Brönstedova teorie, acidobazický děj, rozdělení kyselin
Teorie kyselin a zásad:
– dříve jako kyseliny byly charakterizovány látky, které mají kyselou chuť, barví lakmus do červena a z vápence uvolňují CO2
– zásady vnímány jako látky, která zbarvují lakmus do modra a reakcí s esterama způsobují zmýdelnění
- Arrheniova teorie
– kyselina je látka, která je schopná odštěpit H+
– zásada je látka schopná odštěpit OH–
HCl + NaOH → H2O + NaCl
– teorie se omezuje pouze na roztoky kyselin a hydroxidů
– nedokáže vysvětlit interakci částic vzniklých disociací soli ve vodném prostředí s molekulami vody
- Lewisova teorie
– vychází z elektronové struktury
– zásada je látka, která má volný el. pár (alkoholy, karbonyly, ethery, karboxylové kyseliny, sulfidy) – donory el. párů
– kyselina je látka, která má prázdný valenční orbital (AlCl3; BCl3; FeCl3; H+; Mg2+) – akceptory el. párů
– spojením Lewisovy kyseliny a zásady vzniká donorakceptorová vazba (koordinačně kovalentní)
– objasňování reakčních mechanismů organických reakcí
- Brönstedova teorie
– kyseliny a zásady si spolu vyměňují H+
– kyselina je látka, která je schopná H+ odštěpit, má-li ho komu dát
– zásada je látka, která je schopná H+ přijmout, má-li ho od koho vzít
– amfoterní látka: látka, která je schopná H+ přijmout i odštěpit (amfolyty)
– mínus H+: H2O → (OH)–
kys. zás.
– plus H+: H2O → H3O+
zás. kys.
– příklady amfoterních látek: HSO4–, H2O; HCO3–; HPO42-
– příklady kyselin: HCl, H2SO4; HNO3; HClO4; H 3O+, NH 4+
– příklady zásad: NaOH; KOH; Cl–; NH3; Cu(OH)2
Protolytické děje
– při proteolytické reakci kyselina předá svůj proton a stane se z ní zásada, naopak ze zásady se přijmutím H+ stane kyselina
HCl (Kys) + H2O (Zás) → H3O+ (Kys) + Cl– (Zás)
– konjugovaný pár – dvojice látek lišících se o proton
– při proteolytické reakci reaguje vždy jedna kyselina jednoho protolytického systému se zásadou druhého protolytického systému
NH3 + H+ → NH4+
Kys. ———– Zás.
konjugovaný pár
– silná kyselina je vždy konjugována se slabou zásadou (silné kyseliny snadno odštěpují H+; slabá zásada neochotně přijímá H+)
– slabá kyselina je vždy konjugována se silnou zásadou (slabá kyselina neochotně odštěpuje H+; silná zásada snadno přijímá H+)
H2SO4 + H2O → H3O+ + HSO4–
silná kys.——————–slabá zás.
NH3 + H2O → NH4+ + OH–
slabá zás.——silná kys.
Disociace kyselin a zásad
– rozpuštění kyselin a zásad ve vodě
– vede k ustanovení rovnováhy → rovnovážné konstanty (KC)
zás.(2)—–kys.(2)
|
KC= |
[CH3COO–]r * [H3O+]r |
|
[CH3COOH]r * [H2O]r |
CH3COOH + H2O → H3O+ + CH3COO– kyselina
kys. (1)————————-zás.(1)
|
KC= |
[OH–]r * [NH4+]r |
|
[NH3]r * [H2O]r |
NH3 + H2O → NH4+ + OH– zásada
– ve vodném roztoku je voda vzhledem ke kyselině v nadbytku a proto se celá Kc vynásobí [H2O] a tím se odvodí nová konstanta KA disociační konstanta kyseliny; KB pro zásadu
|
KA= |
[CH3COO–]r * [H3O+]r |
|
[CH3COOH]r |
KA = [H2O]r * KC
|
KB= |
[OH–]r * [NH4+]r |
|
[NH3+]r |
KB = [H2O]r * KC
– hodnoty disociačních konstant – jsou závislé na teplotě
– podle jejich hodnot poznáme, zda reakce probíhá doleva nebo doprava, a jestli je kyselina silná nebo slabá
– KA v KB …. > 10-2 (silné kyseliny, silné zásady)
– KA v KB …. 10-2 až 10-4 (středně silné kyseliny a zásady)
– KA v KB …. > 10-4 (slabé kyseliny a zásady)
– síla kyselin
- kyslíkaté kyseliny – čím větší je rozdíl mezi počtem vodíků a kyslíků, tím je kyselina silnější
- velmi slabé kyseliny – Hn X On (HClO; HNO)
- slabé kyseliny – Hn X On+1 (H2CO3; HNO2; H3PO4)
- silné kyseliny – Hn X On+2 (HNO3; HClO3; H2SO4)
- velmi silné kyseliny – Hn X On+3 (HClO4(nejsilnější); HIO4; HMnO4)
- bezkyslíkaté kyseliny – nejsilnější jsou halogenovodíkové kyseliny
→ síla roste podle protonového čísla HF < HCl < HBr < HI
