14. Acidobazická rovnováha – pH Kyselost a zásaditost: Arrheniova

14. Acidobazická rovnováha – pH
o
o
o
o
o
Kyselost a zásaditost
Arrheniova a Brönstedova teorie kyselin a zásad
Disociace
Iontový součin vody
Definice pH a praktické řešení příkladů na výpočet pH
Kyselost a zásaditost:
Jsou to vlastnosti, k jejichž určování nám slouží indikátory. Indikátory jsou látky, které mají
jinou barvu v zásaditém a jinou v kyselém prostředí. Když prostředí není ani kyselé, ani
zásadité, je neutrální.
K přesnějšímu určení kyselosti a zásaditosti prostředí se používá pH stupnice:
Látky hodnoty menší než 7 jsou kyselé, 7 = neutrální a větší než 7 jsou zásadité.
NEMUSÍ TO BÝT JEN CELÁ ČÍSLA!
Některé z používaných indikátorů (v kyselinách, v zásadách ):
o Lakmus– zčervená ; zmodrá – přírodní indikátor z lišejníků
o Methyloranž – zoranžoví ; zežloutne
o Methylčerveň – zčervená ; zežloutne
o Fenolftalein – bezbarvé ; zfialoví
o Bromthymolová modř – zežloutne ; zmodrá
o Výluh z červeného zelí - zrůžoví ; zezelená– přírodní indikátor
o Výluh z řepy - zrůžoví ; zežloutne– přírodní indikátor
Přírodní indikátory jsou dostupnější a bezpečnější, ale kazí se a také se reakce trochu liší
v závislosti na odchylkách v životě rostliny.
Rozdělení kyselin a zásad má svou historii. Nejdříve byly látky rozeznávány jen podle chuti
(tzn., že kyseliny jsou kyselé). Později je nahradily nové, praktičtější teorie. Nyní jsou za
acidobazické reakce považovány ty, ve kterých dochází k přesunu protonů H+, a to nejčastěji
ve vodném prostředí. Tomu předcházela např.:
Arrheniova teorie kyselin a zásad:
První použitelná teorie kyselin a zásad. Definuje, za jakých podmínek se látky chovají jako
kyseliny nebo zásady. Platí to jen pro vodné roztoky a neplatí u zásad pro skupiny, které
nemají OH-. Je pojmenována po švédském fyzikálním chemikovi Svante Arrheniovi. Říká, že:
-
kyseliny jsou látky, které mají schopnost odevzdat proton H+
Např.: HCl → H+ + Cl−
Zásady jsou naopak látky, které mají schopnost odevzdat hydroxidový anion OH−
Např.: NaOH → Na+ + OH−
Brönsted - Lowryho teorie:
Pro vylepšení Arrheinovy teorie dánský chemik Johannes Nicolaus Brönsted označil nezávisle
na jeho anglickém kolegovi Thomasu Martinovi Lowrym:
- Kyseliny za částice odštěpující proton H+ (Stejně jako u A.teorie)
Př.: HNO3 -> H+ + NO3-
Zásady začástice, které proton H+ přijímají – akceptují
Př.: H2O + H+ -> H3O+
Voda může protony jak přijímat, tak odevzdávat, proto je považována za látku amfoterní,
například stejně jako amoniak.
Disociace:
Je to děj, při kterém dochází k rozkladu molekuly na ionty:
HCl -> H+ + OHNaOH -> Na+ + OHNaCl -> Na+ + Cl-
Úplná disociace: dochází k ní u silných kyselin, silných zásad a solí (s kationtem silné zásady
a aniontem silné kyseliny). Každá molekula přítomná v roztoku podléhá rozkladu.
Částečná disociace - k disociaci dochází pouze u části molekul přítomných v roztoku. Míru
disociace určuje disociační stupeň (poměr počtu disociovaných molekul látky k jejich
celkovému počtu ve vodném roztoku)
disociace kyseliny:
disociace zásady:
+
HCl + H2O ↔ H3O + Cl
NH3 + H2O ↔ NH4+ + OH-
Např. Když nalijeme HCl do vody, pravděpodobně v ní nenajdeme molekulu HCl, ale rozdělí
se na H+ a Cl-.
