3. Kyseliny

3. Kyseliny
o
o
o
o
o
o
Tepelný rozklad soli
Kyselost jako vlastnost
Charakteristika běžných kyselin (Příprava, vlastnosti)
Vytěsňování kyselin ze solí
Praktické využití
Neutralizace
Tepelný rozklad solí
Anhydridy kyselin, tedy nekovové oxidy, ze kterých později vzniká kyselina, se dají získat
dvojím způsobem:
1. Spálení nekovu
Příklad: Výroba kys. sírové:
Spálíme síru: S + O2 -> SO2

Zoxidujeme oxid siřičitý na oxid sírový: 2SO2 + O2 -> 2SO3

2. Tepelným rozkladem soli
Příklad: Termický rozklad modré skalice
 Modrou skalici zahřejeme: CuSO4x5H2O-zahřátí-> H2O + CuSO4 – vznikne voda a
bezbarvá skalice (CuSO4)
 Bezbarvou skalici, síran měďnatý opět zahřejeme: CuSO4-zahřátí-> skaličný
popel+SO3(anhydrid kyseliny sírové)
K anhydridu přidáme H2O a vznikne nám H2SO4
Kyselost jako vlastnost
Kyselost se dá určit podle hodnoty pH, která nám podle svého čísla říká, zda-li je látka kyselá,
neutrální nebo zásaditá. Kyselina se dá změřit pH papírkem, kde má hodnoty od 0 do 6,
přičemž čím nižší je číslo, tím je kyselina silnější. Také se dá zjistit podle acidobazických
indikátorů a jejich zbarvení (např. v lakmusu kyselina zčervená, fenolftalein-kyselina je stále
bezbarvá, methyloranž- kyselina zoranžoví).
- PH = potential of hydrogen = potenciál vodíku
- Také se mu říká vodíkový exponent, je to číslo, které vyjadřuje, zda roztok reaguje
kysele či zásaditě. Jedná se o logaritmickou stupnici, které má hodnoty od 0 do 14.
0 – 6 značí kyselost, 7 je neutrální a 8 – 14 alkalické (zásadité).
- pH je definováno jako záporný dekadický logaritmus koncentrace oxoniových
kationtů.
- Ve vodném roztoku je mimo molekuly vody také H3O+ a hydroxylové anionty OH-.
Součinem těchto koncentrací nám vznikne za konstantních podmínek iontový součin
vody. Např. v čisté vodě je koncentrace obou iontů stejná – nabývá hodnoty 10-7;
pH =7. Zvýšením koncentrace na stonásobek, tedy 10-5;tzn. pH=5
Arheinova teorie kyselin a zásad
!Všechny teorie K a Z budou zpracováný v ot. 14 – není nutné o nich mluvit, jen v případě, že dojde
řeč!
- Kyseliny jsou ty látky, které mají schopnost odevzdat H+ :
HCl -> H+ + Cl- Zásady jsou ty látky, které mají schopnost odevzdat hydroxylový aniont OH-:
- NaOH -> Na+ + OH-
Charakteristika běžných kyselin
o Obsahují vodíkové kationty H+ , proto bývají vodivé.
o Dělí se na bezkyslíkaté (např. HCl) a kyslíkaté (H2SO4), také na organické a
anorganické (organické např. kyselina mravenčí, octová nebo citrónová)
Kyseliny anorganické a jejich využití
Kyselina sÍrová H2SO4
o Je to velmi silná kyslíkatá anorganická kyselina
o Má až dehydratační účinky (např. modrá skalice se mění na bezvodou)
o Většina organických látek při kontaktu s ní uhelnatí – příklad s kostkou cukru sacharidy (Ještě s bodem nad jsou tyto vlastnosti jako u ohně)
o Dá se využívat až v 98% stavu
o Velmi často se používá v náplních autobaterií (30-40% roztok) nebo je využívaná
v chemické výrobě
o Soli, ze kterých lze kys. Sírovou získat se nazývají sírany
modrá skalice= pentahydrát síranu měďnatého
-fungicid proti plísním – moření semen a dřeva
zelená skalice= heptahydrát síranu železnatého
-používá se na hubení mechu
Kamenec=dodekahydrát síranu draselno-hlinitého
-zastavuje krvácení
Sádra=síran vápenatý
Kyselina dusičná HNO3
o jako jediná kyselina reaguje s mědí – rozpouští ušlechtilé kovy
o s bílkovinami poskytuje žluté zbarvení
o Dá se využívat až v 63 % stavu
o Využívá se pro výrobu dusíkatých hnojiv či výbušnin
o Soli, ze kterých kyselina vzniká, se nazývají dusičnany (ledky)
Draselný ledek
-konzervace masa, střelný prach
Chillský ledek
-hnojivo
Vápenatý ledek
-hnojivo
Kyselina chlorovodíková HCl
o těkavá (prchavá) bezkyslíkatá kyselina
o nachází se i v našem žaludku
o je nejlevnější ze silných kyselin
o soli, ze kterých lze kyselinu získat, jsou Chloridy
Chlorid sodný
-běžná kuchyňská sůl
Chlorid vápenatý
-roztok mrzne až při -55°C = chladící směs do chladících lázní
o Směs kyseliny chlorovodíkové a dusičné se nazývá Lučavka královská – rozpouští zlato
Kyseliny organické a jejich využití
Kyselina citrónová C6H8O7
o Organická kyselina
o E300
o Slouží jako konzervant a dochucovadlo
o Najít jí můžeme v citrusových plodech
Kyselina mravenčí CH2O2
o Můžeme jí najít v těle mravence, také včely či v kopřivě
Kyselina octová C2H2O2
o V octu se nachází jako 8%
Také se jim říká karboxylové – obsahují jeden uhlíky, kyslíky a vodíky.
Vytěsňování kyselin ze solí:
Silnější (méně těkavá) kyselina vytěsní slabší (těkavější) kyselinu z její soli.
Čím roste síla kyseliny, tím se snižuje její těkavost a nestálost.
Od nejsilnější kyseliny: Hexafluoroantimoničná, chloristá, sírová, dusičná, chlorovodíková,
bromovodíková, organické kyseliny, uhličitá, dusitá, chlorná, bromná.
Příklad:
CaCO3 + HCl -> CaCl2 + H2CO3
(Kyselina chlorovodíková je silnější než kyselina uhličitá, proto ji vytěsní z její soli.)
*
CaCO3 je uhličitan vápenatý, tedy mramor; CaCl2 je chlorid vápenatý
Neutralizace:
Reakcí kyseliny a zásady vzniká sůl a voda. Této reakci se říká neutralizace. Sůl má v sobě
tedy kyselou i zásaditou část.
Příklad:
HCl + NaOH –> H2O + NaCl
Bonus: Jak vznikají bezkyslíkaté kyseliny? Také není nutno o tom mluvit.
NaCl
Na2SO4
H2SO4 (koncentrovaná)
Chlorovodík
H2O
HCl
Při vytěsnění slabší kyseliny (Cl) silnější (S) z její soli vzniká ještě bezbarví plyn, v tomto
případě chlorovodík. S přidáním vody vznikne kyselina chlorovodíková.
* Na2SO4 je síran sodný.