Látky v chemii dělíme na kyseliny a zásady, ale konkrétní hranice mezi těmito dvěma skupinami dlouho nebyla jednoznačná. V průběhu historie přišli různí chemici s různými teoriemi o tom, jak by se měly definovat kyseliny a jak zásady. A proč to dělali? Pro lepší pochopení "acidobazických (nebo také protolytických) reakcí" - to jsou právě reakce kyselin se zásadami.
Podle Arrhenia jsou kyseliny látky schopné ve vodných roztocích odštěpit kation vodíku H+.
Kyselina chlorovodíková HCl se dokáže disociovat na kation vodíku H+ a chloridový anion .Cl-, takže vyhovuje definici kyseliny. Stejně tak podle této teorie mezi kyseliny patří například H2SO4, HNO3 nebo HClO4.
DISOCIACE KYSELINY CHLOROVODÍKOVÉ. HCl → H+ + Cl-
DISOCIACE KYSELINY SÍROVÉ. H2SO4 → H+ + (HSO4)-
Hydrogensíranový anion (HSO4)- vzniklý disociací kyseliny sírové je také kyselina, protože může odštěpit další H+.
DISOCIACE HYDROGENSÍRANOVÉHO ANIONTU. (HSO4)- → H+ + (SO4)2-
My dnes víme, že kation vodíku H+ takhle samostatně existovat nemůže, a že se pojí s vodou a vzniká tak oxoniový kation H3O+.
Zásady jsou (podle této teorie) látky schopné ve vodných roztocích poskytovat hydroxidový anion OH-.
To podle Arrhenia dokážou jen hydroxidy, například hydroxid draselný KOH. Ten se disociuje na kation draslíku K+ a hydroxidový anion OH-.
DISOCIACE HYDROXIDU DRASELNÉHO. KOH → K+ + (OH)-
Arrheniova teorie ale není úplně dokonalá. Zaprvé počítá jen s reakcemi ve vodných roztocích, a zadruhé - existují i jiné zásady než jen hydroxidy, třeba amoniak, se kterým tahle teorie nepočítá. Podíváme se tedy na druhou teorii, ale ještě předtím zjistíme, jak spolu reagují kyseliny a zásady.
Reakce kyseliny se zásadou se nazývá neutralizace. Víme, že disociací kyselin vzniká H+ a disociací zásad vzniká (OH)-. Tyto dva produkty společně vytvoří vodu:
VZNIK VODY. H+ + (OH)- → H2O
A pak nám tu z kyseliny zůstal anion, třeba Cl-, a ze zásady kation kovu, například K+. Anion kyseliny s kovem společně vytvoří sůl, v našem případě KCl:
REAKCE ANIONTU KYSELINY S KOVEM ZE ZÁSADY. Cl- + K+ → KCl
Přesně to je neutralizace - z kyseliny a zásady vzniká voda a sůl té dané kyseliny. Když tedy poskládáme jednotlivé reakce do jedné, bude reakce kyseliny chlorovodíkové a hydroxidu draselného vypadat takto:
NEUTRALIZACE KYSELINY CHLOROVODÍKOVÉ A HYDROXIDU DRASELNÉHO. HCl + KOH → H2O + KCl
Brönsted a Lowry našli náhradu za nedokonalou Arrheniovu teorii. Počítali už i s tím, že se látky nachází v jiném rozpouštědle než jen ve vodě a konkrétně říká, že:
Nejjednodušší reakcí by tedy bylo, kdyby kyselina "upustila" proton H+ a zásada by si ho hned vzala. Například v této reakci, kdy proton H+ přeskočí z kyseliny chlorovodíkové na vodu a vznikne tak chloridový anion a oxoniový kation.
