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 $OH^{-}$

Brønsted-Lowryho teorie

  • 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

Lewisova teorie

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

Disociace kyselin a zásad

Disociace kyselin

  • 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
    • $K_{A}=\frac{[H_{3}O^{+}][A^{-}]}{[HA]}$

Disociace zásad

  • $BOH\leftrightharpoons{B^{+}+OH^{-}}$
  • 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 - $K_{A}\vee{K_{B}<10^{-4}}$

Iontový součin vody

  • 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 $[OH^{-}]=10^{-6}$

pH a pOH

Neutralizace, acidobazická titrace

  • 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

Hydrolýza solí

  • je to reakce iontů solí a vody
  • výsledkem je roztok s $pH$ rozdílným od 7

Sůl silné kyseliny a slabé zásady

  • 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.: $NH_{4}Cl$
      • $Cl^{-}+H_{2}O\leftrightharpoons{Cl^{-}+H_{2}O}$

Sůl slabé kyseliny a silné zásady

  • 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.: $NaCN$
      • $Na^{+}+H_{2}O\leftrightharpoons{Na^{+}+H_{2}O}$

Sůl slabé kyseliny a slabé zásady

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

Sůl silné kyseliny a silné zásady

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

Pufry

  • 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

  • $pH$ 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:
      • $pH=14-pK_{B}-\log{\frac{[B^{-}]}{[BOH]}}(=14-pK_{B}-\log{\frac{[sůl]}{[zásada]}})$