Chemie · Střední škola · kapitola 5

Kyseliny, zásady a redoxní děje

Dva velké typy reakcí stojí za většinou chemie kolem nás. Při acidobazických reakcích se přenáší proton H⁺, při redoxních reakcích elektrony. Od žaludeční šťávy přes baterii v mobilu po rezavějící most.

1Teorie kyselin a zásad

TeorieKyselinaZásada
Arrhenius (1887)ve vodě odštěpuje H+ve vodě odštěpuje OH−
Brønsted–Lowry (1923)donor protonu H+akceptor protonu H+
Lewis (1923)akceptor elektronového párudonor elektronového páru

Podle Brønstedovy teorie tvoří kyselina a zásada konjugované páry, které se liší o jeden proton:

HCl + H2O ⇌ Cl− + H3O+    (kyselina 1 + zásada 2 ⇌ zásada 1 + kyselina 2)

Voda je amfoterní (amfiprotní) – s kyselinou se chová jako zásada, se zásadou (NH3) jako kyselina. Amfoterní jsou i hydroxidy některých kovů (Al(OH)3, Zn(OH)2).

2Síla kyselin a zásad

Silné kyseliny jsou ve vodě disociované prakticky úplně: HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4, HClO4. Slabé kyseliny jen částečně: CH3COOH, H2CO3, HF, H2S. Míru udává disociační konstanta Ka (nebo pKa = −log Ka; čím menší pKa, tím silnější kyselina). U kyslíkatých kyselin roste síla s počtem kyslíků nevázaných na vodík: HClO < HClO2 < HClO3 < HClO4. Čím silnější kyselina, tím slabší je její konjugovaná zásada.

Silné zásady: hydroxidy alkalických kovů a těžších kovů alkalických zemin (NaOH, KOH, Ba(OH)2). Slabá zásada: amoniak.

3Autoprotolýza vody a pH

Voda samovolně v nepatrné míře reaguje sama se sebou: 2 H2O ⇌ H3O+ + OH−. Iontový součin vody při 25 °C:

Kw = [H3O+] · [OH−] = 1,0 · 10−14   ·   pH = −log [H3O+]   ·   pH + pOH = 14

Výpočty pH

Hydrolýza solí: sůl silné kyseliny a silné zásady (NaCl) reaguje neutrálně; sůl slabé kyseliny a silné zásady (Na2CO3, CH3COONa) zásaditě; sůl silné kyseliny a slabé zásady (NH4Cl) kysele.

Pufry (tlumivé roztoky) – směs slabé kyseliny a její soli (nebo slabé zásady a její soli) – udržují pH téměř stálé i po přidání malého množství kyseliny či zásady. pH pufru: Hendersonova–Hasselbalchova rovnice pH = pKa + log (csůl/ckys). Krev udržuje pH 7,35–7,45 hlavně hydrogenuhličitanovým pufrem.

4Neutralizace a titrace

Acidobazická titrace je odměrná metoda: k roztoku se známým objemem a neznámou koncentrací přidáváme z byrety odměrný roztok o přesné koncentraci, dokud indikátor nezmění barvu (bod ekvivalence). Indikátory: fenolftalein (přechod pH 8,2–10, z bezbarvé na fialovou), methyloranž (3,1–4,4, z červené na oranžovožlutou). Z objemu spotřebovaného roztoku spočítáme koncentraci: n(kyseliny) = n(zásady) · poměr koeficientů.

5Oxidace a redukce

Oxidace = ztráta elektronů, oxidační číslo roste. Redukce = přijetí elektronů, oxidační číslo klesá. Oxidační činidlo se samo redukuje (KMnO4, K2Cr2O7, O2, Cl2, HNO3, H2O2), redukční činidlo se oxiduje (kovy, H2, C, CO). Některé látky se mohou samy oxidovat i redukovat – disproporcionace (2 H2O2 → 2 H2O + O2).

Vyčíslování redoxních rovnic

  1. Určíme oxidační čísla a najdeme prvky, které je mění.
  2. Sestavíme dílčí rovnice oxidace a redukce s počtem elektronů.
  3. Najdeme nejmenší společný násobek vyměněných elektronů a dílčí rovnice jím vynásobíme.
  4. Doplníme koeficienty ostatních látek, nakonec vodík a kyslík (kontrola nábojů u iontových rovnic).
Příklad

Cu + HNO3(zřeď.) → Cu(NO3)2 + NO + H2O. Cu0 → CuII (−2 e−) ×3; NV → NII (+3 e−) ×2. Výsledek:

3 Cu + 8 HNO3 → 3 Cu(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O

6Elektrochemie

Standardní elektrodový potenciál E° porovnává ochotu látek přijímat elektrony vůči standardní vodíkové elektrodě (0 V). Seřazením kovů podle E° vzniká Beketovova (elektrochemická) řada napětí kovů:

Li K Ca Na Mg Al Zn Cr Fe Cd Ni Sn Pb H Cu Ag Hg Pt Au

Kovy se záporným potenciálem (vlevo od H, neušlechtilé) vytěsní vodík z neoxidujících kyselin; kov vlevo vyredukuje z roztoku soli kov vpravo.

7Kvíz – procvič si kapitolu

Komentáře a dotazy

Načítám komentáře…

Přidat komentář