Disociace kyselin a zásad

Disociace kyselin a zásad

Disociace kyseliny ve vodě, disociační konstanta kyseliny

– disociace kyseliny ve vodě je protolytická reakce kyseliny a vody za vzniku iontů

– protolytická = výměna protonů mezi kyselinou a zásadou

– reakce je rychlá a zvratná, vede k ustanovení disociační rovnováhy
HA + H2O ↔ A- + H3O+
Rovnovážná konstanta:

– není-li roztok příliš koncentrovaný, je voda v roztoku v nadbytku

– její koncentraci tedy můžeme považovat za konstantní a převést na levou stranu rovnice:

KA … disociační konstanta kyselin

– je závislá na teplotě

– charakterizuje sílu kyseliny

– je úměrná koncentraci H3O+ iontů

– čím je KA větší, tím je kyselina kyselejší
Hodnoty disociační konstanty jsou kritériem pro dělení kyselin na:

– silné (KA > 10-2 ; pKA ≥ 2)

– úplně disociované – rovnováha je posunuta doprava

– v roztocích jsou disociované ionty

– např.: HClO4, HCl, H2SO4, HNO3, HI, HBr

– středně silné (KA = 10-2 – 10-4 ; pKA = 2 – 4)

– disociovaná jen částečně – v roztoku jsou jak disociované, tak nedisociované molekuly

– např.: HF, H3PO4, HNO2

– slabé (KA < 10-4 ; pKA ≤ 4)

– v roztoku jsou nedisociované molekuly, disociují jen velmi málo

– rovnováha je posunuta doleva

– např.: H2CO3, H2S, HCN, HOCl, H3BO3
Vícesytné kyseliny

– disociace probíhá jako postupné odštěpování protonů z molekul

– o rovnovážných koncentracích rozhoduje disociace do 1. stupně
Odvození vztahů pro výpočet pH silné a slabé kyseliny

1. silná kyselina

– vychází z toho, že kyselina je úplně disociovaná a celková koncentrace kyseliny je:
HA + H2O ↔ A- + H3O+
[HA]0 = [A-]r
[A-]r = [H3O+]r => [HA]0 = [H3O+]r
pH = – log [H3O+] = – log [HA]0

2. slabá kyselina

– disociace je zcela zanedbatelná, v roztoku jsou převážně nedisociované molekuly a proto platí:
HA + H2O ↔ A- + H3O+
[A-]r = [H3O+]r << [HA]r
[HA]r = [HA]0

Disociace zásady ve vodě, disociační konstanta zásady
B + H2O ↔ BH+ + OH-

– disociační konstanta se dá vyjádřit stejným způsobem jako u kyselin:

KB … disociační konstanta zásad

– závisí na teplotě

– charakterizuje sílu zásady

– čím je KB větší, tím je látka silnější zásadou
Částicí HB+ může být podle typu zásady kation zásady, neutrální molekula nebo anion
Hodnota disociační konstanty slouží jako kritérium pro rozdělování zásad na:

1. silné (KB > 10-2 ; pKB ≤ 2)

– úplně disociované

– v roztocích jsou jen disociované ionty

– např.: hydroxidy, sulfidy, oxidy a hydridy alkalických kovů a kovů alkalických zemin

– středně silné (KB = 10-2 – 10-4 ; pKB = 2 – 4)

– disociovaná jen částečně – v roztoku jsou jak disociované, tak nedisociované molekuly

– např.: fosforečnany a uhličitany alkalických kovů a kovů alkalických zemin

– slabé (KB < 10-4 ; pKB ≥ 4)

– v roztoku jsou nedisociované molekuly, disociují jen velmi málo

– rovnováha je posunuta doleva

– např.: fosforečnany, siřičitany, hydrogenuhličitany, hydrogensulfidy, NH3
Odvození vztahů pro výpočet pH silné a slabé zásady

1. silná zásada

– silné zásady jsou prakticky úplně disociovány v roztoku

– při výpočtu pH musíme využít vztah:
B + H2O ↔ BH+ + OH-
pOH = – log [OH-]
[BH+]r = [OH-]r = [B]0 => pOH = – log [B]0
KV = [H3O+]r.[OH-]r
pKV = pH + pOH = pKV – (- log [B]0) = pKV + log [B]0
pH = pKV – pOH = 14 – pOH

2. slabá kyselina

– disociace je zcela zanedbatelná, v roztoku jsou převážně nedisociované molekuly a proto platí:
B + H2O ↔ BH+ + OH-

Význam tlumivých roztoků

– tlumí svou přítomností v roztocích změny pH při přídavcích kyseliny nebo zásady (tzn. snaží se udržet stálé pH)

– mají omezené účinky omezené kapacitou pufru a dělí se podle složení:

– kyselé pufry – tvoří je slabá kyselina a její sůl se silnou zásadou

– např.: CH3COOH + CH3COONa

– zásadité pufry – tvoří je slabá kyselina a její sůl se silnou kyselinou

– např.: NH4OH + NH4Cl