Protolytické reakce - Střední průmyslová škola Hranice

Transkript

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 -

Protolytické reakce - Střední průmyslová škola Hranice

Transkript

Podobné dokumenty

Klárka

Vkládání obrázků

Obsah - Albatros Media