PROTOLYTICKÉ REAKCE

(= acidobazické reakce)

Protolytické reakce jsou reakce kyselin a zásad. Při těchto reakcích dochází k přenosu kationtu vodíku H⁺.

Teorie protolytických reakcí:

a) Arheniova teorie – kyseliny odštěpují ve vodném roztoku kation H⁺, zásady odštěpují anion OH^-

• tato teorie je správná jen z poloviny – ne všechny zásady jsou schopny odštěpit OH^-, protože je jejich molekuly neobsahují (např. NH₃)

b) Brönstedova teorie – kyseliny odštěpují ve vodném roztoku kation H⁺, zásady jej přijímají

• tato teorie je v současnosti chápána jako správná

c) Lewisova teorie – zásady jsou donorem elektronového páru, kyseliny jsou akceptorem elektronového páru

Modelová reakce:

HCl + NaOH → NaOH₂⁺ + Cl^- → NaCl + H₂O

Komentář: Kyselina chlorovodíková ve vodném roztoku odštěpuje kation H⁺, hydroxid sodný jej přijímá a vzniká jakási částice NaOH₂⁺. Na první pohled je jasné, že vzniká voda, proto se takovéto možná neexistující částice do chemických rovnic nepíší. Následující substituční reakcí tak vzniká chlorid sodný a voda.

HCl + NaOH → NaCl + H₂O

Příklady:

kyseliny: HCl, H₂SO₄, HBr, H₃O⁺, ...

zásady: NaOH, OH^-, Cl^-, SO₄^2-, ...

amfoterní látky: HS^-, HCO₃^-, H₂O, ... - mají charakter kyselin i zásad

Klasifikace acidobazických reakcí

a) Neutralizace

b) Autoprotolýza vody

c) Disociace

d) Hydrolýza solí

a) Neutralizace

• neutralizace je reakce kyselin a zásad za vzniku solí a přenosu kationtu vodíku H⁺

Příklady:

NaOH + HCl → NaCl + H₂O

H₂SO₄ + 2 KOH → K₂SO₄ + 2 H₂O

3 H₂SO₄ + 2 Al(OH)₃ → 6 H₂O + Al₂(SO₄)₃

b) Autoprotolýza vody

• autoprotolýza vody je zvratná reakce soustavy molekul vody, kdy se velmi malá část molekul štěpí na oxoniové kationty H₃O⁺ a hydroxidové anionty OH^-

• vzniklé ionty okamžitě neutralizují zpět na vodu:

• H₃O⁺ + OH^- ← → 2 H₂O

• iontový součin vody – výraz vycházející z rovnice disociační konstanty (viz c) Disociace), popisuje skutečnost, že při autoprotolytické reakci molekul vody je konstantní koncentrace oxonionvých kationtů a hydroxidových aniontů; K_voda.[H₂O]² = [H₃O⁺].[OH^-] = 10^-14 (při t = 20° C, p₀ = 101,325 kPa)

c) Disociace

• disociace je reakce látek s vodou, kdy se rozpouštěná látka ve vodném roztoku štěpí na ionty: kationty a anionty

• na základě disociace je možné také stanovit sílu kyseliny/zásady nebo acidobazický charakter roztoku

Příklady disociací:

NaOH → Na⁺ + OH^-

KCl → K⁺ + Cl^-

KNO₃ → K⁺ + NO₃^-

Al₂(SO₄)₃ → 2 Al³⁺ + 3 SO₄^2-

NH₄Cl → NH₄⁺ + Cl^-

Poznámka: U předchozích reakcí se na pravou a levou stranu daných rovnic nedoplňovala voda a to z toho důvodu, že by se matematicky z každé strany „vyrušila“. Voda se do chemických rovnic zapisuje hlavně u disociací kyselin a u hydrolýzy solí (viz dále).

Disociace kyselin

Disociace kyselin je nutno napsat zvlášť protože při těchto reakcích vzniká pro kyselé roztoky charakteristická věc: oxoniový kation H₃O⁺. Tento kation se často hlavně v iontových rovnicích nahrazuje protonem H⁺, který však ve skutečnosti neexistuje.

