Acidobazický děj

= Děj mezi kyselinami a zásadami

= Protolytické rovnováhy (výraznou úlohu sehrává H+\text{H}^+)

Teorie kyselin a zásad

  1. Arrhenius:

    Kyseliny = látky, které se vodě odštěpují H+\text{H}^+ (= kation vodíku = proton)

    Zásady = látky, které ve vodě odštěpují OH−\text{OH}^- (= hydroxidový anion)

    Př.:

    HCl→H++Cl−NaOH→Na++OH−\begin{align*} \text{HCl} &\to \text{H}^+ + \text{Cl}^- \\ \text{NaOH} &\to \text{Na}^+ + \text{OH}^- \end{align*}

    →HCl\to \text{HCl} je kyselina, NaOH\text{NaOH} je zásada

  2. Brønsted–Lowry:

    = Klasická teorie kyselin a zásad

    Kyseliny = částice, které jiným látkám předávají H+\text{H}^+

    Zásady = částice, které přijímají H+\text{H}^+ (mají zaplněný valenční orbital)

    Př.:

    HCl+H2O⇆Cl−+H3O+HI+NH3→I−+NH4+\begin{align*} \text{HCl} + \text{H}_2\text{O} &\leftrightarrows \text{Cl}^- + \text{H}_3\text{O}^+ \\ \text{HI} + \text{NH}_3 &\to \text{I}^- + {\text{NH}_4}^+ \end{align*}

    →HCl\to \text{HCl} a HI\text{HI} jsou kyseliny, NH3\text{NH}_3 je zásada, H2O\text{H}_2\text{O} je v této reakci také zásada (může být kyselinou i zásadou)

  3. Lewisova:

    Kyseliny = částice, které mají volný vazebný orbital a mohou přijmout elektronový pár (→\to koordinačně kovalentní vazba)

    Zásady = částice, které mají volný elektronový pár a mohou ho sdílet (jiná formulace, než Brønsted–Lowryho, ale stejný výsledek)

    Př.:

    AlCl3+Cl−→AlCl4−\text{AlCl}_3 + \text{Cl}^- \to \text{AlCl}_4^-

    →AlCl3\to \text{AlCl}_3 je kyselina (Al\text{Al} má volný vazebný orbital)

Reakce v acidobazickém ději

  1. Disociace

  2. Autoprotolýza

  3. Neutralizace

  4. Hydrolýza solí

Disociace kyselin a zásad

= Reakce kyselin či zásad s vodou

Disociace kyseliny

Př.:

HCl+H2O→Cl−+H3O+\text{HCl} + \text{H}_2\text{O} \to \text{Cl}^- + \text{H}_3\text{O}^+

HCl\text{HCl} ... kyselina chlorovodíková (kyselina)

H2O\text{H}_2\text{O} ... voda (zásada)

Cl−\text{Cl}^- ... anion chloridový (zásada ve zpětné reakci)

H3O+\text{H}_3\text{O}^+ ... kation oxoniový (kyselina ve zpětné reakci)

Disociace zásady

Př.:

NH3+H2O→NH4++OH−\text{NH}_3 + \text{H}_2\text{O} \to {\text{NH}_4}^+ + \text{OH}^-

NH3\text{NH}_3 ... amoniak (zásada)

H2O\text{H}_2\text{O} ... voda (kyselina)

NH4+{\text{NH}_4}^+ ... kation amonný (kyselina ve zpětné reakci)

OH−\text{OH}^- ... anion hydroxidový (zásada ve zpětné reakci)

Konjugované páry

= Dvojice částic, které se liší o 1 či více H+\text{H}^+ = dvojice kyseliny a zásady

Vyznačujeme hranatou svorkou nad/pod danými částicemi

Při disociaci vzniká chemická rovnováha (v1=v2v_1 = v_2), která je popisována KcK_c

Př. z první reakce:

Kc=[Cl−]⋅[H3O+][HCl]⋅[H2O]K_c = \frac{[\text{Cl}^-] \cdot [\text{H}_3\text{O}^+]}{[\text{HCl}] \cdot [\text{H}_2\text{O}]}

[H2O][\text{H}_2\text{O}] je v podstatě konstantní (vody je extrémní nadbytek)

