Protolytická teorie kyselin a zásad

 Síla kyselin a zásad. Vodíkový exponent pH

 Kyselina – je látka schopná předávat proton (vodíkový kation) jiné látce – je donorem protonu.

Zásada je látka schopná vázat proton – je akceptorem protonu.

Mechanismus proteolytické reakce je založen na výměně protnu mezi kyselinou a zásadou, přičemž vzniká nová kyselina a zásada.

HA                  +          B                  →          A^–                    +                      HB⁺

kyselina                       zásada                      zásada                                      kyselina

Vzniklý anion A^– je zase možnou zásadou a vzniklý kation HB⁺ je možnou kyselinou. Říkáme, že 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⁺. To znamená, že jeden protolytický systém si vyměňuje protony s druhým protolytickým systémem.

 Síla kyselin

• silné kyseliny K_A>10^-2 – ve vodě jsou téměř úplně disociovány na oxoniové kationy a příslušné aniony.- středně silné kyseliny K_A= 10^-4 – 10^-2 – ve vodných roztocích jsou koncentrace nedisociovaných molekul a disociací vzniklých iontů srovnatelné.
• Např.: HF, H₃PO₄, HNO₂
• Např.: HClO₄, HCl, HI, HBr, H₂SO₄, HNO₃
• slabé kyseliny K_A < 10^-4 – ve vodě disociují velmi málo, takže v jejich rozotcích převažují nedisociované molekuly Síla zásad
• Např.: HCN, HOCl, H₂S,…
• silné zásady K_B > 10^-2
• Např.: hydroxidy, oxidy, sulfidy, hybridy alkalických kovů a kovů alkalických zemin
• středně silné zásady K_B = 10^-4 – 10^-2– slabé zásady K_B < 10^-4 Slouží pro posouzení kyselosti nebo zásaditosti roztoku, tj. acidobazického charakteru roztoku, tedy koncentrace oxoniových a hydroxidových iontů v roztoku. 
• Vodíkový exponent pH byl zaveden vztahem: pH= -log [H₃O⁺]
• Vodíkový exponent pH
• Např.: NH₃, siřičitany, hydrogenuhličitany, hydrogensulfidy
• Např.: fosforečnany a uhličitany alkalických kovů

1. Typy protolytických reakcí – neutralizace, vytěsňovací reakce, amfolyty, hydrolýza (příklady)

Amfolyty- látky jako H₂O, HSO₄^– apod., které mohou vystupovat jako kyseliny i jako zásady, se nazývají amfolyty.

1. Neutralizace

Neutralizace probíhá vždy při smíšení vodných roztoků kyseliny a zásady. Produkty neutralizace jsou sůl a voda.

HCl(aq)          +          NaOH(aq)      →        NaCl(aq)         +          H₂O(l)

Iontový zápis:

H₃O⁺   +          Cl^–       +          Na⁺      +          OH^–     →        Na⁺      +          Cl^–       +          2H₂O

Mechanismus neutralizace ve vodném roztoku spočívá ve slučování oxoniových kationtů a hydroxidových aniontů na molekuly neutrální vody.

2. Hydrolýza solí

Protolytická reakce iontů soli s vodou se nazývá hydrolýza soli.

Při reakci soli s vodou mohou nastat tyto případy:

• Sůl odvozená od silné kyseliny a silné zásady tvoří roztoky prakticky neutrální. Hydrolýza neprobíháReakcí uvedených solí s vodou vznikají stabilní inoty-Na⁺, NO₃^–, K⁺…,
• které nereagují s vodou a nenarušují tak rovnováhu mezi ionty H₃O⁺ a OH^–.
• Např. Nacl, KNO₃, KBr…
• Sůl odvozená od silné kyseliny a slabé zásady tvoří roztoky kyselé.Kationty slabé zásady jsou nestabilní, reagují jako kyseliny a při reakcích s vodou uvolňují ionty H₃O⁺. Říkáme, že tyto ionty hydrolyzují.            Fe³⁺   +6H₂O Fe(OH)₃ + 3H₃O⁺
•             NH₄⁺ + H₂O NH₃ + H₃O⁺
• Např. NH₄NO₃, FeCl₃, AlCl₃…
• Sůl odvozená slabé kyseliny a silné zásady tvoří roztoky zásadité.Anionty slabé kyseliny jsou nestabilní, reagují jako zásady a při reakcí s vodou uvolňují ionty OH^–. Mluvíme o hydrolýze aniontů.            CO₃^2- + H₂O HCO₃^– + OH^–
•             S^2- + H₂O HS^– + OH^–
• Např. Na₂S, Na₂CO₃, K₃PO₄,…
• Sůl odvozená od slabé kyseliny a slabé zásady tvoří roztoky prakticky neutrílní.Hydrolýze podléhají oba ionty, takže se uvolňují současně ionty H₃O⁺ a OH^–, a proto rovnováha těchto iontů není prakticky narušena.
• Např. (NH₄)₂CO₃, (NH₄)S,…