Acidobazické děje

 

Acidobazický děj – děj, při kterém dochází k přenosu protonu (=protolytická reakce)

děj, který se uskutečňuje mezi kyselinami a zásadami

 

Teorie kyselin a zásad

1. Arrheniova teorie kyselin a zásad – nejstarší

• kyseliny jsou látky, které v roztocích disociují na vodíkové kationty a příslušné aniontyH₂SO₄  ->         2H⁺      +          SO₄^2-
• HCl      ->         H⁺        +          Cl^–
• zásady jsou látky, které v roztocích disociují na hydroxidové anionty a příslušné kationty
• NaOH  ->         Na⁺      +          OH^–

Ca(OH)₂  ->         Ca²⁺     +          2OH^–

 

nevýhody: týká se pouze vodního prostředí

za zásady považuje pouze hydroxidy

volné H⁺ se v roztocích prakticky nevyskytují – jsou vázány na jiné částice

 

1. Brönsted – Lowryho teorie

• kyselina je látka schopná předávat proton (vodíkový kationt) jiné látce – je donorem protonu
• zásada je látka schopná vázat proton – je akceptorem protonu

HA       +          B          ->         A^–         +          HB⁺

                       ^{kyselina                               zásada                                 zásada                                 kyselina}

• mechanismus protolytické reakce je založen na výměně protonu mezi kyselinou a zásadou, přičemž vzniká nová kyselina a nová zásada

• odštěpením protonu z kyseliny vznikne konjugovaná zásada
• přijetím protonu zásadou vznikne konjugovaná kyselina

• kyselina HA a z ní odvozená zásada A^– tvoří tzv. konjugovaný pár neboli protolytický systém HA/A^–
• zásada B a z ní odvozená kyselina HB⁺ tvoří další konjugovaný pár neboli protolytický systém B/HB⁺

• konjugovaný pár je dvojice látek, které se od sebe liší o proton

^{kyselina 1                           zásada 2                              kyselina 2                           zásada 1}

př.:                                    HCl      +          H₂O     ->         H₃O⁺    +          Cl^–

• konjugované páry: HCl – Cl^– ; H₂O – H₃O⁺

Platí: silná kyselina je konjugovaná se slabou zásadou a naopak

 

amfoterní látky – mohou reagovat jako kyseliny i jako zásady (H₂O, NH₃, HCO₃^–, atd.)

– jako kyseliny nebo zásady reagují podle toho, jak silnou zásadu nebo

kyselinu mají jako partnera v reakci

• z toho vyplívá, že dělení látek na kyseliny a zásady není absolutní, ale relativní -> kyselý nebo zásaditý charakter látky se projeví až při její interakce s jinou látkou
• pro orientační dělení látek na kyseliny a zásady nám slouží voda jako určitá porovnávací (referentní) látka

 

1. Lewisova teorie – nejmodernější

• vychází z elektronové struktury

• kyseliny jsou látky, které mají ve valenční vrstvě alespoň jeden prázdný orbital (např. AlCl₃, BCl₃, FeCl₃, H⁺, Co³⁺, Ag⁺, NO⁺, SO²⁺,…)
• zásady jsou látky, které mají ve valenční alespoň jeden plný orbital = volný elektronový pár (např. NH₃, H₂O, OH^–,,…)

• Lewisovy zásady jsou shodné s Brönstedovými zásadami

• Při neutralizaci Lewisovy kyseliny Lewisovou zásadou dojde ke vzniku koordinačně kovalentní vazby

(názorné ukázky a příklady v hodině, tak si to pak dopište, protože nevím, jak to tu zapsat)

 

Druhy rozpouštědel

1. Rozpouštědla amfiprotní: protony mohou přijímat i odevzdávat (voda, metanol, etanol)                                    HCN     +          H₂O     ->         H₃O⁺    +          CN^–
2. NH₃     +          H₂O     ->         NH₄⁺    +          OH^–
3. Rozpouštědla aprotní: protony ani nepřijímají ani neodevzdávají – protolytických reakcí se tedy neúčastní (benzen, tetrachlormetan,…)
4. Rozpouštědla protogenní: kyselá rozpouštědla, která snadno odštěpují protony (HCl, H₂SO₄, HF,…)
5. Rozpouštědla protofilní: bazická rozpouštědla, která snadno přijímají protony (NH₃, pyridin,…)