→\to Rovnovážnou konstantu a konstantní koncentraci vody spojíme (př. z první a druhé reakce):

KA=[Cl−]⋅[H3O+][HCl]KB=[NH4+]⋅[OH−][NH3]\begin{align*} K_A &= \frac{[\text{Cl}^-] \cdot [{\text{H}_3\text{O}}^+]}{[\text{HCl}]} \\ K_B &= \frac{[{\text{NH}_4}^+] \cdot [\text{OH}^-]}{[\text{NH}_3]} \end{align*}

KAK_A ... disociační konstanta kyseliny = konstanta acidity/kyselosti

KBK_B ... disociační konstanta zásady = konstanta bazicity/zásaditosti

Příklady disociace

Př. – disociace H2SO4\text{H}_2\text{SO}_4:

  1. Postupná:

    1. Disociace do 1. stupně:

      H2SO4+H2O⇆HSO4−+H3O+\text{H}_2\text{SO}_4 + \text{H}_2\text{O} \leftrightarrows \text{HSO}_4^- + \text{H}_3\text{O}^+

      HSO4−\text{HSO}_4^- ... anion hydrogensíranový

    2. Disociace do 2. stupně:

      HSO4−+H2O⇆SO42−+H3O+\text{HSO}_4^- + \text{H}_2\text{O} \leftrightarrows \text{SO}_4^{2-} + \text{H}_3\text{O}^+

      SO42−\text{SO}_4^{2-} ... anion síranový

  2. Úplná:

    H2SO4+2 H2O⇆SO42−+2 H3O+KA=[SO42−]⋅[H3O+]2[H2SO4]\begin{align*} \text{H}_2\text{SO}_4 + 2 \space \text{H}_2\text{O} &\leftrightarrows \text{SO}_4^{2-} + 2 \space \text{H}_3\text{O}^+ \\[0.5em] K_A &= \frac{[\text{SO}_4^{2-}] \cdot [\text{H}_3\text{O}^+]^2}{[\text{H}_2\text{SO}_4]} \end{align*}

Př. – disociace NaOH\text{NaOH}:

Disociaci hydroxidů zapisujeme jako rozpad na ionty

Využíváme Arrheniovu teorii

NaOH⇆Na++OH−KB=[Na+]⋅[OH−][NaOH]\begin{align*} \text{NaOH} &\leftrightarrows \text{Na}^+ + \text{OH}^- \\[0.5em] K_B &= \frac{[\text{Na}^+] \cdot [\text{OH}^-]}{[\text{NaOH}]} \end{align*}

NaOH\text{NaOH} je jednosytný hydroxid – odštěpuje jeden OH−\text{OH}^-

Autoprotolýza

= Protolytická reakce mezi molekulami téže látky – látka se chová zároveň jako kyselina i jako zásada

Př. – autoprotolýza amoniaku:

NH3+NH3⇆NH2−+NH4+\text{NH}_3 + \text{NH}_3 \leftrightarrows \text{NH}_2^- + \text{NH}_4^+

NH2−\text{NH}_2^- ... anion amidový

NH4+\text{NH}_4^+ ... kation amonný

Př. – autoprotolýza vody:

H2O+H2O⇆OH−+H3O+K=[OH−]⋅[H3O+][H2O]2\begin{align*} \text{H}_2\text{O} + \text{H}_2\text{O} &\leftrightarrows \text{OH}^- + \text{H}_3\text{O}^+ \\[0.5em] K &= \frac{[\text{OH}^-] \cdot [\text{H}_3\text{O}^+]}{[\text{H}_2\text{O}]^2} \end{align*}

[H2O][\text{H}_2\text{O}] můžeme brát jako konstantní (vody je nadbytek) →\to můžeme spojit rovnovážnou konstantu KK a koncentraci vody do nové konstanty

KW=[OH−]⋅[H3O+]K_W = [\text{OH}^-] \cdot [\text{H}_3\text{O}^+]

