Kyseliny a zásady – Arrheniova teorie

1. Kyseliny a zásady – Arrheniova teorie Arrheniova kyselina je látka která ve vodě poskytuje H+ (H3O+). Arrheniova zásada je látka která ve vodě poskytuje OH-.

2. Kyseliny a zásady – teorie Brønsteda a Lowryho Kyselina podle Brønsteda je látka schopná poskytnout proton (= donor). Zásada podle Brønsteda je látka schopná přijmout proton (= akceptor). zásada kyselina kyselina zásada zásada kyselina konjugovaná kyselina konjugovaná zásada

3. Konjugované páry • V Brønsted–Lowryhokonceptu se zásada mění na svoji konjugovanou kyselinu a naopak, včetně změny acidobazických vlastností. • Př.: Identifikujte každou z následujících částic jako kyselinu nebo jako zásadu a najděte k nim příslušné konjugované částice:, , F, H2CO3, • Amfoternílátky se mohou chovat buď jako kyseliny nebo jako zásady (např. H2O):

4. Síla kyselin a zásad • Stupeň disociace kyseliny na proton a konjugovanou zásadu záleží na relativní síle kyseliny a konjugované zásady: • Silné kyseliny a zásady reagují (vyměňují proton) prakticky úplně, např.: Silné kyseliny a zásady reagují za vzniku slabších konjugovaných zásad/kyselin.

5. Relativní síla kyselina zásad • Z relativní síly kyselin a konjugovaných zásad lze předpovědět směr acidobazické reakce. • Př.: které z následujících částic spolu budou reagovat? HNO3 + CN-nebo HCN + HF + nebo F- + HNO3 HClO + S2- nebo HS-+ ClO-

6. Faktory ovlivňující sílu kyselin • Binární kyseliny: • Disociační energie vazby je nepřímo úměrná síle kyseliny. • Disociační energie HI a HBr je nižší než pro HF and HCl, proto jsou HI a HBr silnější kyseliny. • Kyslíkaté kyseliny obsahují v molekule kromě kyslíku centrální atom nekovu, např. HNO3, HClO... Síla kyseliny je ovlivňována polaritou vazby O–H: • Vyšší elektronegativita centrálního atomuzvyšuje polaritu vazby O–H a zvyšuje kyselost. • Více kyslíků = vyšší polarita a kyselost. • Př.: Odhadněte relativní kyselost HIO, HBrO a HClO. • Př.: Ověřte tvrzení: HClO4je nejsilnější kyselina mezi kyslíkatými kyselinami chlóru.

7. Autoprotolýza vody • Voda reaguje zároveň jako kyselina a jako zásada: H2O + H2O  H3O+ + OH. Kw = [OH][H3O+] = 1.00 x 1014. • V čisté voděpři pokojové teplotě [OH] = [H3O+][H3O+] = 1 x 107 M (neutrální roztok) • kyselý[H3O+] > 1.00x107M • neutrální [H3O+] = 1.00x107M • zásaditý [H3O+] < 1.00x107M • Ve vodných roztocích kyselin/zásad musí být zachována rovnovážná konstanta autoprotolýzy. Kyseliny/zásady pouze přidávají do vody H3O+ nebo OH. • Př.: Koncentrace hydroxoniových iontů v kyselém roztoku byla 1.00x105 M. Jaká je koncentrace [OH]? • Př.: Jaká je koncentrace hydroxoniových iontů v roztoku jednosytného hydroxidu o koncentraci 2.50x103 M?

8. pH • pH = log[H3O+] [H3O+] = 10pH • kyselý pH < 7.00 • neutrální pH = 7.00 • zásaditý pH > 7.00 Př.:Určete pH roztoku kde [H3O+] = 5.40x106 M. Př.: Určete pH roztoku kde [OH] = 3.33x103 M. Př.: Určete [H3O+] je-li pH roztoku 7.35. • Každá veličina pX je definována stejně jako pH. Př.:Kolik je pCa je-li [Ca2+] = 6.44x10-4 M?

9. Měření pH • pH papírkynasycené sloučeninou která mění barvu v prostředí o různém pH, pouze indikativní. • Barevné indikátorypřidány do roztoku, mění barvu s pH: HIn(aq) + H2O(l)  H3O+(aq) + In(aq) Př.: fenolftalein je v kyselém prostředí bezbarvý a v zásaditém prostředí růžový. • pH při kterém dochází ke změně barvy závisí na rovnovážné konstantě disociace indikátoru. • Nejpřesnější měření pH pomocípH metru:kombinace elektrod a voltmetru.

10. pH indikátory a pH běžných tekutin

11. Silné kyseliny a zásady • Silná kyselina ve vodě kompletně disociuje na [H3O+] a příslušný aniont. Př.:Vypočítejte [H3O+],[OH] a [Cl] pro 0.048 M roztok HCl. Autoprotolýzu vody zanedbejte. Př.:Vypočítejte koncentraci obou iontů a pH v roztokuNaOHo koncentraci 0.080 M. Př.:Kolik je pH a [OH] v 0.125 M roztoku Ba(OH)2. • Koncentrace H3O+z autoprotolýzy vody je nízká vzhledem k množství H3O+z disociace silné kyseliny a obvykle se ve výpočtech zanedbává. Přesnější postup: • Druhý člen je zanedbatelný kromě případů kdy je koncentrace kyseliny velmi nízká.