 

Acidobazické (protolytické) děje

 

1. Disociace kyselin a zásad

• elektrolytická disociace kyseliny nebo zásady ve vodě vede k ustanovení protolytické rovnováhy, kterou lze charakterizovat rovnovážnou konstantou K_c

 

1. Disociace kyselin ve vodě

• protolytická reakce za vzniku iontů
• velmi rychlá zvratná reakce, která vede k ustálení disociační rovnováhy
• HA       +          H₂O     ->         A^–         +          H₃O⁺

• pro rovnovážnou konstantu této rovnice platí:
• není-li roztok kyseliny příliš koncentrovaný, je voda v roztoku v nadbytku, proto můžeme její koncentraci považovat za konstantní a převést ji na levou stranu rovnice a dostaneme tak disociační konstantu kyseliny K_a:

 

 

• K_A určuje sílu kyseliny => čím je větší, tím je kyselina silnější => síla kyselina je závislá na tom, kolik molekul disociuje
• hodnoty disociačních konstant kyseliny slouží k posouzení síly kyseliny

• silné kyseliny: K_A > 10^-2
• ve vodě jsou téměř úplně disociovány na oxoniové kationty a příslušné anionty (např.HClO₄, HCl, H₂SO₄, HNO₃, HI, HBr, …)
• středně silné kyseliny: K_A = 10^-4 – 10^-2
• ve vodě jsou koncentrace nedisociovaných molekul a disociací vzniklých iontů srovnatelné (např. HF, H₃PO₄, HNO₂)
• slabé kyseliny: K_A < 10^-4
• ve vodě disociují velmi málo, takže v jejich roztocích převažují nedisociované molekuly (např. H₂CO₃, H₂S, HCN, H₃BO₃, HClO,..)

pozn.: obecně platí, že nejslabší jsou ty kyslíkaté kyseliny, v jejichž molekulách se shoduje počet atomů vodíku a kyslíku. Čím více je v molekule kyseliny atomů kyslíku, tím je kyselina silnější => jak určit sílu kyslíkaté kyseliny:

H_xA_yO_z – obecný vzorec

• rozhoduje rozdíl Z – X = 3 – velmi silná kyselina (HClO₄) = 1 – střední a slabší kyselina (H₂CO₃, H₂SO₃, H₃PO₄)
• = 0 – velmi slabá kyselina (H₃BO₃, H₄SiO₄)
• = 2 – silná kyselina (HNO₃, H₂SO₄)

Bezkyslíkaté kyseliny – nejsilnější jsou halogenidové. Jejich síla stoupá v pořadí

HF < HCl < HBr< HI. Všechny ostatní bezkyslíkaté kyseliny jsou podstatně slabší.

 

1. Disociace zásad ve vodě

• protolytická reakce za vzniku iontů
• B         +          H₂O     ->         HB⁺      +          OH^–

• disociační konstantu zásady lze analogicky vyjádřit vztahem:

 

• K_B určuje sílu zásady => čím je větší, tím je zásada silnější
• hodnoty disociačních konstant K_B slouží k posouzení síly zásady
  • silné zásady: K_B > 10^-2

hydroxidy alkalických kovů (jejich síla roste směrem dolů LiOH < NaOH < KOH < RbOH < CsOH) a některé hydroxidy kovů alkalických zemin (dvojsytné Ca(OH)₂,..)

• středně silné zásady: K_B = 10^-4 – 10^-2
• fosforečnany a uhličitany alkalických kovů
• slabé zásady: K_B < 10^-4
• všechny ostatní hydroxidy (Mg(OH)₂), NH₃, většina sloučenin, ve kterých je dusík (anilin, dusíkaté báze v DNA a RNA,…), siřičitany, hydrogenuhličitany, hydrogensulfidy

 

Disociační stupeň α

• udává tu část molekul, která se z každého molu elektrolytu rozštěpí na ionty

 

 

1. Autoprotolýza

• reakce, kdy ze dvou molekul určité látky vznikne jiná kyselina a jiná zásada
• podléhají ji amfoterní rozpouštědla