KWK_W ... iontový součin vody

Při 25 °C25 \ °\text{C} platí KW=10−14K_W = 10^{-14}

V čisté vodě platí [OH−]=[H3O+][\text{OH}^-] = [\text{H}_3\text{O}^+], proto při KW=10−14K_W = 10^{-14} můžeme říct [OH−]=[H3O+]=10−7 mol⋅dm−3[\text{OH}^-] = [\text{H}_3\text{O}^+] = 10^{-7} \ \text{mol} \cdot \text{dm}^{-3}

Roztoky

  1. Neutrální roztok: [OH−]=[H3O+][\text{OH}^-] = [\text{H}_3\text{O}^+]

  2. Kyselý roztok: [OH−]<[H3O+][\text{OH}^-] < [\text{H}_3\text{O}^+]

  3. Zásaditý roztok: [OH−]>[H3O+][\text{OH}^-] > [\text{H}_3\text{O}^+]

pH / Vodíkový exponent

Autorem stupnice je Sörensen, vytvořena v 19. st.

Udává míru kyselosti či zásaditosti roztoku

pH=−log⁡[H3O+]\text{pH} = -\log[\text{H}_3\text{O}^+]

pH je záporný dekadický logaritmus koncentrace oxoniových kationtů.

[H3O+][\text{H}_3\text{O}^+]pH\text{pH}
0.10.111
0.0010.00133
10−910^{-9}99

Nabývá hodnot 00 až 1414, ale teoreticky může v extrémních případech nabývat i jiných hodnot (např. záporných hodnot)

pH stupnice

pH=7  ⟹  [H3O+]=10−7 mol⋅dm−3[OH−]⋅[H3O+]=10−14  ⟹  [OH−]=10−7 mol⋅dm−3\begin{align*} \text{pH} = 7 \implies [\text{H}_3\text{O}^+] &= 10^{-7} \ \text{mol} \cdot \text{dm}^{-3} \\[0.5em] [\text{OH}^-] \cdot [\text{H}_3\text{O}^+] &= 10^{-14} \\[0.5em] \implies [\text{OH}^-] &= 10^{-7} \ \text{mol} \cdot \text{dm}^{-3} \end{align*}

pH=7  ⟹  [H3O+]=[OH−]  ⟹  \text{pH} = 7 \implies [\text{H}_3\text{O}^+] = [\text{OH}^-] \implies roztok je neutrální

pH<7  ⟹  [H3O+]>[OH−]  ⟹  \text{pH} < 7 \implies [\text{H}_3\text{O}^+] > [\text{OH}^-] \implies roztok je kyselý

pH>7  ⟹  [H3O+]<[OH−]  ⟹  \text{pH} > 7 \implies [\text{H}_3\text{O}^+] < [\text{OH}^-] \implies roztok je zásaditý

Kromě pH\text{pH} existuje i podobná veličina pOH\text{pOH}:

pOH=−log⁡[OH−]pH+pOH=14\begin{align*} \text{pOH} &= -\log[\text{OH}^-] \\[0.5em] \text{pH} + \text{pOH} &= 14 \end{align*}

Způsoby určování pH

  1. pH\text{pH} metr:

    Měří pH\text{pH} pomocí skleněné elektrody

  2. Acidobazické indikátory:

    = Chemické látky, které mají různou barvu při pH\text{pH} kyselém a zásaditém

    IndikátorpH<7\text{pH} < 7pH>7\text{pH} > 7poznámky
    fenolftaleinčirárůžová
    methyloranžčervenážlutá
    methylčerveňčervenážlutá
    lakmusčervenámodrá
    antokyanyčervenámodráv neutrálním roztoku fialová, ve velmi zásaditém roztoku zelená

  3. Univerzální indikátorový papírek:

    Obsahuje směsici indikátorů (Yamadův indikátor)

    Různá barva pro různé pH\text{pH}

Neutralizace

= Reakce kyseliny a zásady za vzniku soli a vody

Př. – reakce kyseliny chlorovodíkové a hydroxidu sodného:

HCl+NaOH→NaCl+H2O\begin{align*} \text{HCl} + \text{NaOH} \to \text{NaCl} + \text{H}_2\text{O} \end{align*}

Př. – reakce kyseliny sírové a hydroxidu cesného:

