Acidobazické reakce, definice pH

Acidobazické reakce, definice pH

Acidobazické (protolytické) reakce probíhají v soustavách, kde dochází k výměně protonů (mezi kyselinami a zásadami).
Př. disociace kyseliny octové ve vodě
  CH3COOH  +  H2O  ↔  H3O+  +  CH3COO-
disociace amoniaku ve vodě
  NH3  +  H2O  ↔  NH  +  H2O

Teorie kyselin a zásad

1. Arrheniova teorie

Kyselina je látka schopná odštěpit proton H+.
Př. HCl  ↔  H+  +  Cl-
Obecně: HA ↔  H+  +  Cl-
Zásadaje látka schopná odštěpit ion OH-.
Př. KOH ↔  K+  +  OH-
Obecně: BOH ↔ B+  +  OH-
Výhody – jednoduchost a názornost.
Nevýhody – lze ji aplikovat jen na vodné roztoky kyselin a zásad.
 

2. Brönsted – Lowryho teorie

Kyselina je částice (molekula, ion) schopná odštěpovat proton.
Př. HCl ↔ H+ +  Cl-
kyselina ↔ proton +  zásada
Odštěpením protonu z kyseliny vznikne konjugovaná zásada.
Zásada je částice (molekula, ion) schopná vázat proton.
Př. H2O +  H+ ↔  H3O+
  zásada +  proton ↔  kyselina
Přijetím protonu zásadou vznikne konjugovaná kyselina.
Každá z těchto dvojic, lišících se o proton, se nazývá konjugovaný pár (protolytický systém). Při protolytické reakci reaguje vždy kyselina jednoho protolytického systému se zásadou druhého protolytického systému za vzniku nové kyseliny a zásady.
 
Platí: Silná kyselina je konjugována se slabou zásadou a naopak ( HCl je silná kyselina – snadno předává proton vodě, Cl- je slabá zásada – snaha přijímat proton od H3O+ je malá).
 
- Lewisova teorie

- vychází z elektronové struktury.
Kyselina je látka mající volný orbital. Ten může zaplnit sdílením volného elektronového páru jiného atomu, a tím vytvořit stabilnější elektronovou konfiguraci (např. AlCl3, BCl3, FeCl3, H+, Co3+, Ag+).
Zásada je látka mající volný elektronový pár. Ten může sdílet s jiným atomem za vzniku stabilnější elektronové konfigurace. Lewisovy zásady jsou shodné s Brönstedovými zásadami (např. NH3).
Neutralizace Lewisovy kyseliny Lewisovou zásadou vzniká koordinačně kovalentní vazba.
Př. reakcí chloridu boritého (kyselina) s amoniakem (zásada) vzniká ammin-trichloroboritý komplex.

Iontový součin vody a pH

Voda jako amfoterní látka může proton H+ přijímat i odevzdávat (molekuly vody mohou reagovat jako kyseliny i jako zásady) a její disociací tak vzniká oxoniový kation H3O+ a hydroxidový anion OH-. Disociace vody se nazývá autoprotolýza vody.
H2O  +  H2O  ↔  H3O+  +  OH-
Z rovnovážné konstanty autoprotolýzy vody
 
, můžeme odvodit tzv. iontový součin vody:
 
KV = [H3O+] . [OH-]
-  KV = 10-14 při teplotě 25 0C.
-  závisí na teplotě. S rostoucí teplotou roste a naopak.
-  součin látkových (molárních) koncentrací oxoniových a hydroxidových iontů je při teplotě 25 0C roven 10-14 nejen ve vodě, ale i ve vodných roztocích a umožňuje tak vypočítat látkovou koncentraci oxoniových iontů v roztocích, známe-li látkovou koncentraci hydroxidových iontů a naopak.
 
Látková (molární) koncentrace oxoniových iontů udává kyselost roztoku. Pro snadnější výpočet kyselosti roztoku byla zavedena logaritmická stupnice pH (1909 Sörensen). Stupnice vychází z tzv. vodíkového exponentu pH, který je roven zápornému dekadickému logaritmu látkové koncentrace oxoniových kationtů.
pH = - log [H3O+]
pOH = - log [OH-]
14 = pH  +  pOH
 
Klasifikace roztoků podle stupnice pH (při 25 0C):
[H3O+] > [OH-], pH < 7, roztok je kyselý
[H3O+] = [OH-], pH = 7, roztok je neutrální
[H3O+] < [OH-], pH > 7, roztok je zásaditý