Brönstedova teória kyselín a zásad
Kyseliny sú látky schopné odovzdávať protóny – sú donormi protónov. Zásady sú látky, ktoré sú schopné protóny viazať – sú akceptormi protónov. Súhrnne sa označujú ako protolyty. Každá kyselina K je spojená so zodpovedajúcou zásadou Z, s ktorou tvorí tzv. konjugovaný pár. Odštiepením protónu vznikne z kyseliny konjugovaná zásada a zo zásady vzniká prijatím protónu konjugovaná kyselina.
K D H+ + ZNH4+ H+ NH3HNO2 H+ NO2-H2SO4 H+ HSO4-HSO4- H+ SO42-[Zn(H2O)4]2+ 2H+ [Zn(OH)2(H2O)2][Zn(OH)2(H2O)2] 2H+ [Zn(OH)4]2-H3O+ H+ H2OH2O H+ OH
Látka môže mať vlastnosti kyseliny len v prítomnosti zásady a vlastnosti zásady len v prítomnosti kyseliny.Kyselinami a zásadami nemusia byť len elektroneutrálne molekuly, ale aj ióny. Kyselinami môžu byť katióny ako, NH4+ – sú to lyóniové ióny, niektoré komplexné katióny kovov, napr. [Al(H2O)6]3+ a anióny viacsýtnych kyselín, napr. HSO4-. Zásadami potom môžu byť niektoré katiónové komplexy kovov [Al(H2O)5(OH)]2+ a anióny kyselín, vrátane OH- – sú to lyátové ióny. Niektoré látky môžu byť aj kyselinami aj zásadami nazývame ich amfotérne (amfolyty). Sú schopné odštepovať i viazať protóny.
Napr. H2O, HCO3-, H2PO4-, HPO42-, aj niektoré hydroxidy kovov – Zn(OH)2.H2CO3 + H2O D HCO3- + H3O+HCO3- + H2O D CO32- + H3O+
V prvej reakcii má ión HCO3- funkciu zásady, v druhej naopak kyseliny.
Lewisova teória kyselín a zásad
Použitie v prípade tzv. aprotných rozpúšťadiel, ktorých molekuly nie sú schopné odovzdávať ani viazať protóny (napr. kvapalný oxid siričitý, benzén). Zásada je donorom voľného elektrónového páru, kyselina môže viazať voľný elektrónový pár inej častice, je teda jeho akceptorom. Neutralizácia kyseliny zásadou je podmienená vznikom koordinačnej donorno-akceptornej väzby. Lewisova teória má význam predovšetkým v chémii koordinačných zlúčenín, kde všetky centrálne atómy (napr. katióny kovov) sú akceptormi elektrónových párov, t.j. Lewisove kyseliny a všetky ligandy (napr. H2O, NH3, Cl-) sú ako donory elektrónových párov, Lewisove zásady.
Nedostatok Lewisovej teórie – H2SO4, HCl a HNO3 by nemali byť kyselinami, lebo nie sú schopné viazať voľný elektrónový pár.
Protolytické reakcie
Reakcie, pri ktorých dochádza k odovzdávaniu a prijímaniu protónov (katiónov H+) medzi kyselinami a zásadami. Nazývajú sa aj acidobázické, acidum = kyselina, báza = zásada. Delia sa na 2 čiastkové reakcie:
I. k1 D H+ + z1HCl D H+ + Cl-
II. k2 D H+ + z2NH4+ D H+ + NH3
Odčítaním reakcie II. od I. získame výslednú reakciu.
HCl + NH3 D NH4+ + Cl-
Autoprotolýza vody
Je to osobitý prípad protolytickej reakcie prebiehajúci medzi molekulami vody, kde obidva reaktanty sú rovnaké a odovzdávajú si navzájom H+. Voda ako amfotérna látka môže katión H+ prijímať a odovzdávať, čiže reaguje ako kyselina aj ako zásada, jej disociáciou vznikajú oxóniový katión a hydroxidový anión. Disociácia vody sa nazýva autoprotolýza vody.
H 2O + H2O D H3O+ + OH-
Jej ronovážna konštanta je vyjadrená vzťahom K = [H3O+].[OH-] / [H2O]2
Tento vzťah sa môže zapísať aj takto: Kv = [H3O+] . [OH-] – nazýva sa to iónový súčin vody a jeho hodnota je Kv = 1,0 . 10-14 pri teplote 25°C.
Autoprotolýza vody je základom pre odvodenie stupnice kyslosti pH – pondus hydrogenii (sila vodíka). Na posúdenie kyslosti alebo zásaditosti vodného roztoku, tj. acidobázického charakteru roztoku, treba poznať koncentrácie iónov H3O+, resp. OH-. Ich súčin musí zodpovedať autoprotolýze vody (iónový súčin vody), ktorého hodnota je Kv = 1,0 . 10-14. Pretože hodnoty koncentrácie obidvoch iónovsú väčšinou veľmi malé čísla výhodne sa vyjadrujú v logaritmickej stupnici.
Na vyjadrenie acidobázického charakteru vodných roztokov bola zavedená veličina pH, ktorá sa nazýva vodíkový exponent a definuje ju vzťah pH = pH3O+ = - log[H3O+]. Symbol p vyjadruje záporný dekadický logaritmus číselnej hodnoty a používa sa aj v iných prípadoch.
Iónový súčin vody možno napísať v tvare pKv = pH3O+ + pOH- = 14,0.
V čistej vode platí: Kv = 1,0 . 10-141,0 . 10-14 = [H3O+] . [OH-]cH3O+ = 1,0 . 10-7cOH- = 1,0 . 10-7
teda pH = 7
Charakter roztoku
Vzťah medzi [H3O+] a [OH-] [H3O+] pHkyslý [H3O+]> [OH-]> 1,0 . 10-7 HBr>HI– všetky ostatné bezkyslíkaté kyseliny sú slabšie
Sila zásad sa určuje podľa afinity protónu – sila, ktorá viaže protón.Silné zásady – hydroxidy alkalických kovov – NaOH, KOH, Ca(OH)2Slabé – anilín, pyridín, dimetylamín, amoniak, Fe(OH)3
Disociačná konštanta
Disociácia kyselín a zásad v roztokoch vedie k ustáleniu protolytickej rovnováhy. HNO3 + H2O " H3O+ + NO2- – disociácia kyseliny dusitej vo vode Mierou sily kyselín a zásad je ich disociačná konštanta. Vzťah pre výpočet disociačnej konštanty kyseliny:HA + H2O " A- + H3O+........K(HA) = [A-].[H3O+] / [HA]zásady:B + H2O " HB+ + OH-...........K(B) = [HB+].[OH-] / [B]Hodnoty disociačných konštánt kyselín a zásad môžeme nájsť v tabuľkách a používajú sa na klasifikáciu sily kyselín a zásad. Vo všeobecnosti platí, že vyššej disociačnej konštante zodpovedá väčšie množstvo disociovaných molekúl a tým aj väčšia sila kyseliny / zásady. SILA KYSELÍN / ZÁSAD DISOCIAČNÁ KONŠTANTASlabé K(A) (K(B))