C₂H₅OH           +          C₂H₅OH           ↔       C₂H₅OH₂⁺         +          C₂H₅O^–

Autoprotolýza vody

H₂O     +          H₂O     ↔       H₃O⁺    +          OH^–

 

• Je to velmi rychlá reakce, která vede k ustavení tzv. autoprotolytické rovnováhy, charakterizované rovnovážnou konstantou K:

• Jenom nepatrná část molekul vody se mění na ionty, ale i tato část stačí k dosažení protolytické rovnováhy. Protože jsou nedisociované molekuly vody ve značném přebytku, můžeme jejich koncentraci považovat za konstantní. Rovnici upravíme do tvaru:

 

K_V – iontový součin vody

 

Hodnota K_V závisí na teplotě, bylo zjištěno, že při 25°C je hodnota K_V = 10^-14.

 

Sörensenův vodíkový exponent

• Podle chemické rovnice autoprotolýzy vody musí být v čisté vodě koncentrace obou iontů stejná, tj. musí platit:

• Takový roztok se označuje jako neutrální.

Rovnováha mezi oxoniovými kationty a hydroxidovými anionty se ustavuje ve všech vodných roztocích.

• Roztok, ve kterém je koncentrace hydroxidových aniontů větší než koncentrace oxoniových kationtů, se označuje jako roztok zásaditý. Zvýšení koncentrace hydroxidových aniontů se dosáhne rozpuštěním zásady ve vodě.
• Platí:   c[OH^–] > c[H₃O⁺]
• Roztok, ve kterém je koncentrace oxoniových kationtů větší než koncentrace hydroxidových aniontů, se označuje jako roztok kyselý. Zvýšení koncentrace oxoniových kationtů se dosáhne rozpuštěním kyseliny va vodě.
• Platí:   c[H₃O⁺] > c[OH^–]

Počítání se zápornými mocninami je nevýhodné, a proto byla zavedena logaritmická stupnice kyselosti, tzv. stupnice pH. Vodíkový exponent pH zavedl dánský chemik Sörensen v roce 1909 vztahem:

pH = – log c[H₃O⁺]

• Kyselý roztok: pH < 7…směrem dolů kyselost roste
• Neutrální roztok: pH = 7
• Zásaditý roztok: pH >7…směrem nahoru zásaditost roste

 

 

 

Výpočet pH

Silná jednosytná kyselina:      pH = – log c[H₃O⁺]

Silná vícesytná kyselina:        pH = – log x.c[H₃O⁺]                x…sytnost kyseliny

Silná jednosytná zásada:        pOH = – log c[OH^–] => pH = 14 – pOH

Silná vícesytná zásada:          pOH = – log x.c[OH^–] => pH = 14 – pOH        x…sytnost zásady

Slabá jednosytná kyselina:     pH = – log     K_A…disociační konstanta kyseliny

Slabá jednosytná zásada:       pOH = – log => pH = 14 – pOH   K_B…disoc. konst. zásady

 

• Kyselost a zásaditost roztoků se zjišťuje pomocí acidobazických indikátorů – organická barviva, která mění své zabarvení v závislosti na hodnotě pH.

 

Indikátor	Barva roztoku v prostředí
	kyselém	zásaditém
Lakmus Fenolftalein Methylčerveň	červená bezbarvá červená	modrá červená žlutá

 

K přesnému zjištění hodnoty pH se používají speciální přístroje pH-metry.

Hodnoty pH některých tělních tekutin dospělého člověka (jen pro zajímavost):

 

Tělní tekutina	Hodnota pH
Krevní plazma Moč Sliny Pot Mateřské mléko Slzy	7,34 až 7,43 4,8 až 7,5 5,8 až 7,1 3,8 až 6,8 6,6 až 7 7,35

 

1. Neutralizace

• Vzájemné reakce kyseliny se zásadou
• Produktem reakce je voda a sůl dané kyseliny

Př.:                  KOH(aq)          +          HCl(aq)           ->         KCl(aq)                        +          H₂O(l)

Iontově:           K⁺   +   OH^–   +   H₃O⁺   +   Cl^–   ->   K⁺   +   Cl^–   +   2H₂O

