Sílu kyseliny udává konstanta acidity (disociační konstanta kyseliny) kha

sílu kyseliny udává konstanta acidity (disociační konstanta kyseliny) - KHA

• sílu kyseliny udává konstanta acidity (disociační konstanta kyseliny) - KHA

• (rovnovážná konstanta charakterizující rovnováhu ve zvratné reakci)

• sílu zásady udává konstanta bazicity - (disociační konstanta zásady) - KB

• (rovnovážná konstanta charakterizující rovnováhu ve zvratné reakci)

• kyselina je tím silnější, čím snadněji odštěpí svůj vodíkový kationt a předá ho zásadě

• zásada je tím silnější, čím snadněji přijímá vodíkový kationt od kyseliny

čím je hodnota KHA,B menší, tím je kyselina nebo zásada slabší

• čím je hodnota KHA,B menší, tím je kyselina nebo zásada slabší

• hodnoty konstant acidity a bazicity pro kyseliny a zásady při 20  C:

• amoniak KB = 1,8.10-5

• kyselina fosforečná

• (disociace do 1.stupně) KHA= 7,09.10-3

• kyselina octová KHA= 1,75.10-5

• kyselina uhličitá KHA= 4,45.10-7

vycházíme z acidobazické zvratné reakce mezi molekulami čisté vody:

• vycházíme z acidobazické zvratné reakce mezi molekulami čisté vody:

• rovnice:

• H2O + H2O  H3O+ + OH-

• voda se chová jako kyselina i jako zásada

• rovnováhu u této zvratné reakce charakterizuje rovnovážná konstanta Kv

protože v čisté vodě jsou nerozštěpené molekuly v nadbytku, lze vztah upravit a dostáváme tak tzv. iontový součin vody:

• protože v čisté vodě jsou nerozštěpené molekuly v nadbytku, lze vztah upravit a dostáváme tak tzv. iontový součin vody:

• KV =  H3O+ .  OH- = 10 - 14

• platí pro čistou vodu nebo i pro vodné roztoky látek za laboratorní teploty 25C

a) látka je kyselinou, např. reaguje-li s vodou a platí:

• a) látka je kyselinou, např. reaguje-li s vodou a platí:

• H3O+  OH-

• b) látka je zásadou, např. reaguje-li s vodou a platí:

• H3O+  OH-

• c) látka je neutrální, např. reaguje-li s vodou a platí:

• H3O+ = OH-

jelikož vyjadřování kyselosti nebo zásaditosti látek pomocí hodnot molárních koncentrací oxoniových a hydroxidových iontů v roztoku je obtížné, bylo zavedeno pH, pOH (Soerensen)

• jelikož vyjadřování kyselosti nebo zásaditosti látek pomocí hodnot molárních koncentrací oxoniových a hydroxidových iontů v roztoku je obtížné, bylo zavedeno pH, pOH (Soerensen)

• vztahy:

• H3O+ . OH - = 10 – 14 pH + pOH = 14

• pOH = -log OH- pH = -log H3O+

• H3O+ = 10 –pH OH-  = 10 -pOH

indikátory jsou látky (barviva, slabé kyseliny nebo zásady), které mění své zbarvení

• indikátory jsou látky (barviva, slabé kyseliny nebo zásady), které mění své zbarvení

• barevné změně odpovídá rozmezí pH, které je u každého indikátoru jiné

• pH metry – přístroje pro zjišťování pH vodných roztoků látek

pH stupnice

• pH stupnice

• pH = 0 - 6 (kyselý roztok), pH = 7 (neutrální roztok), pH = 8 - 14 (zásaditý roztok)

název: SPL Sorensen.jpg zdroj: http://en.wikipedia.org/wiki/File:SPL_Sorensen.jpg

• název: SPL Sorensen.jpg zdroj: http://en.wikipedia.org/wiki/File:SPL_Sorensen.jpg