H2SO4+2 CsOH→Cs2SO4+2 H2O\begin{align*} \text{H}_2\text{SO}_4 + 2 \ \text{CsOH} \to \text{Cs}_2\text{SO}_4 + 2 \ \text{H}_2\text{O} \end{align*}

Př. – reakce kyseliny fosforečné a hydroxidu vápenatého:

2 H3PO4+3 Ca(OH)2→Ca3(PO4)2+6 H2O\begin{align*} 2 \ \text{H}_3\text{PO}_4 + 3 \ \text{Ca}(\text{OH})_2 \to \text{Ca}_3(\text{PO}_4)_2 + 6 \ \text{H}_2\text{O} \end{align*}

Př. – reakce kyseliny chromové a amoniaku:

H2CrO4+2 NH3→(NH4)2CrO4\begin{align*} \text{H}_2\text{CrO}_4 + 2 \ \text{NH}_3 \to (\text{NH}_4)_2\text{CrO}_4 \end{align*}

Hydrolýza solí

= Reakce iontů soli s vodou

S vodou reagují jen některé ionty – kationty pocházející ze slabých zásad a anionty pocházející ze slabých kyselin

Hydrolýza kationtu

Př.:

NH4++H2O⇆NH3+H3O+\text{NH}_4^+ + \text{H}_2\text{O} \leftrightarrows \text{NH}_3 + \text{H}_3\text{O}^+

NH4+\text{NH}_4^+ pochází z NH3\text{NH}_3 = slabá zásada

Zvýšení koncentrace H3O+  ⟹  [OH−]<[H3O+]  ⟹  \text{H}_3\text{O}^+ \implies [\text{OH}^-] < [\text{H}_3\text{O}^+] \implies roztok bude kyselý

Hydrolýza aniontu

Př.:

CN−+H2O⇆HCN+OH−\text{CN}^- + \text{H}_2\text{O} \leftrightarrows \text{HCN} + \text{OH}^-

CN−\text{CN}^- pochází z HCN\text{HCN} = slabá kyselina

Zvýšení koncentrace OH−  ⟹  [OH−]>[H3O+]  ⟹  \text{OH}^- \implies [\text{OH}^-] > [\text{H}_3\text{O}^+] \implies roztok bude zásaditý

Příklady hydrolýzy

Typ soliPříkladyTyp hydrolýzypH\text{pH} roztoku
kation ze silné zásady, anion ze silné kyselinyCaSO4,KCl,NaClO4,Sr(NO3)2\text{CaSO}_4, \text{KCl}, \text{NaClO}_4, \text{Sr}(\text{NO}_3)_2hydrolýza neprobíhá77
kation ze slabé zásady, anion ze silné kyseliny(NH4)2SO4,NH4Cl,Al(ClO4)3,Cu(NO3)2(\text{NH}_4)_2\text{SO}_4, \text{NH}_4\text{Cl}, \text{Al}(\text{ClO}_4)_3, \text{Cu}(\text{NO}_3)_2hydrolýza kationtu<7< 7
kation ze silné zásady, anion ze slabé kyselinyCaSO3,KCN,Na2S,SrCO3\text{CaSO}_3, \text{KCN}, \text{Na}_2\text{S}, \text{SrCO}_3hydrolýza aniontu>7> 7
kation ze slabé zásady, anion ze slabé kyseliny(NH4)2SO3,NH4CN,Al2S3,CuCO3(\text{NH}_4)_2\text{SO}_3, \text{NH}_4\text{CN}, \text{Al}_2\text{S}_3, \text{CuCO}_3hydrolýza kationtu i aniontuzáleží na intenzitě jednotlivých hydrolýz

Typy rozpouštědel

  1. Protogenní:

    = Rozpouštědlo, které ochotně odštěpuje H+\text{H}^+

  2. Protofilní:

    = Rozpouštědlo, které ochotně přijímá H+\text{H}^+

  3. Amfiprotní:

    = Rozpouštědlo, které je schopno přijmout i odštěpit H+\text{H}^+

    Např. H2O\text{H}_2\text{O}, alkoholy

  4. Aprotní:

    Neodštěpuje ani nepřijímá H+\text{H}^+

    Např. uhlovodíky

Amfoterní látky

= Látky, které se chovají jako kyselina i jako zásada

Např. H2O\text{H}_2\text{O} (ziskem H+\text{H}^+ vznikne H3O+\text{H}_3\text{O}^+, ztrátou H+\text{H}^+ vznikne OH−\text{OH}^-)

