Acidobazické reakce

Teorie kyselin a zásad

Arrheinova teorie

Kyselina ( $H A$ )
- 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 ( $B O H$ )
- látka, která v roztoku odštěpí aniont $O H^{-}$

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.: $\underset{z á s a d a}{H_{2} O} + \underset{k y s e l i n a}{H C l} ⇋ \underset{k y s e l i n a}{H_{3} O^{+}} + \underset{z á s a d a}{C l^{-}}$
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 $H A + H_{2} O ⇋ H_{3} O^{+} + A^{-}$
z toho lze odvodit vztah pro rovnovážnou konstantu $K = \frac{[H_{3} O^{+}] [A^{-}]}{[H A] [H_{2} O]}$
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
- $K_{A} = \frac{[H_{3} O^{+}] [A^{-}]}{[H A]}$

$B O H ⇋ B^{+} + O H^{-}$
podobně lze vyjádřit i konstantu $K_{B}$ - disociační konstanta zásady
- $K_{B} = \frac{[B^{+}] [O H^{-}]}{[B O H]}$ dnota těchto konstant udává sílu kyseliny nebo zásady
silné - $K_{A} \lor K_{B} > 10^{- 2}$
středně silné - $K_{A} \lor K_{B} \in ⟨ 10^{- 2}; 10^{- 4} ⟩$
slabé - $K_{A} \lor K_{B} < 10^{- 4}$

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

neutralizace je reakce kyseliny a zásady, při které vzniká sůl a voda
- např.: $H C l + N a O H ⟶ N a C l + H_{2} O$
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 $n_{1} H A + n_{2} B O H ⟶ n_{3} B A + n_{4} H_{2} O$ platí: $\frac{n_{1}}{n_{2}} = \frac{c_{1} V_{1}}{c_{2} V_{2}}$ , kde $n_{1}$ je látkové množství $H A$ , $c_{1}$ je látková koncentrace roztoku $H A$ , $V_{1}$ je objem roztoku $H A$ a obdobně

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

v roztoku raguje zásaditě
anion slabé kyseliny hydrolyzuje za vzniku hydroxidových aniontů
- např.: $N a C N$
  - $C N^{-} + H_{2} O ⇋ H C N + O H^{-}$
kation silné zásady nehydrolizuje, s vodou prakticky nereaguje
- např.: $N a C N$
  - $N a^{+} + H_{2} O ⇋ N a^{+} + H_{2} O$

v roztoku reagují přibližně neutrálně
kation slabé zásady a anion slabé kyseliny oba hydrolizují
- pokud mají stejnou disociační konstantu*, bude roztok zcela neutrální
- např.: $N H_{4} C N$
  - $N H_{4}^{+} + H_{2} O ⇋ N H_{3} + H_{3} O^{+} C N^{-} + H_{2} O ⇋ H C N + O H^{-}$

vodný roztok je neutrální
kation silné zásady ani anion silné kyseliny nehydrolizují, dochází pouze k jejich disociaci
- např.: $N a C l$
  - $N a^{+} + H_{2} O ⇋ N a^{+} + H_{2} O C l^{-} + H_{2} O ⇋ C l^{-} + H_{2} O$

roztok, který udržuje konstatní $p H$ nezávisle na tom, zda přidáme silnou kyselinu nebo silnou zásadu
reguluje $p H$
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

$p H$ pufru se počítá podle tzv Henderson-Hasselbachovy rovnice:
- pufr ze slabé kyseliny a její soli:
  - $p H = p K_{A} + \log \frac{[A^{-}]}{[H A]} (= p K_{A} + \log \frac{[s ů l]}{[k y s e l i n a]})$
- pufr ze slabé zásady a její soli:
  - $p H = 14 - p K_{B} - \log \frac{[B^{-}]}{[B O H]} (= 14 - p K_{B} - \log \frac{[s ů l]}{[z á s a d a]})$