Teorie kyselin a zásad

Z WikiSkript

Na kyseliny a zásady se dá nahlížet z různých úhlů. V každém případě jsou to ovšem látky, které při reakci jedna s druhou dávají vzniknout sloučeninám, s nimiž tvoří tzv. konjugované páry.

Arrheniova teorie[✎ upravit | ☲ editovat zdroj]

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 HA a bází BOH se dá zapsat následovně: HA + BOH → BA + H2O

Příklad aplikace teorie[✎ upravit | ☲ editovat zdroj]

  • HCl + NaOH → NaCl + H2O
Kyselina HCl odštěpuje H+, zatímco zásada NaOH odštěpuje OH-.

Nevýhody: jediným možným rozpouštědlem je voda

Brønsted-Lowryho teorie[✎ upravit | ☲ editovat zdroj]

Brønsted-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 stává 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 HA a bází B se dá zapsat jako: HA + B → A- + BH+.

Voda může hydrony jak přijímat (H2O + HA → H3O+ + A-), tak odevzdávat (H2O + B → OH- + BH+), 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]} }

a její pKa jako

\mathrm{p}K_a = - \log K_a

Silnější kyseliny (vyšší Ka) mají nižší pKa a slabší kyseliny (nižší Ka) mají vyšší pKa.

Příklady aplikace teorie[✎ upravit | ☲ editovat zdroj]

  • HCl + NaOH → NaCl + H2O
Kyselina HCl zde stejně jako u předchozí teorie odevzdává H+, nicméně NaOH formálně neodštěpuje OH-, ale naopak H+ přijímá (za současného odštěpení OH-), což umožňuje rozšíření i pro báze bez hydroxidové skupiny.
  • H2O + NH2- → OH- + NH3
Kyselina H2O odštěpuje hydron a báze NH2- (ačkoliv nemá OH-) jej přijímá. Vzniká konjugovaná báze OH- a konjugovaná kyselina NH3. Ačkoliv se NH3 chová běžně jako zásada, je vhodné zmínit, že ve velkém nadbytku OH- se tedy může chovat i jako kyselina.
  • CH3COOH + OH- → CH3COO- + H2O
Kyselina CH3COOH odevzdává hydron a stává se z ní konjugovaná báze CH3COO- a báze OH- přijímá hydron a stává se konjugovanou kyselinou H2O.

Příklady brønstedovských kyselin a bazí[✎ upravit | ☲ editovat zdroj]

Kyseliny: methanol (pKa = 15,54), kyselina octová (pKa = 4,76), aceton (pKa = 19,3)

Báze: methylamin, methanol, aceton

Lewisovská teorie[✎ upravit | ☲ editovat zdroj]

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).

Příklady lewisovských kyselin a zásad[✎ upravit | ☲ editovat zdroj]

Kyseliny: H2O, HCl, HBr, HNO3, H2SO4, CH3COOH, PheOH, CH3CH2OH, Li+, Mg2+, Br+, AlCl3, BF3, TiCl4, FeCl3, ZnCl2

Báze: alkoholy, ethery, aldehydy, ketony, chloridy karboxylových kyselin, karboxylové kyseliny, estery, amidy, aminy, sulfidy

Odkazy[✎ upravit | ☲ editovat zdroj]

Související články[✎ upravit | ☲ editovat zdroj]

Reference[✎ upravit | ☲ editovat zdroj]

  1. International Union of Pure and Applied Chemistry. IUPAC Gold Book [online]. [cit. 8.5.2010]. <http://goldbook.iupac.org/H02904.html>.
  2. 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.