Acidobazické reakce

Teorie kyselin a zásad

Arrheinova teorie

Kyselina ($HA$)
- látka, která v roztoku odštěpí kation $H^{+}$
  - tyto kationty jsou vpodstatě jen protony
  - v roztocích se nevyskytují osamocené
  - váží se pomocí koordinační vazby* na vodu a vzniká aniont $H_{3}O^{+}$
Zásada ($BOH$)
- látka, která v roztoku odštěpí aniont $OH^{-}$

Kyselina
- částice, která může jiné látce předat proton $H^{+}$
- je donorem $H^{+}$
Zásada
- částice, která může přijmout proton $H^{+}$
- je akceptorem $H^{+}$ Amfoterní charakter**
vlastnost některých částic
mohou se chovat jako zásady i kyseliny Konjugovaný pár**
odštěpením protonu při acidobazické reakci vzniká zásada
příjme-li zásada proton vzniká kyslina
např.: $\underset{zásada}{H_{2}O}+\underset{kyselina}{HCl}\leftrightharpoons{\underset{kyselina}{H_{3}O^{+}}+\underset{zásada}{Cl^{-}}}$
dvojice částic, které se liší o jeden proton se nazývá konjugovaný pár

Kyselina
- látka, která obsahuje centrální atom, který příjme elektronový pár
Zásada
- látka, která obsahuje centrální atom, který má alespoň jeden volný elektronový pár

lze ji vyjádřit jako $HA+H_{2}O\leftrightharpoons{H_{3}O^{+}+A^{-}}$
z toho lze odvodit vztah pro rovnovážnou konstantu $K=\frac{[H_{3}O^{+}][A^{-}]}{[HA][H_{2}O]}$
voda je vůči kyselině v nadbytku a lze ji při koncentraci považovat vlastně za konstatntní a tím pádem ji nezahrnovat do nové konstanty $K_{A}$ - disociační konstanta kyseliny
- $K_{A}=\frac{[H_{3}O^{+}][A^{-}]}{[HA]}$

$BOH\leftrightharpoons{B^{+}+OH^{-}}$
podobně lze vyjádřit i konstantu $K_{B}$ - disociační konstanta zásady
- $K_{B}=\frac{[B^{+}][OH^{-}]}{[BOH]}$ dnota těchto konstant udává sílu kyseliny nebo zásady
silné - $K_{A}\vee{K_{B}>10^{-2}}$
středně silné - $K_{A}\vee{K_{B}\in\langle{10^{-2};10^{-4}}\rangle}$
slabé - $K_{A}\vee{K_{B}<10^{-4}}$

voda má amfoterní charakter, může příjmat i odevzdávat proton
- autoprotolýza vody: $H_{2}O+H_{2}O\leftrightharpoons{H_{3}O^{+}+OH^{-}}$
rovnovážní konstanta této reakce bude velmi malá a koncentrace vody je stále konstatní, můžeme proto koncentraci ignorovat a tím definovat novou konstantu $K_{W}$
- $K_{W}=[H_{3}O^{+}][OH^{-}]=10^{-14}mol^{2}\cdot{dm^{-6}}$ při 25°C
- např.: <=> je v roztoku $[H_{3}O^{+}]=10^{-8}mol/l$, potom $[OH^{-}]=10^{-6}$

neutralizace je reakce kyseliny a zásady, při které vzniká sůl a voda
- např.: $HCl + NaOH\longrightarrow{NaCl+H_{2}O}$
tato reakce je základem analytické metody - titrace
- roztok kyseliny nebo zásady o neznáme koncentraci neutralizujeme určitým množstvím roztoku zásady nebo kyseliny o známé koncentraci
- z roztoku o známé koncentraci jsme poté schopni spočítat koncentraci neznámého roztoku
- titrace se provádí za přítomnosti indikátoru*, abychom mohli určit přesný bod ekvivalence, kdy není přítomna ani kyselina ani zásada
- pro reakce $n_{1}\ HA+n_{2}\ BOH\longrightarrow{n_{3}\ BA+n_{4}\ H_{2}O}$ platí: $\frac{n_{1}}{n_{2}}=\frac{c_{1}V_{1}}{c_{2}V_{2}}$, kde $n_{1}$ je látkové množství $HA$, $c_{1}$ je látková koncentrace roztoku $HA$, $V_{1}$ je objem roztoku $HA$ a obdobně

v roztoku reaguje kysele
kation slabé zásady hydrolizuje za vzniku oxoniových kationtů
- např.: $NH_{4}Cl$
  - $NH_{4}^{+}+H_{2}O\leftrightharpoons{NH_{3}+H_{3}O^{+}}$
anion silné kyseliny nehydrolizuje, s vodou prakticky nereaguje
- např.: $NH_{4}Cl$
  - $Cl^{-}+H_{2}O\leftrightharpoons{Cl^{-}+H_{2}O}$

v roztoku raguje zásaditě
anion slabé kyseliny hydrolyzuje za vzniku hydroxidových aniontů
- např.: $NaCN$
  - $CN^{-}+H_{2}O\leftrightharpoons{HCN+OH^{-}}$
kation silné zásady nehydrolizuje, s vodou prakticky nereaguje
- např.: $NaCN$
  - $Na^{+}+H_{2}O\leftrightharpoons{Na^{+}+H_{2}O}$

v roztoku reagují přibližně neutrálně
kation slabé zásady a anion slabé kyseliny oba hydrolizují
- pokud mají stejnou disociační konstantu*, bude roztok zcela neutrální
- např.: $NH_{4}CN$
  - $NH_{4}^{+}+H_{2}O\leftrightharpoons{NH_{3}+H_{3}O^{+}}\ CN^{-}+H_{2}O\leftrightharpoons{HCN+OH^{-}}$

vodný roztok je neutrální
kation silné zásady ani anion silné kyseliny nehydrolizují, dochází pouze k jejich disociaci
- např.: $NaCl$
  - $Na^{+}+H_{2}O\leftrightharpoons{Na^{+}+H_{2}O}\ Cl^{-}+H_{2}O\leftrightharpoons{Cl^{-}+H_{2}O}$

roztok, který udržuje konstatní $pH$ nezávisle na tom, zda přidáme silnou kyselinu nebo silnou zásadu
reguluje $pH$
je to soustava, která obsahuje buď slabou kyselinu a její sůl se silnou zásadou nebo slabou zásadu a její sůl se silnou kyselinou
v pufru se vždy obnovuje rovnováha

$pH$ pufru se počítá podle tzv Henderson-Hasselbachovy rovnice:
- pufr ze slabé kyseliny a její soli:
  - $pH=pK_{A}+\log{\frac{[A^{-}]}{[HA]}}(=pK_{A}+\log{\frac{[sůl]}{[kyselina]}})$
- pufr ze slabé zásady a její soli:
  - $pH=14-pK_{B}-\log{\frac{[B^{-}]}{[BOH]}}(=14-pK_{B}-\log{\frac{[sůl]}{[zásada]}})$