1. Výuková prezentace chemie
Acidobazické reakce (kyseliny a zásady)

2. Acidobazické reakce
 synonymum Protolytické reakce
 Uskutečňují se mezi kyselinami a zásadami
 Dochází ke štěpení na ionty (nabité částice)
 Základem jsou teorie kyselin a zásad
 Nejznámější reakcí je neutralizace

3. Arrheniova teorie
 Nejstarší teorií kyseliny vůbec
 Kyselina je látka schopná odštěpit
vodíkový kation H+
 Zásada je látka schopná odštěpit
hydroxidový anion OH-
 Nebere v úvahu částice rozpouštědla!

4. Ukázka štěpení
HCl => H + Cl
+ -
NaOH => Na + OH + -

5. Brönsted-Lowryho teorie
 Kyselina je schopná odštěpit proton
 Zásada je schopná vázat proton
 Konjugovaný pár
= dvojice tvořená kyselinou v reaktantu a zásadou v produktu;
zásadou v reaktantu a kyselinou v produktu
 Bere v úvahu částice rozpouštědla

6. Ukázka štěpení
HCl + H2O => H3O+ + Cl-
K1 Z1 K2 Z2
Konjugované páry

7. Lewisova teorie
 Kyselina je látka s volným valenčním
orbitalem schopná přijmout el. pár
 Zásada je látka s volnými el. páry pro
zaplnění valenčních orbitalů
 Nejobecnější teorie
 Princip koordinačně-kovalentní vazby

8. Ukázka štěpení
AlCl3 + Cl2 => AlCl4 + Cl - +
K1 Z1 Z2 K2
Konjugované páry

9. Síly kyselin a zásad
 Kyselina je tím silnější, čím snadněji
odštěpí proton H+
 Zásada je tím silnější, čím snadněji přijme
proton H+
 Existují případy, kdy se nějaká kyselina
může chovat též jako zásada

10. Síla kyslíkatých kyselin
 Velmi slabé (HnXOn) – HBrO, HClO
 Slabé (HnXOn+1) – H2SO3, H2CO3
 Silné (HnXOn+2) – H2SO4, HNO3
 Velmi silné (HnXOn+3) – HClO4, H2OsO5

11. Síla bezkyslík. kyselin, hydroxidů
 Síla bezkyslíkaté kyseliny roste společně
se zvyšujícím se protonovém čísle
(HF > HCl > HBr > HI)
 Silné jsou hydroxidy s prvky I. a II.A
skupiny periodické soustavy prvků

12. Autoprotolýza vody
 Samovolná reakce stejných molekul
rozpouštědla
H2O + H2O => H3O+ + OH-
K1 Z1 K2 Z2
Konjugované páry

13. Číselné stanovení síly kyselin a
zásad
 V 1x107 dm3 vody je 1 mol H+ a OH-
 Používáme název iontový součin vody (Kv)
 Kv =[H3O+]*[OH-] = [1×10-7] *[1×10-7] =
= 1×10-14
 [] – označení pro hodnotu koncentrace

14. Příklad uvedení koncentrace
 Je –li v roztoku HCl [H3O+] = 1×10-3
 [H3O+] = 1×10-3
1×10-14
 [OH-] = 1×10-11
Součin koncentrace H3O+ a OH- jevždy roven 1×10-14 !

15. Závislost koncentrace na pH
[H3O+] = [OH-]
neutrální roztok
[H3O+] > [OH-]
kyselý roztok
[H3O+] < [OH-]
zásaditý roztok

16. pH a pOH
 pH je vyjádřeno jako kladný exponent
koncentrace H3O+ v roztoku
(Při [H3O+] = 1×10-3 se pH = 3)
 pOH je vyjádřeno jako kladný exponent
koncentrace OH- v roztoku
(Při [OH-] = 1×10-3 se pOH = 3)
 Hodnota pH a pOH je rozdíl mezi číslem
14 a hodnotou druhé veličiny

17. Výpočet pH a pOH
 Z udané koncentrace můžeme snadno
hodnoty těchto veličin spočítat jako:
pH = - log [H3O+]
pOH = - log [OH-]

18. Měření pH
 Univerzální indikátorové papírky
 Elektronický pH metr
 Činidla pH (fenolftalein, lakmus aj.)

19. ----KONEC-----