12. Ionizace slabých kyselin • Slabé kyseliny disociují na ionty pouze částečně; stupeň disociace se experimentálně stanovuje nejčastěji měřením elektrické vodivosti. • Disociační reakce probíhá do rovnovážného stavu: • Koncentraci hydroxoniového iontu lze určit ze známé rovnovážné konstanty. • Relativní sílu slabých kyselin lze stanovit z hodnoty rovnovážné konstanty ionizační reakce. • Vyšší disociační konstanta  silnější kyselina • Nižší disociační konstanta  slabší kyselina • Př.: Určete která z následujících kyselin je nejsilnější a která nejslabší: kyselina Ka HCN 4.9x1010 HCOOH 1.8x104 CH3COOH 1.8x105 HF 3.5x104

13. Stupeň ionizace • Stupeň nebo % ionizace jednoduše vyjadřuje sílu kyseliny: • 100% ionizace silná kyselina. • Stupeň ionizace slabých kyselin je nižší než 1 (méně než 100%). • Př.: Určete stupeň ionizace 0.100 M a 0.001M roztoků HCN (Ka = 4.9x1010). • Řešení: zapsat rovnovážnou konstantu, dosadit z bilance, řešit pro x, výsledek dosadit do výše uvedeného vztahu. • Stupeň ionizace je vyšší u zředěnějších roztoků.

14. Slabé zásady • Zachází se s nimi stejně jako se slabými kyselinami, pouze se místo koncentrace protonu počítá [OH]. • Obecná reakce zásad ve vodě: • Stupeň ionizace slabé zásady získáme opět z rovnovážné konstanty ionizační reakce: • Protože CBje obvykle známé, můžeme bilanci dosadit do vztahu pro Kb a získat x . • Pozor: x = [OH], nikoli [H3O+]. • Př.:Vypočítejte pH 0.10M roztoku NH3(aq).

15. Dusíkaté báze • Řada sloučenin které obsahují dusík jsou bazické, nejdůležitější skupinou jsou aminy. • Většina aminů má volný elektronový pár který je možné využít pro vazbu s kyselým protonem. • Vodíky v řadě aminů jsou nahrazeny uhlovodíkovými řetězci. R N R 2 1 H

16. + - - + « HA(aq) + H O(l) H O (aq) + A (aq) [ A ][ H O ] 2 3 3 = K a [ HA ] - - - « + H O(l) HA(aq) A (aq) +OH (aq) [ HA ][ OH ] 2 = K b - [ A ] + - « 2H O(l) H O (aq) K = K •K +OH (aq) 2 3 w a b Vztah mezi Ka a Kb • Ka a Kbkonjugovaných párů jsou navzájem nepřímo úměrné. • Nepřímá úměra vysvětluje proč jsou konjugované báze velmi slabých kyselin relativně silné a naopak. • Př.:se znalostí Kakyselin v tabulce sestavte seznam jejich konjugovaných bází seřazený podle relativní síly. kyselina Ka HF 3.5x104 HCOOH 1.8x104 HClO3.5x108 HCN 4.9x1010

19. Vícesytné kyseliny • Některé kyseliny mohou v roztoku odštěpit více protonů, např. dvojsytné kyseliny H2S a H2SO4 nebo trojsytná kyselina H3PO4. • První proton se uvolňuje snadno, další mnohem obtížněji. • Rovnovážná konstanta ionizace do 2. stupně je typicky 10-5 krát menší než první ionizační konstanta. • Př.: Určete pH 0.100 M roztoku H2SO3 a koncentraci .

20. Kyseliny a zásady – Lewisova teorie • Lewisova kyselina: akceptor elektronového páru • Lewisova báze: donor elektronového páru • Lewisova definice je nejobecnější (ve srovnání s teoriemi Brønsteda a Arrhenia). • Př.:Určete Lewisovu kyselinu a bázi v reakci: • Určete Lewisovu kyselinu a bázi v reakci: Co3+(aq) + 6F(aq)  [CoF6]3

21. H F F F B F B N H F F H H + OH- N H H H H + H O H + H+ H N H N H • • • • • • • • • • • • • • H H Kyseliny a zásady – srovnání Brønstedovy aLewisovy teorie H+ Kyselina podle Brønsteda uvolňuje proton. kyselina zásada Kyselina podle Lewise je akceptorem elektronového páru. kyselina zásada + kyselina zásada

22. NaHCO3 (aq) + HCl (aq) NaCl (aq) + H2O (l) + CO2 (g) Mg(OH)2 (s) + 2HCl (aq) MgCl2 (aq) + 2H2O (l) Antacidy a pH v žaludku