REAKCE KYSELINY CHLOROVODÍKOVÉ S VODOU. HCl + H2O → Cl- + (H3O)+
Pojďme si to rozebrat. HCl svůj proton vodíku darovala, takže je to kyselina. Voda proton přijala, takže je to zásada. Tahle reakce ale může probíhat i opačným směrem:
REAKCE CHLORIDOVÉHO ANIONTU S OXONIOVÝM KATIONTEM. Cl- + (H3O)+ → HCl + H2O
Teď proton daroval oxoniový kation, takže ten je zde kyselinou. Chloridový anion proton přijal, takže je zásadou.
Teď zavedeme pojem "konjugovaný pár" - to je dvojice látek (jedné kyseliny a jedné zásady), které se liší o ten jeden proton. Prvním konjugovaným párem je zde HCl a Cl-, protože je to jedna kyselina a jedna zásada a liší se o proton. Druhým konjugovaným párem je samozřejmě H2O a H3O+.
Tady je několik dalších příkladů, schválně zkuste vždy určit co je kyselina a co zásada, a najděte v každé reakci dva konjugované páry:
REAKCE KYSELINY SÍROVÉ S VODOU. H2SO4 + H2O ⇄ (HSO4)- + (H3O)+
REAKCE HYDROGENSÍRANOVÉHO ANIONTU S VODOU. (HSO4)- + H2O ⇄ (SO4)2- + (H3O)+
REAKCE KYSELINY SÍROVÉ S KYSELINOU CHLORISTOU. H2SO4 + HClO4 ⇄ (H3SO4)+ + (ClO4)-
Vidíme tedy, že kyselinami a zásadami můžou být molekuly bez nábojů, ale i ionty. Také vidíme, že třeba kyselina sírová dokáže být jak kyselinou (v reakci s vodou proton darovala), tak zásadou (v reakci s kyselinou chloristou proton přijala). O každé látce, která se takto chová, říkáme, že má amfoterní (obojaký) charakter, nebo že je "amfolytem". Kyselina sírová je amfolyt a stejně tak i voda nebo amoniak NH3.
Autoprotolýza je reakce, ve které si proton předají dvě stejná protická rozpouštědla. Protické rozpouštědlo je jednoduše takové rozpouštědlo, které dokáže odštěpit proton vodíku. Takže třeba voda:
AUTOPROTOLÝZA VODY. H2O + H2O ⇄ (H3O)+ + (OH)-
Jedna voda předala svůj proton vodíku druhé vodě. Stejně tak to dokáže třeba kyselina octová:
AUTOPROTOLÝZA KYSELINY OCTOVÉ. CH3COOH + CH3COOH → (CH3COOH2)+ + (CH3COO)-
Všechny kyseliny nejsou stejně silné. Některé dokáží "vnutit" svůj proton víc než jiné. Krásně to bylo vidět na reakci kyseliny sírové s kyselinou chloristou.
REAKCE KYSELINY SÍROVÉ S KYSELINOU CHLORISTOU. H2SO4 + HClO4 → (H3SO4)+ + (ClO4)-
Normálně by to byly obě kyseliny, ale když se slijí dohromady, zjistíme, že kyselina chloristá je silnější kyselinou, protože vnutila svůj proton vodíku jiné kyselině. A obdobně to platí pro zásady.
Kyselina je tím silnější, čím snadněji odštěpí proton. Zásada je tím silnější, čím snadněji proton váže (přijme).
Teď si představme, že máme hodně silnou kyselinu. V reakci velmi snadno odštěpí proton a tak se z ní stane zásada. Tahle konjugovaná zásada nebude chtít proton zpátky, protože se ho tak krásně zbavila. Takže je to slabá zásada - proton přijme jen velice obtížně. Z toho plyne, že čím je kyselina silnější, tím je její konjugovaná zásada slabší a stejně tak i naopak: čím je zásada silnější, tím je její konjugovaná kyselina slabší.
Kdybychom chtěli učit sílu kyseliny nebo zásady pomocí nějakých konkrétních čísel, vypočítáme si konstantu acidity. Ta vychází z rovnovážné konstanty reakce, která se počítá jako podíl součinů molárních koncentrací produktů lomeno součin molárních koncentrací reaktantů.
