Kyseliny a zásady – Arrheniova teorie Arrheniova kyselina je látka která ve vodě poskytuje H+ (H3O+).
Arrheniova zásada je látka která ve vodě poskytuje OH-.
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
zásada
kyselina
kyselina
zásada
konjugovaná konjugovaná kyselina zásada
1
Konjugované páry • V Brønsted–Lowryho konceptu 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: HCO 3− , CO 2 − , F−, H2CO3, HPO −4 3 • Amfoterní látky se mohou chovat buď jako kyseliny nebo jako zásady (např. H2O): NH3 (aq) + H2 O(l) ←→ NH +4 (aq) + OH − (aq) NH +4 (aq) + H2 O(l) ←→ H3 O + (aq) + NH3 (aq)
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 za vzniku slabších konjugovaných zásad/kyselin. Některé běžné silné kyseliny a zásady
HA(aq) + H2 O(l) ←→ H3 O + (aq) + A − (aq)
• Silné kyseliny a zásady reagují (vyměňují proton) prakticky úplně, např.: HCl(aq) + H2O(l) → H3O+ (aq) + Cl− (aq)
kyseliny
zásady
HClO4
LiOH
H2SO4
NaOH
HI
KOH
HBr
Ca(OH)2
HCl
Sr(OH)2
HNO3
Ba(OH)2
2
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 + NO3− HF + NO3− nebo F- + HNO3 HClO + S2- nebo HS- + ClO-
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 atomu zvyšuje polaritu vazby O–H a zvyšuje kyselost. – Více kyslíků = vyšší polarita a kyselost. Př.: Odhadněte relativní kyselost HIO, HBrO a HClO. Př.: Ověřte tvrzení: HClO4 je nejsilnější kyselina mezi kyslíkatými kyselinami chlóru.
3
Autoprotolýza vody • •
•
• •
Voda reaguje zároveň jako kyselina a jako zásada: H2O + H2O ↔ H3O+ + OH−. Kw = [OH−][H3O+] = 1.00 x 10−14. V čisté vodě při pokojové teplotě [OH−] = [H3O+]⇒ [H3O+] = 1 x 10−7 M (neutrální roztok) – kyselý [H3O+] > 1.00x10−7 M – neutrální [H3O+] = 1.00x10−7 M – zásaditý [H3O+] < 1.00x10−7 M 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?
pH •
pH = −log[H3O+] [H3O+] = 10−pH – kyselý pH < 7.00 – neutrální pH = 7.00 – zásaditý pH > 7.00
[H3O+][OH−] = 1.00x10−14 −log{[H3O+][OH−]} = −log{1.00x10−14} pH + pOH = pKa = 14.00 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?
4
Měření pH • pH papírky nasycené sloučeninou která mění barvu v prostředí o různém pH, pouze indikativní. • Barevné indikátory přidány 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 pomocí pH metru: kombinace elektrod a voltmetru.
pH indikátory a pH běžných tekutin
5
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 roztoku NaOH o 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:
[H 3O + ]total = [H 3O + ]HA + [H 3O + ]H 2 O
– Druhý člen je zanedbatelný kromě případů kdy je koncentrace kyseliny velmi nízká.
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: [H O + ][ A − ] HA(aq) + H2O(l) ↔ H3O+ (aq) + A − (aq) K a = 3 [HA ] – 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
6
Stupeň ionizace •
Stupeň nebo % ionizace jednoduše vyjadřuje sílu kyseliny: – 100% ionizace ⇒ silná kyselina. – Stupeň ionizace slabých kyselin je nižší než 1 (méně než 100%).
HA(aq)+ H2O(l) ↔ H3O+(aq)+ A−(aq) počátek CHA 0 0 rovnováha CHA − x +x +x
% ionizace = •
x ⋅100% C HA
Př.: Určete stupeň ionizace 0.100 M a 0.001 M 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.
Slabé zásady • •
•
Zachází se s nimi stejně jako se slabými kyselinami, pouze se místo koncentrace protonu počítá [OH−]. Obecná reakce zásad ve vodě: [BH+ ][OH− ] B(aq) + H2O(l) ←→ BH+ (aq) + OH− (aq) Kb = [B] Stupeň ionizace slabé zásady získáme opět z rovnovážné konstanty ionizační reakce:
B(aq)+H2O(l) ↔ BH+(aq)+ OH−(aq) počátek CB 0 0 rovnováha CB − x +x +x
• • •
Protože CB je obvykle známé, můžeme bilanci dosadit do vztahu pro Kb a získat x . [BH + ][OH − ] Pozor: x = [OH−], nikoli [H3O+]. Kb = [B] Př.: Vypočítejte pH 0.10 M roztoku NH3(aq). 2 x = CB − x
7
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.
R2
N
R1
H
Vztah mezi Ka a Kb •
Ka a Kb konjugovaných párů jsou navzájem nepřímo úměrné. + HA(aq)+ H2O(l) ↔ H3O (aq)+ A−(aq) −
−
A (aq)+ H2O(l) ↔ HA(aq) +OH (aq) 2H2O(l) •
•
Ka = Kb =
[ A − ][H3 O + ] [HA ] [HA][OH− ] [A − ]
↔ H3O (aq)+OH−(aq) Kw = Ka•Kb +
Nepřímá úměra vysvětluje proč jsou konjugované báze velmi slabých kyselin relativně silné a naopak. Př.: se znalostí Ka kyselin v tabulce sestavte seznam jejich konjugovaných bází seřazený podle relativní síly.
kyselina HF HCOOH HClO HCN
Ka 3.5x10−4 1.8x10−4 3.5x10−8 4.9x10−10
8
9
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.
kyselina Ka1 Ka2 Ka3 H3PO4 7.5x10−3 6.2x10−8 4.8x10−11 H2SO3 1.5x10−2 6.3x10−8 • •
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 [SO32 − ] .
Kyseliny a zásady – Lewisova teorie • Lewisova kyselina: akceptor elektronového páru • Lewisova báze: donor elektronového páru NH +4 (aq) + H2 O(l) ←→ H3 O + (aq) + NH3 (aq)
• Lewisova definice je nejobecnější (ve srovnání s teoriemi Brønsteda a Arrhenia). Ag + (aq) + 2NH3 (aq) ←→ Ag(NH3 ) 2+
• Př.: Určete Lewisovu kyselinu a bázi v reakci: NH3 + BF3 ←→ NH3BF3
• Určete Lewisovu kyselinu a bázi v reakci: Co3+(aq) + 6F−(aq) ↔ [CoF6]3−
10
Kyseliny a zásady – srovnání Brønstedovy a Lewisovy teorie •• H+ + OH•• kyselina zásada ••
•• H O H ••
H N H
H zásada
H
H
F F B F kyselina
+
••
kyselina
+
+ H N H
••
H+
H
N H
H
Kyselina podle Brønsteda uvolňuje proton. Kyselina podle Lewise je akceptorem elektronového páru. F F B F
H N H H
zásada
Antacidy a pH v žaludku NaHCO3 (aq) + HCl (aq) NaCl (aq) + H2O (l) + CO2 (g)
Mg(OH)2 (s) + 2HCl (aq) MgCl2 (aq) + 2H2O (l)
11
