodíková nereaguje
Mgr. David Kollert
Stránka 4
BEZKYSLÍKATÉ KYSELINY
Jsou to kyseliny, jejichţ molekulu tvoří pouze atom vodíku a další nekovový prvek
(halogen).
Jejich názvy se skládají z podstatného jména kyseliny a z přídavného jména, které vznikne
tak, ţe k názvu sloučeniny vodíku s nekovovým prvkem se přidá zakončení –ová.
HCl
HF
HBr
HI
H2S
kyselina chlorovodíková (kyselina solná)
kyselina fluorovodíková
kyselina bromovodíková
kyselina jodovodíková
sulfan (sirovodík) ve vodném prostředí má téţ kyselé vlastnosti
H2S +H2O → H3O+ + HS-
HCN kyselina kyanovodíková
Tabulka koncovek kyslíkatých kyselin
oxidační č.
I
II
III
IV
V
VI
VII
VIII
koncovka
- ná
- atá
- itá
- ičitá
- ičná
- ečná
- ová
- istá
- ičelá
příklad
kyselina bromná
kyselina olovnatá
kyselina boritá
kyselina uhličitá
kyselina dusičná
kyselina chlorečná
kyselina sírová
kyselina jodistá
kyselina osmičelá
vzorec
H+IBr+IO-II
H2+IPb+IIO2-II
H+IB+IIIO2-II
H2+IC+IVO3-II
H+IN+VO3-II
H+ICl+VO3-II
H2+IS+VIO4-II
H+II+VIIO4-II
H2+IOs+VIIIO5-II
Přehled důležitých kyselin:
H2SO4 KYSELINA SÍROVÁ (VITRIOL PO STARU )
Vlastnosti: hustá, viskózní kapalina, neomezeně mísitelná s vodou (při mísení s vodou
vţdy přidávám kyselinu do vody, jinak můţe dojít k výbuchu)
Výroba: oxidace SO2 na SO3 pomocí katalyzátoru oxidu vanadičného (SO2 se získá
například praţením pyritu či spalováním síry)
S + O2 → SO2 ... SO2 + O2
(H2S2O7) oleum – dýmavá kyselina
Mgr. David Kollert
SO3…SO3 + H2O (v 96 % H2SO4)
→
H2SO4
Stránka 5
Pouţití: výroba hnojiv, zpracování ropy, výroba barev, mýdla, výroba přírodního kaučuku,
umělá vlákna, zpracování kovů
HNO3 KYSELINA DUSIČNÁ
Vlastnosti: silná kyselina, silné oxidační činidlo
Výroba: oxidace amoniaku NH3 + O2
rhenium)
NO + H2O (katalyzátorem je platina,
NO + O2 → NO2 …….NO2 + H2O → HNO3 + NO
Pouţití: nejvíce na výrobu ledků (hnojiv..NH4NO3), v organické chemii, výbušniny,
pyrotechnika
H3PO4 KYSELINA TRIHYDROGENFOSFOREČNÁ
Pouţití: výroba fosforečných hnojiv, potravinářský průmysl, zubní pasty, úprava povrchu
kovů (fosfatování), prací prašky (ve velmi zředěném stavu je netoxická proto ochucovadlo
pro šumivé nápoje typu coca coly.
Výroba: oxidace fosforu a reakce s vodou
P4 + O2 → P2O5 (P4O10)…..+ H2O → H3PO4
HCl KYSELINA CHLOROVODÍKOVÁ (KYSELINA SOLNÁ )
Vlastnosti: bezbarvá velmi těkavá kapalina, vzniká zaváděním chlorovodíku do vody.
Nachází se v ţaludečních šťávách.
Chlorovodík se připravuje reakcí kyseliny sírové s chloridem sodným
NaCl + H2SO4 → HCl + NaHSO4
Nebo přímou synthesou H2 + Cl2 → 2HCl
Pouţití: úprava kovů (moření kovů), čistící prostředky,
dobře rozpouští vodní kámen
CaCO3 + HCl → H2O + CaCl2 + CO2
Mgr. David Kollert
Stránka 6
HYDROXIDY
Jedná se o tříprvkové sloučeniny, které obsahují hydroxidové aniony OH- vázané na
kationty kovu ( Na, K, Al, Pb, Cu, Li, Ca, Ba, Fe….), (popř. na amonný kation NH4+).
Jedná se o látky, které ve vodném prostředí zvyšují
koncentraci OH- , mají schopnost odštěpit skupinu
OHTabulka koncovek hydroxidotvorných prvků
Ox. č.
I
II
II
IV
Koncovka
- ný
- natý
- itý
- ičitý
Příklad
hydroxid draselný
hydroxid vápenatý
hydroxid ţelezitý
hydroxid manganičitý
Vzorec
K+IOH-I
Ca+II(OH)2-I
Fe+III(OH)3-I
Mn+IV(OH)4-I
NaOH → Na+ + OHCa(OH)2 → Ca2+ + 2OHVzorec hydroxidu vytvoříme z jeho názvu tak, ţe ke značce prvku připojíme tolik skupin
OH- , jaké hodnotě oxidačního čísla odpovídá zakončení přídavného jména.
