Nápověda
Přidat tuto stránku do vaší knihy
Zobrazit knihu (0 stránek)
Doporučit stránkyTeorie kyselin a zásad
Na kyseliny a zásady se dá nahlížet z několika pojmů. V každém případě jsou to ovšem látky, které při reakci jedna s druhou dávají vzniknout sloučeninám, s nimiž tvoří tzv. konjugované páry.
Obsah |
upravit Arrheniova teorie
Jde o poměrně zastaralou teorii, podle níž je kyselina sloučeninou, která odštěpuje hydron (vodíkový kation, de facto totožný s protonem)[1], a zásada látkou, která odštěpuje OH- anion. Ty spolu reagují za vzniku vody. Zbytky kyseliny a zásady zase za vzniku soli.
Obecné schéma s kyselinou <chemform>HA</chemform> a bází <chemform>BOH</chemform> se dá zapsat následovně:
<chemform>HA</chemform> + <chemform>BOH</chemform> → <chemform>BA</chemform> + <chemform>H2O</chemform>
upravit Příklady aplikace teorie
- <chemform>HCl</chemform> + <chemform>NaOH</chemform> → <chemform>NaCl</chemform> + <chemform>H2O</chemform>
- Kyselina <chemform>HCl</chemform> odštěpuje <chemform>H+</chemform>, zatímco zásada <chemform>NaOH</chemform> odštěpuje <chemform>OH-</chemform>.
upravit Brönsted-Lowryho teorie
Brönsted-Lowryho teorie[2] považuje kyselinu za látku odštěpující hydron, zásadu za sloučeninu hydron přijímající. Z kyseliny se stává konjugovaná báze (např. sůl dané kyseliny) a z báze se stáva konjugovaná kyselina (např. voda).
Pokud acidobazická reakce (jako reakce rovnovážná) reaguje v naznačeném směru, je možné podle termodynamických úvah předpokládat, že konjugovaná kyselina a báze budou slabší než původní. Toho se dá využít k určení převažujícího směru reakce.
Obecné schéma s kyselinou <chemform>HA</chemform> a bází <chemform>B</chemform> se dá zapsat jako:
<chemform>HA</chemform> + <chemform>B</chemform> → <chemform>A-</chemform> + <chemform>BH+</chemform>
Voda může hydrony jak přijímat (<chemform>H2O</chemform> + <chemform>HA</chemform> → <chemform>H3O+</chemform> + <chemform>A-</chemform>), tak odevzdávat (<chemform>H2O</chemform> + <chemform>B</chemform> → <chemform>OH-</chemform> + <chemform>BH+</chemform>), v závislosti na prostředí tedy může být i kyselinou, i zásadou a řadí se tak mezi látky amfoterní.
Disociační konstanta určující sílu kyseliny, kde pro porovnání jako báze vystupuje voda, se potom definuje jako
![K_a = K_{eq} \cdot \mathrm{[H}_2\mathrm{O]} = \frac{ \mathrm{[H}_3\mathrm{O}^{+}\mathrm{]} \cdot \mathrm{[A}^{-}\mathrm{]} }{ \mathrm{[HA]} }](/images/math/2/0/f/20f0385b0308f855c0bc94587b20118d.png)
a její pKa jako
Silnější kyseliny (vyšší Ka) mají nižší pKa a slabší kyseliny (nižší Ka) mají vyšší pKa.
upravit Příklady aplikace teorie
- <chemform>HCl</chemform> + <chemform>NaOH</chemform> → <chemform>NaCl</chemform> + <chemform>H2O</chemform>
- Kyselina <chemform>HCl</chemform> zde stejně jako u předchozí teorie odevzdává <chemform>H+</chemform>, nicméně <chemform>NaOH</chemform> formálně neodštěpuje <chemform>OH-</chemform>, ale naopak <chemform>H+</chemform> přijímá (za současného odštěpení <chemform>OH-</chemform>), což umožňuje rozšíření i pro báze bez hydroxidové skupiny.
- <chemform>H2O</chemform> + <chemform>NH</chemform>2- → <chemform>OH-</chemform> + <chemform>NH3</chemform>
- Kyselina <chemform>H2O</chemform> odštěpuje hydron a báze <chemform>NH</chemform>2- (ačkoliv nemá <chemform>OH-</chemform>) jej přijímá. Vzniká konjugovaná báze <chemform>OH-</chemform> a konjugovaná kyselina <chemform>NH3</chemform>. Ačkoliv se <chemform>NH3</chemform> chová běžně jako zásada, je vhodné zmínit, že ve velkém nadbytku <chemform>OH-</chemform> se tedy může i jako kyselina.
- <chemform>CH3COOH</chemform> + <chemform>OH-</chemform> → <chemform>CH3COO-</chemform> + <chemform>H2O</chemform>
- Kyselina <chemform>CH3COOH</chemform> odevzdává hydron a stává se z ní konjugovaná báze <chemform>CH3COO-</chemform> a báze <chemform>OH-</chemform> přijímá hydron a stává se konjugovanou kyselinou <chemform>H2O</chemform>.
upravit Příklady brönstedovských kyselin a bazí
Kyseliny: methanol (pKa = 15,54), kyselina octová (pKa = 4,76), aceton (pKa = 19,3)
Báze: methylamin, methanol, aceton
upravit Lewisovská teorie
Podle Lewisovy teorie[2] je kyselina sloučeninou akceptující volný elektronový pár (poskytuje svůj vakantní orbital), báze zase jeho donorem (resp. akceptorem vakantního orbitalu). Tato teorie je tedy ještě větším zobecněním pojmů kyselina a zásada. Jako částice akceptující volný elektronový pár (a poskytující volný elektronový orbital) totiž nemusí sloužit pouze hydron (má volný orbital 1s), ale i jiné sloučeniny (ionty kovů, sloučeniny kovů atd.).
Zdali sloučenina bude reagovat jako kyselina, nebo jako zásada velmi záleží na podmínkách a na tom, která část molekuly se při reakci zapojí (kyselina octová bude s kyselinou sírovou reagovat jako zásada, protože se protonuje karbonylový či hydroxylový kyslík, jelikož má volné elektronové páry).
upravit Příklady lewisovský kyselin a zásad
Kyseliny: <chemform>H2O</chemform>, <chemform>HCl</chemform>, <chemform>HBr</chemform>, <chemform>HNO3</chemform>, <chemform>H2SO4</chemform>, <chemform>CH3COOH</chemform>, <chemform>PheOH</chemform>, <chemform>CH3CH2OH</chemform>, <chemform>Li+</chemform>, <chemform>Mg2+</chemform>, <chemform>Br+</chemform>, <chemform>AlCl3</chemform>, <chemform>BF3</chemform>, <chemform>TiCl4</chemform>, <chemform>FeCl3</chemform>, <chemform>ZnCl2</chemform>
Báze: alkoholy, ethery, aldehydy, ketony, chloridy karboxylových kyselin, karboxylové kyseliny, estery, amidy, aminy, sulfidy
upravit Odkazy
upravit Související články
upravit Reference
- ↑ International Union of Pure and Applied Chemistry. IUPAC Gold Book [online]. [cit. 8.5.2010]. <http://goldbook.iupac.org/H02904.html>.
- ↑ a b MCMURRY, John. Organic Chemistry. 6e, International Student Editition vydání. Brooks/Coel, Thomson Learning, 2004. 1176 s. s. 43−55. ISBN 0-534-42005-2.
