5. Rovnováha v acidobazických reakcích

5. Rovnováha v acidobazických reakcích

= protolytické reakce = reakce mezi kyselinami a zásadami, výměna protonů

Teorie kyselin a zásad

Kyselina = látka, která je schopná odštěpit proton - vodíkový kation

Zásada = látka, která je schopna odštěpit hydroxidový anion OH-

Kyselina: HCl → H+ + Cl-

Zásada: NaOH → Na+ + OH-

= vzájemná chemická reakce kyselin a zásad

př.: HCl + NaOH → NaCl + H2O

Neboli H3O+ + Cl- + Na+ + OH- → 2 H2O + Na+ + Cl-

Tzn. při neutralizaci to vypadá takto: zásada + kyselina → sůl dané kyseliny + voda

Nevýhody teorie: neuměla vysvětlit zásaditý charakter některých látek

- př. Na2CO3 - uhličitan sodný, omezovala se pouze na vodné prostředí

Kyselina = látka, která je schopna oddělit proton (kation) H+ (donor)

Zásada = látka, která je schopna přijmout proton (kation) H+ (akceptor)

Kyselina = látka s volným orbitalem, tedy akceptor elektronového páru (př. AlCl3)

Zásada = látka s volným elektronovým párem, nebo záporným elektrickým nábojem, tedy donor elektronového páru (př. NH3)

Konjugovaný pár

- tvoří vždy dvojice kyselina-zásada lišící se o kation H+ (poskytuje ho jiné látce)

- při protolytických reakcích spolu vždy navzájem reaguje kyselina jednoho konjugovaného páru se zásadou druhého konjugovaného páru

HCl + H2O ↔ H3O+ + Cl- konjugovaný pár HCl a Cl-; H2O a H3O+

K Z K Z

Síla kyselin

- kyselina je tím silnější, čím snadněji odštěpí proton

→ měřítkem síly kyseliny je schopnost odštěpovat proton

HCl + H2O ↔ H3O+ + Cl-

K = [H3O+]*[Cl-] / [HCl]*[H2O] (rovnovážná konstanta)

KA = [H3O+]*[Cl-] / [HCl] = disociační konstanta kyseliny

- (voda je zahrnuta v K)

Síla zásad

- zásada je tím silnější, čím snadněji přijme proton

NH3 + H2O ↔ NH4+ + OH-

K = [NH4+]*[OH-] / [NH3]*[H2O] (rovnovážná konstanta)

KB = [NH4+]*[OH-] / [NH3] = disociační konstanta zásady

Disociace vody

= autoprotolýza vody

- voda nebo amoniak může být jak zásada, tak kyselina (amfoterní látka)

NH3 + NH3 ↔ NH2- + NH4+

H2O + H2O ↔ OH- + H3O+

- disociací vody vzniká oxoniový kation H3O+ a hydroxidový anion OH-

Iontový součin vody a pH

- z rovnovážné konstanty vody Kc = [H3O+]*[OH-] / [H2O]2 můžeme odvodit tzv. iontový součin vody

KV = [H3O+]*[OH-]

- KV je při 25°C roven 10-14 nejen ve vodě, ale i ve vodných roztocích

- to nám umožňuje vypočítat látkovou koncentraci H3O+ v roztocích, známe-li látkovou koncentraci OH- a naopak

- látková koncentrace oxoniových iontů udává kyselost roztoku, pro snadnější výpočet byla zavedena logaritmická stupnice pH

o vychází z tzv. vodíkového exponentu pH, ten je roven zápornému dekadickému logaritmu látkové koncentrace oxoniových kationtů

pH = -log[H3O+]

[H3O+] > [OH-] … pH < 7 … roztok je kyselý

[H3O+] = [OH-] … pH = 7 … roztok je neutrální

[H3O+] < [OH-] … pH > 7 … roztok je zásaditý