Teorie kyselin a zásad

Podstata acidobazických reakcí Vzájemné reakce kyselin a zásad Kyseliny = acidum Zásady = báze

Arrheniova teorie Kyseliny = látky, které v roztocích disociují na ionty H+ a příslušné anionty HCl H+ + Cl- H2SO4 2 H+ + SO42- H3PO4 3 H+ + PO43- Zásady = látky, které v roztocích disociují na hydroxylové anionty a příslušné kationty NaOH Na+ + OH- Ca(OH)2 Ca2+ + 2 OH-

Arrheniova teorie Kyseliny jsou kyselé, protože obsahují více H+ než OH- Zásady jsou zásadité, protože obsahují více OH- než H+

Neutralizace Reakce kyseliny se zásadou – vzniká sůl a voda Neutralizace je poněkud zavádějící název, protože vzniklý roztok nemusí být nutně neutrální

Chyby Arrheniovy teorie H+ se v roztoku nevyskytují, jsou vázány na rozpouštědlo H2 O + H+ H3O+ oxoniový kation Zásady mohou být i látky, které neobsahují OH- např. Na2CO3, NH3, Na2S atd. Kyselé roztoky mohou tvořit i látky, které neodštěpují H+ např. NH4Cl, Al2(SO4)3

Brönstedova teorie kyselin a zásad Kyseliny = látky schopné odštěpovat proton ve formě H+ - donory protonů Zásady = látky schopné přijímat proton ve formě H+- akceptory protonů Používá se pojem: Brönstedova kyselina – obecné značení HA Brönstedova zásada – obecné značení B

Lewisova teorie kyselin a zásad Brönstedovu teorii nelze použít v případě aprotních látek  vznikla Lewisova teorie Zásada = látka, která je donorem volného elektronového páru Kyselina = látka, která je schopna vázat volný elektronový pár = akceptor Neutralizace kyseliny zásadou je podmíněna vznikem koordinačně-kovalentní vazby +

Protolytické reakce Reaguje spolu kyselina a zásada Vyměňují si mezi sebou proton ve formě H+ HA + B HB+ + A- HB+ = Brönstedova kyselina odvozená od zásady B A- = Brönstedova zásada odvozená od kyseliny HA

Konjugované páry = protolytické systémy Zásada B + od ní odvozená kyselina HB+ Kyselina HA + od ní odvozená zásada A- 1 protolytický systém si vyměňuje protony s druhým protolytickým systémem

Příklady konjugovaných systémů systémy HA + B A- + HB+ B/HB+ HA/A- -------------------------------------------------------------------------------------------------- HCl + NH3 Cl- + NH4+ NH3/NH4+ HCl/Cl- H2O + HNO3 H3O+ + NO3- H2O/H3O+ HNO3/NO3-

Dělení látek na kyseliny a zásady Kyselý a zásaditý charakter látky není danou vlastností, ale projevuje se až interakcí s jinou látkou. Př. Voda: reaguje-li se silnějším akceptorem protonů než je sama-reaguje jako kyselina reaguje-li se silnějším donorem protonů než je sama- reaguje jako zásada Látky se dělí na kyseliny a zásady podle jejich reakce s vodou Kyseliny = silnější donory protonů než voda Zásady = silnější akceptory protonů než voda

Dělení rozpouštědel Protogenní – spíše odštěpují H+ Protofilní – spíše přijímají H+ Amfiprotní – stejně snadno H+ přijímají jako odštěpují Aprotní – ani neodštěpují ani nepřijímají H+ Amfiprotní látky podléhají autoprotolýze = autoionizaci

Autoprotolýza = děj , kdy spolu reagují 2 stejné neutrální molekuly, jedna reaguje jako kyselina a druhá jako zásada Autoprotolýza vody: H2O + H2O H3O+ + OH- Autoprotolytická – autoionizační rovnováha

Iontový součin vody Značí se KV Při t = 25°C má KV hodnotu 1.10-14 , pKV = 14 (p = -log) Kyselé roztoky Neutrální roztoky Zásadité roztoky

pH Kyselé roztoky pH < 7 Neutrální roztoky pH = 7 Zásadité roztoky pH > 7

Sytnost kyselin = počet kyselých (odštěpitelných) vodíků H3PO2 H3PO3 H3PO4 Jednosytná Dvojsytná Trojsytná

Disociace kyselin a zásad ve vodě HA + H2O H3O+ + A- Disociační konstanta kyselin – Ka B + H2O HB+ + OH- Disociační konstanta zásad – Kb

Síla kyselin Silné kyseliny –v roztocích disociují téměř ze 100% Ka > 10-2 pKa < 2 Středně silné kyseliny- v roztocích jsou srovnatelné koncentrace nedisociovaných kyselin a vzniklých iontů Slabé kyseliny - v roztocích téměř nedisociují Ka < 10-4 pKa > 4

Síla zásad Silné zásady –v roztocích disociují téměř ze 100% Kb > 10-2 pKb < 2 Středně silné zásady- v roztocích jsou srovnatelné koncentrace nedisociovaných kyselin a vzniklých iontů Slabé zásady - v roztocích téměř nedisociují Kb < 10-4 pKb > 4

Hydrolýza solí Jsou-li ionty, vzniklé rozpuštěním soli ve vodě stabilní je roztok soli neutrální. Stabilní jsou soli: Silných kyselin a silných zásad - NaCl Slabých kyselin a slabých zásad – NH4HCO3

Hydrolýza solí Sůl slabé kyseliny a silné zásady Př. Na2CO3 2 Na+ + CO32– Na+ - stabilní CO32– nestabilní- podléhá hydrolýze CO32– + H2O HCO32- + OH- OH- - způsobuje zásaditost roztoku

Hydrolýza solí Sůl silné kyseliny a slabé zásady Př. NH4Cl NH4+ + Cl– NH4+ - nestabilní - podléhá hydrolýze Cl– - stabilní NH4+ + H2O NH3 + H3O+ H3O+- způsobuje kyselost roztoku