Iontový součin vody:
Ve vodě dochází také k disociaci – a to H2O + H2O ↔ H3O+ + OHProto ve vodném roztoku je mimo molekuly vody také H3O+ a hydroxylové anionty OH-.
Součinem těchto koncentrací nám vznikne za konstantních podmínek iontový součin vody
(značka: Kw). Např. v čisté vodě je koncentrace obou iontů stejná – nabývá hodnoty 10-7.
KW = (H3O+) x (OH-)
pKW = pH + pOH
-Když má pH či pOH nějakou hodnotu, dopočtem do 14 zjistíme onu druhou hodnotu.
U vody nabývají obě hodnoty -7, což znamená, že koncentrace je rovnovážná, tedy voda je
neutrální.
*pOH je tedy opak k pH – záporný dekadický logaritmus koncentrace hydroxidových aniontů
OH-.
Definice pH:
PH = potential of hydrogen = potenciál vodíku
Také se mu říká vodíkový exponent, je to číslo, které vyjadřuje, zda roztok reaguje kysele či
zásaditě. Jedná se o logaritmickou stupnici, které má hodnoty od 0 do 14.
pH je definováno jako záporný dekadický logaritmus koncentrace oxoniových kationtů.
Počítá se pomocí iontového součinu koncentrací noniových kationtů a hydroxylových
aniontů.
Výpočet pH:
Výpočet pH se liší podle toho, zda se jedná o silné nebo slabé kyseliny/zásady:
Silné kyseliny a zásady jsou ve vodě zcela rozštěpeny, proto platí:
o JEDNOSYTNÉ KYSELINY: ckyseliny = c(H3O+)
o DVOJSYTNÉ KYSELINY: 2 ckys. = c(H3O+)
o TROJSYTNÉ KYSELINY: 3 ckys. = c(H3O+)
Násobíme podle počtu vodíku
– Př. Vypočtěte pH roztoku H2SO4, jestliže cH2SO4=0,01 mol.l-1:
- Dvojsytná kyselina = -log (2x 0,01) = -log (0,02) = 1,7. pH=1,7 ; (pOH=12,3)
Silné zásady se ve vodném roztoku štěpí za vzniku iontů OH-, proto koncentrace zásady má
vztah ke koncentraci OH- iontů, tudíž k hodnotě pOH:
pOH = -log c(OH-)
Z iontového součinu tak proto vyplývá pro pH vztah: pH = 14 – pOH
-Př. Vypočítejte pH roztoku o c= 0,033 mol/l NaOH:
- pH=14 – pOH, pH = 14 – (- log 1x 0,033), pH = 12,52
Pro jednosytné a vícesytné zásady platí pro vztah mezi c(OH-) a Czás. obdobná analogie jako
u jednosytných a vícesytných kyselin:
o Jednosytné zásady: Czás. = c(OH-)
o Dvojsytné: 2 Czás. = c(OH-)
Řešené příklady:
KOH c=10-5 mol/l
[OH]- = 10-5
[H]+=10-9
HCl c=0,001 mol/l
[H]+=10-3
->
Ba(OH)2 c=0,002 mol/l /:2 = 0,001mol/l
->
pH= 9
pH= 3
[OH]- = 10-3
[H]+= 10-11
->
pH=11
Jaká je látková koncentrace roztoku hydroxidu barnatého, jestliže pH tohoto roztoku se rovná 12?
- Počítáme s tím, že pH = 12, tedy pOH=2
-
c by se tedy mělo rovnat 0,01, ale…!
Hydroxid je bar-NATÝ, tedy dvojsytný, musíme tedy vydělit 0,01:2 = 0,005!
 Poznámka pod čarou:
Příklady by mohli vypadat i tak, že známe pH, které má ale DESETINNÉ ČÍSLO a u něj
určujeme koncentraci! Nikdo by ale nebyl schopen vysvětlit postup u této situace, tudíž
až přijede pan prof. Ševčík, dopíši sem ještě nějaké vzorové příkládky 