Kyseliny a zásady

1. Brönstedova teorie kyselin a zásad, konjugované páry

• nejstarší teorii kyselin a zásad vypracoval Arhenius – dle ní jsou kyseliny látky, které odštěpují proton, a zásady látky, které odštěpují hydroxylovou skupinu OH-. Tato teorie je na první pohled nedostačující, ovšem u řady látek je platná.
• dle obecně užívané Brönstedovy teorie je :

• kyselina – částice schopná odštěpovat proton
• zásada (báze) – částice schopná vázat proton

• rozšířením Brönstedovy teorie je Lewisova teorie, dle níž je kyselina částice s vakantním orbitalem a báze částice s volným elektronovým párem
• odštěpením protonu z kyseliny vznikne konjugovaná zásada, přijetím protonu zásadou vznikne konjugovaná kyselina
• k výše uvedeným pochodům dochází při tzv. protolytických (acidobazických – podle toho, že vždy reagují kyseliny a zásady) reakcích, při kterých je jedna látka donorem protonu, druhá akceptorem :

např.: HCl + H2O ® H3O+ + Cl-

nebo : H2O + NH3 ® NH4+ + OH-

• každou protolytickou reakci lze rozdělit na dvě dílčí reakce :

konjugované páry

kyselina – proton « zásada

zásada + proton « kyselina

např.: HCl + H2O ® H3O+ + Cl-

• vždy platí, že silná kyselina je konjugována se slabou zásadou a naopak
• některé látky (typicky např. voda) jsou amfoterní – mohou vystupovat jako kyseliny i zásady (závisí to na druhém reaktantu)

2. síla kyselin a zásad na základě disociační konstanty

• sílu kyselin a zásad lze charakterizovat disociační konstantou, která udává poměr mezi disociovanými a nedisociovanými molekulami
• vychází se z rovnovážné konstanty, dle Guldberg-Waagova zákona – poměr molárních koncentrací produktů disociace (ionty) ku molárním koncentracím reaktantů (nedisoc. molekuly), vše umocněno na stechiometrické koeficienty :

[H3O+]a.[A-]b

[HA]c.[H2O]d

Kc =

• disociační konstanta kyseliny Ka (nebo báze Kb) – poměr molárních koncentrací iontů ku nerozdisociovaným molekulám, vše umocněno na stechiometrické koeficienty (konc. vody je zahrnuta do konstanty, její konc. se totiž prakticky nemění) :

[H3O+]a.[A-]b

[HA]c

Ka =

[OH-]a.[BH+]b

[B]c

resp. Kb =

• pro posouzení síly kyselin či zásad se může použít následující orientační kritérium :

• někdy se rovněž označují středně silné kyseliny (10–2 – 10–4)
• u kyslíkatých kyselin obecně platí, že nejslabší jsou ty, v jejichž molekulách se shoduje počet atomů H a O. Čím více je atomů O ve srovnání s H, tím je kyselina silnější (lze vysvětlit i indukčním efektem atomů kyslíku, který způsobuje kyselost vodíku).

3. karboxylové kyseliny – charakteristika, příklady

• viz otázka č.9

4. způsoby vzniku solí z kyselin – příklady

• neutralizace – reakce kyseliny a zásady, vzniká sůl dané kyseliny a voda :

př.: NaOH + HCl ® NaCl + H2O

• reakce kyseliny s kovem – neušlechtilým, za vzniku vodíku, nebo i ušlechtilým (oxidace) :

př.: Zn + 2 HCl ® ZnCl2 + H2

Cu + 4 HNO3(konc.) ® CuNO3 + 2 NO2 + 2 H2O

• reakce kyseliny s oxidem kovu :

př.: CuO + H2SO4 ® CuSO4 + H2O

• reakce kyseliny se solí slabší kyseliny (vytěsnění) :

př.: CaCO3 + 2 HCl ® CaCl2 + H2O + CO2

5. hydrolýza solí, určování pH roztoků acidobazickými indikátory

Hydrolýza :

• při rozpouštění solí dochází k rozrušení vazeb v krystalové mřížce, do roztoku se uvolňují jednotlivé ionty, které jsou solvatovány (obklopeny) molekulami rozpouštědla (vody). Dochází k situaci, kdy je v roztoku přítomno určité množství iontů (kationtů i aniontů) – podle množství rozpuštěné látky – ionty mají v roztoku nějakou koncentraci. Ovšem tato koncentrace může překročit koncentraci danou disociační konstantou pro příslušnou kyselinu nebo bázi. V takovém případě dochází k hydrolýze – reakci daného iontu s molekulami vody.
• hydrolýze podléhají ionty slabých kyselin a zásad, na rozdíl od iontů silných kyselin a zásad

Příklady :

1. rozpouštění :

1. NaCl ® Na+ + Cl-
2. NH4Cl ® NH4+ + Cl-
3. Na2CO3 ® 2 Na+ + CO32–

2. hydrolýza :

ad a) neprobíhá – sůl silné kyseliny i zásady, roztok má neutrální reakci

ad b) NH4+ + H2O ® H3O+ + NH3

• kation slabé báze, reakcí s vodou vzniká amoniak a oxoniový kation – pH se sníží, roztok je kyselý

ad c) CO32– + 2 H2O ® H2CO3 + 2 OH-

• anion slabé báze, vznikají hydroxidové anionty – pH se zvýší, roztok je zásaditý

• v případě soli slabé kyseliny a slabé báze dochází k hydrolýze aniontu i kationtu, o pH roztoku rozhodují disociační konstanty příslušné kyseliny a báze

Acidobazické indikátory :

• látky, jejichž barva se mění v závislosti na pH prostředí. Jsou to organické kyseliny nebo zásady, u nichž se liší barva disociované a nedisociované formy. Využívají se převážně k určení konce titrace (bodu ekvivalence) při neutralizačních titracích, ovšem jsou užívány i pro orientační stanovení pH roztoků.