Skupina OH- v hydroxidech má oxidační číslo –I.
V případě, ţe atom kovu má oxidační číslo I skupinu OH nedáváme do závorky.
KOH HYDROXID DRASELNÝ , NaOH HYDROXID SODNÝ
(jejich roztoky se nazývají téţ louhy), jsou to bílé, pevné, ve vodě dobře rozpustné látky.
Pouţívají se při výrobě papíru, mýdel, plastů………..
Výroba: elektrolýzou
Na2CO3 (bezvodá soda) nahrazuje v mnoha případech NaOH při výrobě papíru, mýdla,
pracích prášků dále se pouţívá na výrobu skla, či odsiřování elektráren. Dnes se jako soda
na praní jiţ moc nepouţívá (nahrazena detergenty), ale stále se pouţívá NaHCO3
Mgr. David Kollert
Stránka 7
Ca (OH)2
HYDROXID VÁPENATÝ
(hašené vápno) pevná bílá látka, ve vodě méně rozpustná.
Výroba: 1, pálení vápence (ve vápenkách)
CaCO3
CaO (pálené vápno) + CO2
2, hašení páleného vápna CaO + H2O → Ca (OH)2
3, tvrdnutí vápenné malty Ca (OH)2 + CO2 → CaCO3 + H2O
AMONIAK (ČPAVEK) NH3:
Amoniak je plynná látka velice silně zapáchající, leptá pokoţku, je silně jedovatý, vzniká
rozkladem rostlinných a ţivočišných zbytků a reaguje s vodou za vzniku hydroxidu
amonného.
NH3 + H2O → NH4OH
Pouţití: výroba kyseliny dusičné, výroba průmyslových hnojiv, barviv a sody, důleţité
rozpouštědlo
Výroba: N2 + H2
NH3 (400°C, 20 MPa, katalyzátorem je ţelezo)
DALŠÍ HYDROXIDY :
h. měďnatý
h. lithný
h. ţeleznatý
h. hlinitý
Cu(OH)2
LiOH
Fe(OH)2
Al(OH)3
ZÁSADOTVORNÉ A KYSELINOTVORNÉ OXIDY
1. Oxidy, které reagují s vodou za vzniku kyseliny, nazýváme kyselinotvorné (SO2,
P2O5, SO3, CO2, NO2….)
CO2 + H2O → H2CO3
NO2 + H2O → HNO3
SO2 + H2O → H2SO3
2. Oxidy, které reagují s vodou za vzniku hydroxidů, jsou zásadotvorné oxidy.
CaO + H2O → Ca(OH)2
K2O + H2O → KOH
Mgr. David Kollert
Stránka 8
INDIKÁTORY
Kyselost a zásaditost roztoků určujeme nejčastěji pomocí acidobazických indikátorů.
Tyto indikátory slouţí k rychlému a přibliţnému určování hodnot pH roztoků. Jsou to
organické látky, které při určité kyselosti roztoku změní své zabarvení v určitém rozsahu
pH a tím i zabarvení roztoku.
indikátor
Kyselý roztok
Zásaditý roztok
Fenolftalein
Tymolová modř
metyloranţ
Bezbarvý
Červená
červená
Červený
Ţlutý
ţlutý
V praxi se pouţívá směsi indikátorů = univerzální indikátor
Mgr. David Kollert
Stránka 9
Pracovní list:
Napiš schéma disociace molekuly vody:
Doplň tabulku
Koncentrace H3O+ (H+)
pH
Reakce roztoku
Proveď rozdělení kyselin podle počtu vodíku v molekule:
Charakterizuj hydroxidy, uveď příklad:
Pracovní list:
Mgr. David Kollert
Stránka 10
Řešení
Napiš schéma disociace molekuly vody:
H2O → H+ + OH-
H2O + H2O → H3O+ + OH-
Doplň tabulku
Koncentrace H3O+ (H+)
-7
-6
-5
Konc. je větší než 10 (10 , 10 , 10
pH
-4
…)
Konc. je rovna 10 -7
Konc. je menší než 10 -7 (10 -8,10 -9, 10
…)
Reakce roztoku
pH < 7
Kyselá
pH = 7
Roztok je neutrální
pH > 7
Roztok je zásaditý
-10
Proveď rozdělení kyselin podle počtu vodíku v molekule:
jednosytné (HNO2 ,HNO3 ,HClO3 ,HClO4)
dvojsytné (H2SO3 ,H2SO4 ,H2CO3)
trojsytné
(H3PO4)
Charakterizuj hydroxidy a uveď příklad:
Hydroxidy mají schopnost ve vodném roztoku uvolňovat hydroxidové anionty OHMg (OH)2 → Mg+2 + OHMgr. David Kollert
NaOH → Na+ + OH-
NH4 OH → NH4+ + OHStránka 11