Dejme tomu, že máme rovnici HCl + H2O → Cl- + H3O+. Rovnovážná konstanta reakce se značí K a počítá se K = ([produkt1]*[produkt2]) / ([reaktant1]*[reaktant2]), takže: K = ([Cl-]*[H3O+]) / ([HCl]*[H2O]). Teď jen vypočítat jako hodnotu mají jednotlivé hranaté závorky. Hranatá závorka je molární koncentrace, což je cA = m / (MA * V⊙). Takže musíte znát hmotnost rozpuštěné látky a objem celého roztoku pro každou ze zúčastněných látek, což znamená, že to teď počítat nebudeme. Ale můžeme to zjednodušit aspoň trochu tím, že si řekneme, že koncentrace vody se skoro nemění, takže ji z té rovnice vytáhneme dopředu: KA = K*[H2O] = ([Cl-]*[H3O+]) / [HCl] a z K[H2O] uděláme KA, což je "konstanta acidity".
Stejně tak to funguje se zásadami, tam nás zajímá "konstanta bazicity", která se počítá úplně stejně. Důležité je, že konstanta acidity i bazicity je vždy číslo od nuly do jedné. Čím blíže jedničce, tím silnější kyselina nebo zásada.
Pokud víme, že máme kyselinu, a chceme jen určit její sílu, nemusíme obtížně počítat konstantu acidity.
Z bezkyslíkatých kyselin jsou nejsilnější ty halogenovodíkové, to jsou ty, které se skládají z vodíku a nějakého halogenu, tzn. prvku VII. skupiny. Úplně nejsilnější je kyselina jodovodíková, pak bromovodíková, po ní chlorovodíková, a nejslabší z halogenovodíkových je fluorovodíková.
Orientačně se dá síla určit i u kyslíkatých kyselin. Nejslabší jsou kyseliny, které obsahují stejný počet kyslíků a vodíků a síla stoupá s tím, kolikrát více kyslíků než vodíků kyselina obsahuje. Podle toho můžeme rozřadit kyseliny do čtyř skupin:
Měřením se zjistilo, že ve deseti milionech litrů (107) čisté vody je 1 mol hydroxidových aniontů (OH)- a 1 mol oxoniových kationtů (H3O)+. To znamená, že molární koncentrace [(OH)-] = [(H3O)+] = 10-7 mol/dm3. Když známe tahle závorková čísla, můžeme spočítat konstantu acidity/bazicity vody. Vyjdeme z rovnice autoprotolýzy vody.
AUTOPROTOLÝZA VODY. H2O + H2O ⇄ (H3O)+ + (OH)-
Reakce probíhá v obou směrech, takže třeba:
KONSTANTA ACIDITY/BAZICITY VODY. K = ([(H3O)+] * [(OH)-]) / ([H2O] * [H2O])
Teď tu rovnici vynásobíme těmi dvěma vodami a vznikne nám nová konstanta, které říkáme "iontový součin vody":
IONTOVÝ SOUČIN VODY. KV = K * [H2O]2 = [(H3O)+] * [(OH)-]
A můžeme dosadit čísla, protože víme, že [(H3O)+] i [(OH)-] je 10-7:
IONTOVÝ SOUČIN VODY. KV = [(H3O)+] * [(OH)-] = 10-7 * 10-7 = 10-14
Tadá! Iontový součin vody je součin molárních koncentrací oxoniového kationtu a hydroxidového aniontu a rovná se 10-14 mol/dm3. Ale k čemu to? Důležité je, že tenhle iontový součin vody je za standardních podmínek konstantní - stále stejný. Takže když se z nějakého důvodu zvýší koncentrace (H3O)+, sníží se koncentrace (OH)- a naopak. No a jak se může měnit poměr těchto dvou iontů? Třeba rozpuštěním něčeho ve vodě. Zkusíme ve vodě rozpustit kyselinu chlorovodíkovou:
REAKCE KYSELINY CHLOROVODÍKOVÉ S VODOU. HCl + H2O ⇄ Cl- + (H3O)+
Za každou molekulu HCl nám vznikla jedna molekula oxoniového kationtu (H3O)+, což rozhodně zvýšilo koncentraci těchto oxoniových kationtů (takže také snížilo koncentraci hydoxidových aniontů). Součin těchto dvou koncentrací zůstává 10-14 mol/dm3, ale jejich poměr se změnil. Oxoniových kationtů je teď víc než 10-7 mol/dm3, třeba 10-5 mol/dm3. Co to znamená? Přidali jsme kyselinu, takže roztok bude určitě kyselejší než samotná voda. Takže když je koncentrace (H3O)+ větší než 10-7 mol/dm3, jde o kyselinu.