• Roztok soli obsahuje kationty zásady a anionty kyseliny a tyto ionty mohou vystupovat jako kyseliny nebo zásady
• Mechanismus neutralizace ve vodném roztoku spočívá ve slučování oxoniových kationtů a hydroxidových aniontů na molekuly vody
• Neutralizace má velký význam v průmyslu, např. při likvidaci kyselin a zásad v odpadních vodách

 

1. Hydrolýza solí

• Protolytická reakce iontů soli s vodou
• Při rozpouštění solí ve vodě dochází k jejich ionizaci

Př.:                  NaCl    ->         Na⁺      +          Cl^– ;      Na₂CO₃            ->         2Na⁺    +          CO₃^2-

 

Vzniklé ionty mohou v některých případech reagovat s rozpouštědlem (vodou)

• Reaguje-li s vodou kationt = hydrolýza kationtu
• Reaguje-li s vodou aniont = hydrolýza aniontu

Při reakce soli s vodou mohou nastat tyto případy:

 

1. Sůl odvozená od silné kyseliny a silné zásady tvoří roztoky prakticky neutrální. Hydrolýza neprobíhá. Např.: NaCl, KNO₃, Na₂SO₄, KBr,…

Zdůvodnění: Reakcí uvedených solí s vodou vznikají stabilní ionty – Na⁺, NO₃^–, K⁺, SO₄^2-,…, které nereagují s vodou a nenarušují tak rovnováhu mezi ionty H₃O⁺ a OH^–.

 

1. Sůl odvozená od silné kyseliny a slabé zásady tvoří roztoky kyselé. Např.: NH₄NO₃, FeCl₃, BCl₃,CuSO₄,…

Zdůvodnění: Kationty slabé zásady jsou nestabilní, a proto reagují s vodou a při reakci uvolňují ionty H₃O⁺ -> hydrolýza kationtů.

NH₄⁺    +          H₂O     ->         NH₃      +          H₃O⁺

 

1. Sůl odvozená od slabé kyseliny a silné zásady tvoří roztoky zásadité. Např.: Na₂S, Na₂CO₃, Na₂SO₃, K₃PO₄, NaClO,…

Zdůvodnění: Anionty slabé kyseliny jsou nestabilní, reagují s vodou a uvolňují přitom ionty OH^– -> hydrolýza aniontů.

CO₃^2-    +          H₂O     ->         HCO₃^–  +          OH^–

 

1. Sůl odvozená od slabé kyseliny a slabé zásady tvoří roztoky prakticky neutrální. Např.: (NH₄)₂CO₃, (NH₄)₂S,…

Zdůvodnění: Hydrolýze podléhají oba ionty, takže se uvolňují současně ionty H₃O⁺ a OH^–, a proto rovnováha těchto iontů není prakticky narušena.

 

1. Pufry – tlumivé roztoky

• Směsi slabé kyseliny a její soli nebo slabé zásady a její soli mající schopnost udržovat v roztoku konstantní pH.
• Např.: směs kyseliny octové s octanem sodným

Kys. octová disociuje podle rovnice:   CH₃COOH   +   H₂O   ↔   CH₃COO^–   +   H₃O⁺

• Smísením CH₃COOH s CH₃COONa stoupne v roztoku koncentrace octanových iontů a dojde k potlačení disociace kyseliny, aby zůstala zachována hodnota rovnovážné konstanty.
• Přidáme-li do toho roztoku silnou kyselinu (volné ionty H₃O⁺), dojde k reakci:
• H₃O⁺   +   CH₃COO^–   ↔   CH₃COOH   +   H₂O -> ionty H₃O⁺ jsou disociovány v málo disociované molekuly CH₃COOH a pH roztoku se nezmění.

• Přidáme-li do toho roztoku silnou zásadu (volné ionty OH^–), dojde k reakci s ionty H₃O⁺, které vznikly posunem disociace CH₃COOH: H₃O⁺ +   OH^–   ↔   2H₂O -> ionty OH^– jsou vázány v málo disociované molekuly H₂O a pH se opět nezmění.

 

Výpočet pH pufrů

pH = pK_A + log       pK_A = – log K_A