Disociace kyselin a zásad +teorie

Disociace kyselin a zásad

• ve vodě vede vždy k ustavení protolytické rovnováhy

- charak. rovnovážná konstanta

1. disociace kyselin ve vodě

• voda vzhledem ke kyselině je v nadbytku, její koncentrace se při disociaci nemění, proto byla zahrnuta do konstanty

• hodnoty jsou uvedeny v MFChT

- udávají sílu elektrolytu (kyseliny)

• silné kyseliny snadno disociují = snadno odštěpují vodíkový kationt

• přijímají vodíkový kationt

1. disociace zásad ve vodě

• platí pravidla, jako u kyseliny

• zásady odštěpují vodíkový kationt

• vyjadřuje sílu zásady

• čím vyšší číslo, tím silnější zásada

• míru disociace také udává disociační stupeň

- α =$\frac{počet\ dis.molekul}{celkový\ počet\ molekul}$ ≤ 1

• jednotka chybí

• α=1 (100%) - silný elektrolyt

• α<<1 - velmi slabý elektrolyt

• α=0 - nedisociuje (cukr)

- pokud vede el. proud -> disociuje

1. disociace výcesytných kyselin a zásad

• disociují do více stupňů

SÍLA KYSELIN

• bezkyslíkaté

• nejsilnější jsou pouze halogenovodíkové

• čím nižší polarita, tím větší schopnost odštěpit proton

H2S - slabá
HCN
HF - nejslabší
->mezi molekulami jsou pevné vodíkové můstky
HBR
HI - nejkyselejší

• kyslíkaté

• síla závisí na poměru H:O

1:1 = velmi slabá Hn X On

1:2 = slabá (H2CO3) Hn X On+1

1:3 = silná (HNO3, H2SO4) Hn X On+2

1:4 = velmi silná Hn X On+3

- silnější zastupuje kyselinu, slabší zásadu

1. disociace vody

• AUTOPROTOLÝZA VODY

- reakce dvou stejných molekul (jedna se chová jako zásada a druhá jako kyselina

• IONTOVÝ SOUČIN VODY

- autoprotolytická konstanta, charakterizuje autoprotolytickou rovnováhu ve vodě

- je určena součinem koncentrací iontů

- závisí na teplotě a s teplotou roste

• amfolyt = látka, podléhající autoprotolýze

- látka, chovající se jako kyselina, nebo jako zásada

- autoprotolýza vysvětluje vodivost

v čisté vodě platí:

x2=10-14

x=$\sqrt{10^{- 14}}$

x=10-7

- neutrální roztoky (při 25°C)

př.: 60°C

kyselé roztoky

zásadité roztoky

pH=-log

- odvozeno od iontového součinu vody

pOH= -log

pKA=-log KA

pH + pOH=14=pKA

pH = 7 - neutrální

pH < 7 - kyselý

pH > 7 - zásaditý

př.:

Iontový součin vody při 37°C má hodnotu 2,54x10-14 mo/l2. Vpočítej hodnotu neutrápního roztoku.

Roztok kys. chloristé o koncentraci 0,1055 mol/l

Kolikrát se musí zvýšit koncentrace oxoniových kationtů, aby se pH změnilo o 1.

Roztok hydroxidu draselného o koncentraci 0,02 mol/l.

Jednolitrový roztok H2SO4 obsahuje 0,25g kyseliny. Vypočítej pH

Roztok HCl o V=10l byl připraven rozpuštěním 22,4l HCl. Uči pH.

Výpočty pH

1. KYSELINY

1. SILNÉ JEDNOSYTNÉ KYSELINY

2. SILNÉ VÍCESYTNÉ KYSELINY

1. ZÁSADY

1. SILNÉ JEDNOSYTNÉ KYSELINY

• k určení kyselosti a zásaditosti využíváme v praxi ACIDOBAZICKÉ indikátory

- při kontaktu slabé organické kyseliny, nebo zásady s indikátoremjsou schopné měnit svou barvu, čímž reagují na dané pH