Stejně tak naopak. Kdybychom do vody přidali amoniak NH3, což je zásada, stane se tohle:
REAKCE AMONIAKU S VODOU. NH3 + H2O ⇄ (NH4)+ + (OH)-
Vznikají hydoxidové anionty (OH)-, takže jich bude více a (H3O)+ bude naopak méně. To znamená, že když je koncentrace (H3O)+ menší než 10-7 mol/dm3, jde o zásadu.
A takhle krásně vidíme, co je kyselina a co zásada. Kdyby se koncentrace (H3O)+ přesně rovnala 10-7 mol/dm3 (což je třeba případ vody), nejde ani o kyselinu, ani o zásadu, ale o látku "neutrální".
Když známe přesnou koncentraci jednoho nebo druhého iontu, můžeme dokonce porovnávat sílu dvou kyselin nebo dvou zásad. Abychom ale nepočítali s takovými ošklivými čísly jako je 10-5 mol/dm3, zavedeme novou veličinu, kterou nazveme pH. To se bude rovnat obrácenému logaritmu koncentrace oxoniového kationtu - to prostě znamená, že vezmeme exponent z té koncentrace a odmažeme mínusko. Takže když je koncentrace (H3O)+ 10-5 mol/dm3, pak pH bude 5. Pokud známe jen koncentraci (OH)-, odečteme ten obrácený exponent od čtrnácti, protože 14 je maximální pH, což vychází z toho, že nejkyselejší kyselina by měla koncentraci oxoniových kationtů 10-14 mol/dm3. Když tedy budeme mít zadanou koncentraci (OH)- třeba 10-10 mol/dm3, pH bude 14-10, což je 4.
Koncentrace (H3O)+ vyšší než 10-7 mol/dm3 znamená kyselou látku, takže kyselé látky mají pH od 0 do 7. Čím kyselejší, tím nižší pH. Neutrální látky mají pH přesně 7 a zásadité látky mají pH od 7 do 14, přičemž pH 14 by měla úplně nejzásaditější látka.
Mohli bychom také zavést pOH, které by bylo obráceným logaritmem z koncentrace (OH)-, a i to se občas používá, ale mnohem běžnější je pH. Součet pH + pOH se vždy rovná 14.
Existuje několik látek, které v různých pH mění svou barvu. Těm se říká "indikátory pH" a hodí se při chemických experimentech, kdy potřebujeme pH rychle určit. Nejlepším indikátorem je tzv. "indikátorový papírek", na který se kápne kapka roztoku a papírek se zabarví. Podle přiložené barevné škály se pak jednoduše určí pH - třeba při pH 2 se papírek zabarví do červena a při pH 8 do zelena. Indikátory pH můžou být i některé chemikálie nebo přírodní látky, jako třeba vývar z červené řepy. Zde jsou příklady některých chemikálií, které slouží jako pH indikátory:
Našli jste chybu? Máte dotaz? Nápad? Připomínku? Pochvalu? Napište nám na info@edisco.cz.