- Stahuj zápisky z přednášek a ostatní studijní materiály
- Zapisuj si jen kvalitní vyučující (obsáhlá databáze referencí)
- Nastav si své předměty a buď stále v obraze
- Zapoj se svojí aktivitou do soutěže o ceny
- Založ si svůj profil, aby tě tví spolužáci mohli najít
- Najdi své přátele podle místa kde bydlíš nebo školy kterou studuješ
- Diskutuj ve skupinách o tématech, které tě zajímají
Studijní materiály
Hromadně přidat materiály
Chemické reakce
AHA09E - Agrochemie
Hodnocení materiálu:
Vyučující: Ing. Eva Čadková
Zjednodušená ukázka:
Stáhnout celý tento materiálovnatelná, např. H3PO4 , HF, HNO2
slabé kys. - KA (10-4 , ve vodě disociují málo, v roztoku převažují nedisociované molekuly. Např. HOCl, HCN, H3BO3
Disociace zásad ve vodě - je to protol. reakce zásady a vody za vzniku iontů. Je to rychlá a zvratná reakce, vede k ustavení rovnováhy: B + H2O ( HB+ + OH-. Pro rovnovážnou konst. platí vztah: K = . Není-li roztok příliš koncentrovaný, můžeme koncentraci vody považovat za konstantní a převést ji do disociační konstanty KB = . Částicí HB+ může být podle typu zásady kation, neutrální molekula nebo anion. Hodnota disociační konstanty je kritérium pro rozdělení zásad na :
silné zás. – KB ( 10-2 , např. hydroxidy, oxidy, sulfidy, hydridy alkal.kovů
stř. silné zás. – KB = 10-4 – 10-2, např. fosforečnany a uhličitany alkal. kovů
slabé zás. – KB (10-4 , např. NH3, siřičitany, hydrogenuhličitany
Základní protolytické reakce
Autoprotolýza – vzájemná reakce dvou molekul téže látky amfoterního charakteru za vzniku opačně nabitých iontů. Jedna molekula reaguje jako kyselina, druhá jako zásada, za vzniku nové kyseliny a nové zásady. např. H2O + H2O ( H3O+ + OH- . Je to velmi rychlá reakce, která vede k ustálení protolytické rovnováhy, charakterizované rovnovážnou konstantou K. K = H2O] r2) . Protože jsou nedisociované molekuly vody ve značném přebytku, můžeme jejich koncentraci považovat za konstantní. Kv = [H3O+] r .* [OH-] r , kde Kv je iontový součin vody. Hodnota Kv je závislá na teplotě. Z rovnice dále vyplývá, že v čisté vodě musí být koncentrace obou iontů stejná : [H3O+] r = [OH-] r . Takový roztok se nazývá neutrální. Rovnováha mezi oxoniovými kationty a hydroxidovými anionty se ustavuje ve všech vodných roztocích.
zásaditý roztok – roztok, ve kterém je koncentrace [OH-] větší než koncentrace [H3O+]. Platí : [OH-] r ([H3O+] r . Zvýšení koncentrace [OH-] se dosáhne rozpuštěním zásady ve vodě.
kyselý roztok – roztok, ve kterém je koncentrace [H3O+] větší než koncentrace [OH-]. Platí : [H3O+] r ( [OH-] r . Zvýšení koncentrace [H3O+] se dosáhne rozpuštěním kyseliny ve vodě.
Pro lepší počítání byla zavedena logaritmická stupnice k
Vloženo: 16.06.2009
Velikost: 39,00 kB
Komentáře
Tento materiál neobsahuje žádné komentáře.
Copyright 2025 unium.cz