Např. NH3\text{NH}_3 (ziskem H+\text{H}^+ vznikne NH4+\text{NH}_4^+, ztrátou H+\text{H}^+ vznikne NH2−\text{NH}_2^- = amidový anion)

Amfoterní mohou být i silné kyseliny – např.:

HNO3+H2O⇆NO3−+H3O+\text{HNO}_3 + \text{H}_2\text{O} \leftrightarrows \text{NO}_3^- + \text{H}_3\text{O}^+

HNO3\text{HNO}_3 je silná kyselina, ale v reakci s vodou se chová jako zásada

Alternativní definice: Amfoterní látky = látky, které reagují s kyselinami i zásadami

Např. Al(OH)3,Zn(OH)2,Mg(OH)2\text{Al}(\text{OH})_3, \text{Zn}(\text{OH})_2, \text{Mg}(\text{OH})_2

Al(OH)3+3 HCl⇆AlCl3+3 H2OAl(OH)3+NaOH⇆Na+[Al(OH)4]−\begin{align*} \text{Al}(\text{OH})_3 + 3 \ \text{HCl} &\leftrightarrows \text{AlCl}_3 + 3 \ \text{H}_2\text{O} \\[0.5em] \text{Al}(\text{OH})_3 + \text{NaOH} &\leftrightarrows \text{Na}^+ [\text{Al}(\text{OH})_4]^- \end{align*}

Na+[Al(OH)4]−\text{Na}^+ [\text{Al}(\text{OH})_4]^- ... tetrahydroxidohlinitan sodný

Vytěsňování kyselin

= Silnější kyselina vytěsní slabší kyselinu z její soli

Př.:

FeS+2 HCl→FeCl2+H2S\text{FeS} + 2 \ \text{HCl} \to \text{FeCl}_2 + \text{H}_2\text{S}

FeS\text{FeS} ... sulfid železnatý, tvořen kyselinou sirovodíkovou = H2S\text{H}_2\text{S}

Př.:

2 KNO2+H2SO4→K2SO4+2 HNO22 \ \text{KNO}_2 + \text{H}_2\text{SO}_4 \to \text{K}_2\text{SO}_4 + 2 \ \text{HNO}_2

Reakce probíhá zleva doprava – H2SO4\text{H}_2\text{SO}_4 je silnější než HNO2\text{HNO}_2

Př.:

CaCO3+2 HCl→CaCl2+H2O+CO2\text{CaCO}_3 + 2 \ \text{HCl} \to \text{CaCl}_2 + \text{H}_2\text{O} + \text{CO}_2

HCl\text{HCl} je silnější než H2CO3\text{H}_2\text{CO}_3, ale kyselina uhličitá je nestabilní (vzniká rozpouštěním CO2\text{CO}_2 ve vodě) – při vytěsňování se rozkládá na H2O\text{H}_2\text{O} a CO2\text{CO}_2

Pufry

Starý název: ústojné roztoky

= Směsi látek, které udržují stálé pH\text{pH} roztoku

Většinou slabá kyselina + její sůl, nebo slabá zásada + její sůl

Např. NH3+NH4Cl\text{NH}_3 + \text{NH}_4\text{Cl} (slabá zásada + její sůl), H3C−COOH+H3C−COONa\text{H}_3\text{C}{-}\text{COOH} + \text{H}_3\text{C}{-}\text{COONa} (slabá kyselina + její sůl)

Př.:

NH3+H2O⇆NH4++OH−NH4+Cl⇆NH4++Cl−\begin{align*} \text{NH}_3 + \text{H}_2\text{O} &\leftrightarrows \text{NH}_4^+ + \text{OH}^- \\[0.5em] \text{NH}_4^+\text{Cl} &\leftrightarrows \text{NH}_4^+ + \text{Cl}^- \end{align*}

Přidám HCl→\text{HCl} \to reaguje s OH−\text{OH}^-

Přidám NaOH→\text{NaOH} \to reaguje s NH4+\text{NH}_4^+