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).

kyselinazásada kyselina zásada

kyselina konjugovaná zásada

zásada konjugovaná kyselina

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):

)aq(OH)aq(NH O(l)H (aq)NH 423

(aq)NH)aq(OH O(l)H )aq(NH 3324

3HCO 2

3CO 4HPO

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.:

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

Silné kyseliny a zásady reagují za vzniku slabších konjugovaných zásad/kyselin.

)aq(A)aq(OH)l(OH)aq(HA 32

)aq(Cl)aq(OH)l(OH)aq(HCl 32

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-

3NO

3NO

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.

Autoprotolýza vody

• Voda reaguje zároveň jako kyselina a jako zásada:

H2O + H2O H3O+ + OH. Kw = [OH][H3O+] = 1.00 x 1014.

• V čisté vodě při pokojové teplotě [OH] = [H3O+] [H3O+] = 1 x 107 M (neutrální roztok)

– kyselý [H3O+] > 1.00x107 M

– neutrální [H3O+] = 1.00x107 M

– zásaditý [H3O+] < 1.00x107 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 1.00x105 M. Jaká je koncentrace [OH]?

• Př.: Jaká je koncentrace hydroxoniových iontů v roztoku jednosytného hydroxidu o koncentraci 2.50x103 M?

pH

• pH = log[H3O+] [H3O+] = 10pH

– kyselý pH < 7.00– neutrální pH = 7.00– zásaditý pH > 7.00

Př.: Určete pH roztoku kde [H3O+] = 5.40x106 M.

Př.: Určete pH roztoku kde [OH] = 3.33x103 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?

[H3O+][OH ] = 1.00x10 14

log{[H3O+][OH ]} = log{1.00x10 14}

pH + pOH = pKa = 14.00

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.

OH3HA3total3 2]O[H]O[H]O[H

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 4.9x1010

HCOOH 1.8x104

CH3COOH 1.8x105

HF 3.5x104

]HA[

]A][OH[K )aq(A)aq(OH)l(OH)aq(HA 3

a32

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 = 4.9x1010).

– Řešení: zapsat rovnovážnou konstantu, dosadit z bilance, řešit pro x, výsledek dosadit do výše uvedeného vztahu.

– Stupeň ionizace je vyšší u zředěnějších roztoků.

HA(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + A (aq)

počátek CHA 0 0 rovnováha CHA x +x +x

%100C

xionizace %

HA

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).

]B[

]OH][BH[K )aq(OH )aq(BH)l(OH)aq(B b2

B(aq) + H2O(l) BH+(aq) + OH (aq) počátek CB 0 0

rovnováha CB x +x + x

xC

x

]B[

]OH][BH[K

B

2

b

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.

N

H

R 1 R 2

Vztah mezi Ka a Kb

• 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.

kyselina Ka

HF 3.5x104

HCOOH 1.8x104

HClO 3.5x108

HCN 4.9x1010

HA(aq) + H2O(l) H3O

+(aq) + A(aq)

]HA[

]OH][A[K 3

a

A(aq) + H2O(l) HA(aq) +OH

(aq)

]A[

]OH][HA[Kb

2H2O(l) H3O+(aq) +OH

(aq) Kw = Ka•Kb

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.

kyselina Ka1 Ka2 Ka3

H3PO4 7.5x10 3 6.2x10 8 4.8x10 11 H2SO3 1.5x10 2 6.3x10 8

]SO[ 23

• 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 .

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

(aq)NH)aq(OH O(l)H )aq(NH 3324

233 )NH(Ag)aq(NH2)aq(Ag

3333 BFNHBFNH

Kyseliny a zásady – srovnání Brønstedovy a Lewisovy teorie

H+ H O H••••

+ OH-••

••••

kyselina zásada

N H••

H

H

H+ +

kyselina zásada

N H

H

H

H+

N H••

H

H

kyselina zásada

F B

F

F

+ F B

F

F

N H

H

H

Kyselina podle Brønsteda uvolňuje proton.

Kyselina podle Lewise je akceptorem elektronového páru.

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)