Kyseliny a zásady – Arrheniova teorie Arrheniova kyselina je látka která ve vodě poskytuje H+ (H3O+). Arrheniova zásada je látka která ve vodě poskytuje OH-.

Kyseliny a zásady – teorie Brønsteda a Lowryho Kyselina podle Brønsteda je látka schopná poskytnout proton (= donor). Zásada podle Brønsteda je látka schopná přijmout proton (= akceptor). zásada kyselina kyselina zásada zásada kyselina konjugovaná kyselina konjugovaná zásada

Konjugované páry V Brønsted–Lowryho konceptu se zásada mění na svoji konjugovanou kyselinu a naopak, včetně změny acidobazických vlastností. Př.: Identifikujte každou z následujících částic jako kyselinu nebo jako zásadu a najděte k nim příslušné konjugované částice: , , F, H2CO3, Amfoterní látky se mohou chovat buď jako kyseliny nebo jako zásady (např. H2O):

Některé běžné silné kyseliny a zásady Síla kyselin a zásad Stupeň disociace kyseliny na proton a konjugovanou zásadu záleží na relativní síle kyseliny a konjugované zásady: Silné kyseliny a zásady reagují (vyměňují proton) prakticky úplně, např.: Silné kyseliny a zásady reagují za vzniku slabších konjugovaných zásad/kyselin. Některé běžné silné kyseliny a zásady kyseliny zásady HClO4 LiOH H2SO4 NaOH HI KOH HBr Ca(OH)2 HCl Sr(OH)2 HNO3 Ba(OH)2

Relativní síla kyselina zásad Z relativní síly kyselin a konjugovaných zásad lze předpovědět směr acidobazické reakce. Př.: které z následujících částic spolu budou reagovat? HNO3 + CN- nebo HCN + HF + nebo F- + HNO3 HClO + S2- nebo HS- + ClO-

Faktory ovlivňující sílu kyselin Binární kyseliny: Disociační energie vazby je nepřímo úměrná síle kyseliny. Disociační energie HI a HBr je nižší než pro HF and HCl, proto jsou HI a HBr silnější kyseliny. Kyslíkaté kyseliny obsahují v molekule kromě kyslíku centrální atom nekovu, např. HNO3, HClO... Síla kyseliny je ovlivňována polaritou vazby O–H: Vyšší elektronegativita centrálního atomu zvyšuje polaritu vazby O–H a zvyšuje kyselost. Více kyslíků = vyšší polarita a kyselost. Př.: Odhadněte relativní kyselost HIO, HBrO a HClO. Př.: Ověřte tvrzení: HClO4 je nejsilnější kyselina mezi kyslíkatými kyselinami chlóru.

H2O + H2O  H3O+ + OH. Kw = [OH][H3O+] = 1.00 x 1014. Autoprotolýza vody Voda reaguje zároveň jako kyselina a jako zásada: H2O + H2O  H3O+ + OH. Kw = [OH][H3O+] = 1.00 x 1014. V čisté vodě při pokojové teplotě [OH] = [H3O+] [H3O+] = 1 x 107 M (neutrální roztok) kyselý [H3O+] > 1.00x107 M neutrální [H3O+] = 1.00x107 M zásaditý [H3O+] < 1.00x107 M Ve vodných roztocích kyselin/zásad musí být zachována rovnovážná konstanta autoprotolýzy. Kyseliny/zásady pouze přidávají do vody H3O+ nebo OH. Př.: Koncentrace hydroxoniových iontů v kyselém roztoku byla 1.00x105 M. Jaká je koncentrace [OH]? Př.: Jaká je koncentrace hydroxoniových iontů v roztoku jednosytného hydroxidu o koncentraci 2.50x103 M?

pH pH = log[H3O+]  [H3O+] = 10pH kyselý pH < 7.00 neutrální pH = 7.00 zásaditý pH > 7.00 Př.: Určete pH roztoku kde [H3O+] = 5.40x106 M. Př.: Určete pH roztoku kde [OH] = 3.33x103 M. Př.: Určete [H3O+] je-li pH roztoku 7.35. Každá veličina pX je definována stejně jako pH. Př.: Kolik je pCa je-li [Ca2+] = 6.44x10-4 M?

HIn(aq) + H2O(l)  H3O+(aq) + In(aq) Měření pH pH papírky nasycené sloučeninou která mění barvu v prostředí o různém pH, pouze indikativní. Barevné indikátory přidány do roztoku, mění barvu s pH: HIn(aq) + H2O(l)  H3O+(aq) + In(aq) Př.: fenolftalein je v kyselém prostředí bezbarvý a v zásaditém prostředí růžový. pH při kterém dochází ke změně barvy závisí na rovnovážné konstantě disociace indikátoru. Nejpřesnější měření pH pomocí pH metru: kombinace elektrod a voltmetru.

pH indikátory a pH běžných tekutin

Silné kyseliny a zásady Silná kyselina ve vodě kompletně disociuje na [H3O+] a příslušný aniont. Př.: Vypočítejte [H3O+], [OH] a [Cl] pro 0.048 M roztok HCl. Autoprotolýzu vody zanedbejte. Př.: Vypočítejte koncentraci obou iontů a pH v roztoku NaOH o koncentraci 0.080 M. Př.: Kolik je pH a [OH] v 0.125 M roztoku Ba(OH)2. Koncentrace H3O+ z autoprotolýzy vody je nízká vzhledem k množství H3O+ z disociace silné kyseliny a obvykle se ve výpočtech zanedbává. Přesnější postup: Druhý člen je zanedbatelný kromě případů kdy je koncentrace kyseliny velmi nízká.

