6. ACIDOBAZICKÉ A REDOXNÍ DĚJE
Níže je uveden pouze náhled materiálu. Kliknutím na tlačítko 'Stáhnout soubor' stáhnete kompletní formátovaný materiál ve formátu DOCX.
6. ACIDOBAZICKÉ A REDOXNÍ DĚJE
Protolytické (acidobazické) reakce jsou reakce, při kterých dochází k přenosu protonu H+.
Elektrolyty jsou látky, jejichž roztoky nebo taveniny vedou elektrický proud, protože jsou v nich přítomny ionty, které proud přenáší. Nazýváme je vodiče druhého řádu (prvního řádu jsou kovy, kde elektrický proud vedou elektrony). Jsou to látky s iontovou nebo polární kovalentní vazbou. Jsou rozpustné ve vodě a v jiných polárních rozpouštědlech. Mezi elektrolyty patří například kyseliny, hydroxidy, soli.
Elektrolytická disociace (někdy též ionizace) je vratná reakce, při níž se elektrolyty tavením nebo vlivem rozpouštědla štěpí na ionty. Disociaci vyjadřujeme obecnou iontovou rovnicí: HA H+ a A- například H2S 2H+ a S2-
Elektrolyty rozdělujeme podle schopnosti disociovat na silné a slabé elektrolyty. Silné elektrolyty ve zředěných roztocích disociují téměř úplně. Jsou to silné kyseliny jako například kyselina sírová nebo chlorovodíková silné zásady jako hydroxidy alkalických kovů nebo dobře rozpustné soli jako například soli amonné nebo hydrogensoli. Slabé elektrolyty disociují pouze částečně. Jsou to slabé kyseliny jako organické kyseliny nebo sulfan (H2S) a slabé zásady jako hydroxid hlinitý nebo železitý.
Teorie kyselin a zásad:
Arheniova teorie- vypracoval ji v roce 1884 švédský fyzik S.A.Arrhenius
Kyselina je látka, která v roztoku odštěpuje kation H+. HCl H+ + Cl-
Zásada, báze je látka, která v roztoku odštěpuje anion OH-. NaOH Na+ + OH-
Nedostačující byl NH3, což je zásada, která neodštěpuje OH-.
Brondsted-Lowryho teorie byla vypracována v roce 1923. Tato teorie byla vyslovena nezávisle na Arhheniově. Má obecnější platnost:
Kyselina je částice, která může jiné látce předávat proton H+- je tedy donorem protonu H+.
Zásada (báze) je částice, která je schopna od jiné látky přijímat proton H+ (to znamená, že má volný elektronový pár). Zásada je akceptor protonu H+.
Podle této teorie mohou být kyselinami i zásadami nejen neutrální molekuly, ale i ionty. Vlastně všechny látky, které jsou kyselinami nebo bázemi podle Arrheniovy teorie, jsou jimi i podle Brondsted-Lowryho teorie.
H2O + NH2- → OH- + NH3
Kyselina H2O odštěpuje proton H+ a báze NH2- (ačkoliv nemá OH-) jej přijímá. Vzniká konjugovaná báze OH- a konjugovaná kyselina NH3.
Lewisova teorie
Kyseliny jsou látky, které mají volný orbital. Je to například HCl.
Zásady jsou látky, které mají volný elektronový pár. Jsou to například alkoholy.
Disociační konstanta kyselin a zásad
Disociaci (ionizaci) kyseliny můžeme vyjádřit rovnicí:
HA + H2O H3O++A-
CH3COOH + H2O H3O++CH3COO-
V systému se ustaví protolytická rovnováha, kterou charakterizuje rovnovážná disociační konstanta (K):
Voda je vůči kyselině vždy v nadbytku, proto lze její koncentraci považovat prakticky za konstatní a zahrnout ji do nové konstanty KA: