Kyseliny a zásady, porovnání protolytických a redoxních dějů, bezpečnost a hygiena práce
Teorie kyselina zásad
Arheniova teorie
- Kyselina = látka, která je schopna odštěpit kationt H+
HCl H+ + Cl–
H2SO42 H+ + SO42-
H3PO4 3 H+ + PO43-
- 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 KA> 10-2 HCL, HF, H2SO4, HNO3, HClO4
- Slabé kyseliny KA< 10-4 H2SO3, H2CO3, organické kyseliny
- Silné zásady KB> 10-2 NaOH, KOH
- Slabé zásady KB< 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
- pH silných kyselina silných zásad
- 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+ nereagujeCO32- 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– O2-
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 + HNVO3 CuII(NVO3)2 + NIIO + H2O
3) zapsat obě poloreakce včetně přijatých a odevzdaných elektronů
ox: Cu0 CuII – 2e–
red: NV NII + 3e–
4) použít křížové pravidlo
ox: Cu0 CuII -2e–3
red: NV NII +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