Ionizace slabých kyselin Slabé kyseliny disociují na ionty pouze částečně; stupeň disociace se experimentálně stanovuje nejčastěji měřením elektrické vodivosti. Disociační reakce probíhá do rovnovážného stavu: Koncentraci hydroxoniového iontu lze určit ze známé rovnovážné konstanty. Relativní sílu slabých kyselin lze stanovit z hodnoty rovnovážné konstanty ionizační reakce. Vyšší disociační konstanta  silnější kyselina Nižší disociační konstanta  slabší kyselina Př.: Určete která z následujících kyselin je nejsilnější a která nejslabší: kyselina Ka HCN 4.9x1010 HCOOH 1.8x104 CH3COOH 1.8x105 HF 3.5x104

Stupeň ionizace Stupeň nebo % ionizace jednoduše vyjadřuje sílu kyseliny: 100% ionizace  silná kyselina. Stupeň ionizace slabých kyselin je nižší než 1 (méně než 100%). Př.: Určete stupeň ionizace 0.100 M a 0.001 M roztoků HCN (Ka = 4.9x1010). Řešení: zapsat rovnovážnou konstantu, dosadit z bilance, řešit pro x, výsledek dosadit do výše uvedeného vztahu. Stupeň ionizace je vyšší u zředěnějších roztoků.

Slabé zásady Zachází se s nimi stejně jako se slabými kyselinami, pouze se místo koncentrace protonu počítá [OH]. Obecná reakce zásad ve vodě: Stupeň ionizace slabé zásady získáme opět z rovnovážné konstanty ionizační reakce: Protože CB je obvykle známé, můžeme bilanci dosadit do vztahu pro Kb a získat x . Pozor: x = [OH], nikoli [H3O+]. Př.: Vypočítejte pH 0.10 M roztoku NH3(aq).

Dusíkaté báze Řada sloučenin které obsahují dusík jsou bazické, nejdůležitější skupinou jsou aminy. Většina aminů má volný elektronový pár který je možné využít pro vazbu s kyselým protonem. Vodíky v řadě aminů jsou nahrazeny uhlovodíkovými řetězci. R N R 2 1 H

Vztah mezi Ka a Kb HA(aq) + H O(l) « O (aq) + A +OH 2H = K •K Ka a Kb konjugovaných párů jsou navzájem nepřímo úměrné. Nepřímá úměra vysvětluje proč jsou konjugované báze velmi slabých kyselin relativně silné a naopak. Př.: se znalostí Ka kyselin v tabulce sestavte seznam jejich konjugovaných bází seřazený podle relativní síly. HA(aq) + H 2 O(l) « 3 O (aq) + A - ] HA [ ][ A K a = +OH OH b 2H w = K •K kyselina Ka HF 3.5x104 HCOOH 1.8x104 HClO 3.5x108 HCN 4.9x1010

Vícesytné kyseliny Některé kyseliny mohou v roztoku odštěpit více protonů, např. dvojsytné kyseliny H2S a H2SO4 nebo trojsytná kyselina H3PO4. První proton se uvolňuje snadno, další mnohem obtížněji. Rovnovážná konstanta ionizace do 2. stupně je typicky 10-5 krát menší než první ionizační konstanta. Př.: Určete pH 0.100 M roztoku H2SO3 a koncentraci .

Co3+(aq) + 6F(aq)  [CoF6]3 Kyseliny a zásady – Lewisova teorie Lewisova kyselina: akceptor elektronového páru Lewisova báze: donor elektronového páru Lewisova definice je nejobecnější (ve srovnání s teoriemi Brønsteda a Arrhenia). Př.: Určete Lewisovu kyselinu a bázi v reakci: Určete Lewisovu kyselinu a bázi v reakci: Co3+(aq) + 6F(aq)  [CoF6]3

Kyseliny a zásady – srovnání Brønstedovy a Lewisovy teorie + OH- • H O H • H+ Kyselina podle Brønsteda uvolňuje proton. kyselina zásada N H • H N H H + H+ + Kyselina podle Lewise je akceptorem elektronového páru. kyselina zásada F B F N H • H F B F N H H + kyselina zásada

Antacidy a pH v žaludku NaHCO3 (aq) + HCl (aq) NaCl (aq) + H2O (l) + CO2 (g) Mg(OH)2 (s) + 2HCl (aq) MgCl2 (aq) + 2H2O (l)