kyseliny a zásady

Teorie kyselin a zásad

Arrhenius (1887)

• Kyselina: látka, která ve vodě odštěpuje vodíkový kation (H+).

  • Příklady: HCl, HNO3, CH3COOH.

• Zásada: látka, která ve vodě produkuje hydroxidový ion (OH−).

  • Příklady: NaOH, NH3.

Brønsted-Lowry (1923)

• Kyselina: donor protonu.

• Zásada: akceptor protonu.

Ionizace kyselin

Silné a slabé kyseliny

• Silná kyselina: plně ionizována ve vodném roztoku.

  • Příklad: HCl (aq) + H2O (l) → H3O+ (aq) + Cl− (aq)

  • Ionizace za běžných koncentrací.

• Slabá kyselina: částečně ionizována ve vodném roztoku.

Disociační stupeň

• Disociační stupeň α:

  • α = [H3O+]/c(HA) = [A-]/c(HA

  • Pro silné kyseliny = silný elektrolyt: α = 1

  • Pro slabé kyseliny = slabý elektrolyt: α << 1

Kyselinotvorné oxidy

• Oxidy většiny nekovů produkují ve vodě H3O+.

• Příklady:

  • SO2 (g) + 2 H2O (l) → H3O+ (aq) + HSO3− (aq)

  • P4O10 (s) + 10 H2O (l) → 4 H3O+ (aq) + 4 H2PO4− (aq)

Zásadotvorné zloučeniny

Brønstedovy zásady

• Zahrnují hydroxidy, zásadotvorné oxidy a organické zásady.

• Příklad:

  • CaO (s) + H2O (l) → Ca2+ (aq) + 2 OH− (aq)

Slabé a silné zásady

• ionizace (disociace, elektrolytická disociace)

• NH3(aq) + H2O (l) NH4+(aq) + OH−(aq)

• silná zásada je ve vodném roztoku plně ionizována

• slabá zásada je ve vodném roztoku částečně ionizována

Konjugované páry

• dvojice atomů nebo molekul, vzniklá tím, že jedna částice přijme proton (H+) od druhé

• konjugovaná zásada: částice vzniklá odštěpením protonu, může znovu proton zachytit

• konjugovaná kyselina: částice, která přijala proton, a může tento proton odštěpit

  • Příklady:

    • CH3COOH(aq) + H2O(l) → H3O+(aq) + CH3COO−(aq)

Neutralizace

• Kyselina + zásada → sůl + voda.

• Příklad: HCl + NaOH → NaCl + H2O

• Standardní neutralizační enthalpie.

Autoionizace vody

• Voda podléhá disociaci:

  • H2O + H2O ↔ H3O+ + OH−

• Iontový součin vody: Kv = [H3O+] . [OH−] = 10**^**−14 při 25 °C

pH Stupnice (Søren Sørensen, 1909)

• pH = −log[H3O+]

• pOH = −log[OH−]

• Neutrální pH je 7.

• vztah pH + pOH = 14.

Acidobazické indikátory

• Příklady: phenolftalein, methylová červeň, methylová oranž.

• Barevné změny indikátorů v závislosti na kyselosti/zasaditosti.

Acidobazická titrace

• Postup: měření objemu kyseliny a zásady během titrace.

• Změna barvy indikátoru značí neutralizaci.

Disociační konstanty

• Ka = [A-][H3O+]/[HA]

  • Nízká hodnota pKA odpovídá silným kyselinám (pKA < 2), vyšší slabým (5 < pKA < 9) a vysoká velmi slabým (pKA > 10)

• Kb = [HB+][OH-]/[B]

• pKa + pKb = pKv

pH roztoku slabé kyseliny

• pH = −log √c(kys ) . Ka

• pH = ½ (pKA – log c(A))

Výpočet pH slabé zásady (baze)

• pH = 14 - ½ (pKB – log c(BOH))

Bazicita/kyselost -OH ∝ iontovost/kovalence

• M-O– H+

  • převaha kovalence na vazbě M-O

  • kyselina

• M+ -O-H

  • převaha iontovosti na vazbě M-O

  • hydroxid

Hydrolýza kationtů

• hydratace

  • Be2+ + 4 H2O → [Be(H2O)4]2+

  • Al3+ + 6 H2O → [Al(H2O)6]3+

• vlastní hydrolýza

  • [Be(H2O)4]2+ + H2O → [Be(H2O)3(OH)]+ + H3O+

  • [Al(H2O)6]3+ + H2O → [Al(H2O)5(OH)]2+ + H3O+

Hydrolýza solí

• sůl slabé kyseliny

  • CH3COO−(aq) + H2O(l) ⇌ CH3COOH(aq) + OH−(aq)

• sůl slabé kyseliny

  • NH4+(aq) + H2O(l) ⇌ H3O+(aq) + NH3(aq)

Tlumivé roztoky (pufry)

• Kombinace slabé kyseliny a jejích solí.

• např. CH3COOH(aq) + H2O(l) ⇌ H3O+(aq) + CH3COO−(aq)

  • H3O+ neutralizováno CH3COO-

  • OH− neutralizováno H3O+

Kapacita pufru

• Kapacita pufru je látkové množství H3O+ nebo OH−, které musíme přidat, aby se hodnota pH pufru změnila o jednotku.

• Hendersonova-Hasselbalchova rovnice: pH = pKa + log(Csoli/Ckys)