– ostatní kyseliny jsou výrazně slabší – H2S; HCN
– síla zásad
- silné zásady – hydroxidy alkalických kovů a kovů alkalických zemin (NaOH, KOH, Ca(OH)2)
- slabé zásady – všechny ostatní hydroxidy (hydroxidy, které jsou špatně rozpustné ve vodě nebo nerozpustné)
– Al(OH)3; Cu(OH)2
Autoprotolýza
– reakce, kdy spolu reagují dvě molekuly téže látky jako kyselina a zásada za vzniku nové kyseliny a zásady
– např. autoprotolýza vody = disociace vody
kys(1)———-zás(1)
H2O + H2O ↔ H3O+ + OH–
Zás(2)————Kys(2)
→ čistá voda vede el. proud díky její schopnosti disociace – vede ale jen nepatrně (disociuje velmi málo molekul)
|
KC = |
[OH–]r * [H3O+]r |
|
[H2O]2 |
– iontový součin vody – disociační konstanta vody
– Kv (využíváme, protože koncentrace vody je konstantní)
Kv = [H3O+] * [HO–]
Kv = 10-7 * 10-7 = 10-14 mol2/dm6
– za dané teploty je součin koncentrací H3O+ a a OH– stejný
– zvýšíme-li koncentraci H3O+ přidáním kyselin, dojde ke snížení koncentrace OH–
– podle hodnot [H3O+] a [HO–] rozdělujeme roztoky
- neutrální – [H3O+] c [HO–] = 10-7 mol/dm3
- kyselé – 10-2 [H3O+] > [HO–] 10-12
- zásadité – 10-8[H3O+] < [HO–] 10-6
pH (vodíkový exponent)
– záporný dekadický logaritmus koncentrace oxoniových kationtů
– logaritmická stupnice pH byla zavedeno pro snadnější výpočet kyselosti roztoku
– pH = -log [H3O+]
– příklad výpočtu: [H3O+] = 10-4 mol/dm3
→ pH = -log 10-4 = (-4) * (-log10) = (-4) * (-1) = 4
|
Hodnoty pH |
kyselé |
neutrální |
zásadité |
|
pH |
0 1 2 3 4 5 6 |
7 |
8 9 10 11 12 13 14 |
|
[H3O+] |
10-1 …. |
10-7 |
|
|
[HO–] |
10-14 …. |
10-7 |
Neutralizace
– děj opačný k autoprotolýze (vzájemná chemická reakce kyselin a zásad)
H3O+ + OH– → H2O + H2O
H3O+ + Cl– → HCl + H2O
Hydrolýza solí
– proteolytická reakce, při které ionty soli reagují s vodou
– při hydrolýze vznikají ionty H3O+ a OH–, které způsobují, jestli sůl reaguje kysele, neutrálně nebo zásaditě
- soli reagující kysele
– soli se silně kyselým kationtem a s aniontem, který s vodou téměř nereaguje (→ soli vzniklé ze silných kyselin a slabých zásad)
– kyseliny: HCl; HNO3; H2SO4;HClO4
– zásady: Cu(OH)2; NH3; Al(OH)3
– soli: NH4Cl; Cu(NO3)2; Al2(SO4)3
NH4Cl → NH4+ + Cl–
NH4+ + H2O → H3O+ + NH3
Cl– + H2O → OH– + HCl (nereaguje)
- soli reagující zásaditě
– soli se silně zásaditým aniontem a s kationtem, který s vodou prakticky nereaguje (soli slabých kyselin a silných zásad)
– kyseliny: H2S; HClO; HNO2; H3PO4
– zásady: NaOH; KOH; Ca(OH)2; Li(OH)
– soli: Na2S; KClO; Ca(NO2)2; Li3PO4
NaCl → Na+ + Cl–
Na+ + H2O → NaOH + H+ (nereaguje)
Cl– + H2O → HCl + OH–
- soli reagující neutrálně
– soli slabých kyselin a slabých zásad
– např. Al2S3; CuCO2; AgNO3)
CuCO3 → Cu2+ + CO32-
Cu2+ – H2O → Cu(OH)2 + 2H+
CO32- + H2O → H2CO3 + 2OH–
– soli s kationtem i aniontem, které s vodou nereagují (soli silných kyselin a silných zásad)
– např. Na2SO4; CaSO4; KNO3; Ca(ClO4)2
NaCl → Na+ + Cl–
Na+ + H2O → NaOH + H+
Cl– + H2O→ HCl + OH–
Rozdělení anorganických kyselin
- kyslíkaté – čím je v molekule kyseliny více atomů kyslíků v porovnání s atomy vodíku, tím je kyselina kyselejší
– peroxokyseliny – mají v molekule místo kyslíku -O- peroxoskupinu -O-O-
– thiokyseliny – vznikají teoreticky nahrazením kyslíku -O- v kyslíkaté kyselině sírou -S-
- bezkyslíkaté – halogenkyseliny – jsou nejsilnější z bezkyslíkatých kyselin
– jejich síla stoupá v pořadí HF→HCl→HBr→HI
– H2S – kyselina sulfonová, slabá
– HN3 – kyselina azidovodíková: slabá kyselina, soli – azidy
Rozdělení organických kyselin
- karboxylové kyseliny – COOH
– nezbytná součást všech živých organismů (základní kámen bílkovin)
- sulfonové kyseliny – SO3H
– silnější než karboxylové kyselin
– mohu být vnímány jako deriváty kyseliny sírové (podobné vlastnosti)
– hydroskopické