Příklady:

HCl + H₂O → Cl^- + H₃O⁺

H₂SO₄ + 2 H₂O → 2 H₃O⁺ + SO₄^2-

Disociační stupně kyselin

Kyseliny obsahující ve svých molekulách více než 1 atom vodíku mohou ve vodných roztocích poskytovat více tzv. disociačních stupňů. Počet disociačních stupňů je roven počtu atomů vodíku vázaných v molekule kyseliny. Při celkové disociaci dojde k odtržení všech atomů vodíku. V různých stupních disociace pak vznikají anionty hydrogensolí těchto kyselin. V dalších stupních disociací se štěpí anionty hydrogensolí.

Příklady:

a) Zapište disociaci kyseliny uhličité do prvního stupně.

- první stupeň → odtržení jednoho atomu vodíku

H₂CO₃ + H₂O → H₃O⁺ + HCO₃^-

b) Zapište disociaci kyseliny trihydrogenfosforečné ve všech stupních.

- H₃PO₄ → 3 stupně disociace

1. stupeň: H₃PO₄ + H₂O → H₂PO₄^- + H₃O⁺

2. stupeň: H₂PO₄^2- + H₂O → HPO₄^2- + H₃O⁺

3. stupeň: HPO₄^2- + H₂O → PO₄^3- H₃O⁺

c) Zapište rovnici celkové disociace kyseliny sírové.

• H₂SO₄ - v rovnici se ihned odštěpí oba dva vodíkové kationty

H₂SO₄ + 2 H₂O → SO₄^2- + 2 H₃O⁺

Disociační konstanta

• disociační konstanta je hodnota udávající množství iontů vznikajících disociací kyseliny

• je definována jako podíl součinu koncentrací vzniklých iontů (tj. oxoniového kationtu a aniontu kyseliny) umocněných na jejich příslušné stechiometrické koeficienty a koncentrace nedisociovaných molekul kyseliny

• je-li obecná rovnice: m AB + n H₂O → x H₃O⁺ + y B^- (m, n, x, y – stechiometrické koeficienty), pak rovnice disociační konstanty má tvar: K_A = [H₃O⁺]^x.[B^-] ^y : [AB]^m

• disociační konstanta zásad je rovna podílu disociovaných iontů umocněných na příslušné stechiometrické koeficienty – u hydroxidů [A].[OH^-]^x : [A(OH)_x]

• rovnice disociací hydroxidů lze napsat jednoduše jako štěpení molekuly hydroxidu na kation a anionty OH^-

• disociace zásaditých látek nehydroxidového charakteru se musí zapsat pomocí vody, zásada přijímá kation H⁺ od molekul vody

Příklady disociace:

a) kyselin – viz výše

b) hydroxidů

NaOH → Na⁺ + OH^-

Ca(OH)₂ → Ca²⁺ + 2 OH^-

Al(OH)₃ → Al³⁺ + 3 OH^-

c) zásad – ne hydroxidů

NH₃ + H₂O → NH₄⁺ + OH^-

Závislost disociační konstanty na síle kyseliny

• podle hodnoty disociační konstanty (bývá uvedena v tabulkách) lze usoudit, zda je kyselina či zásada silná, středně silná nebo slabá

Kyselost a zásaditost roztoku

• pro kyselé a zásadité roztoky jsou charakteristické ionty H₃O⁺ nebo OH^-

• v kyselých roztocích převládají oxoniové kationty, v zásaditých roztocích hydroxidové anionty

• pokud je koncentrace H₃O⁺ rovna koncentraci OH^-, je roztok neutrální

• podle koncentrace některého z předchozích iontů lze potom vypočítat hodnotu pH (vodíkového exponentu)

• pH (Sörensenův vodíkový expponent) je hodnota, která určuje kyselost nebo zásaditost roztoku; neutrálnímu roztoku odpovídá pH 7 a [H₃O⁺] = [OH^-], v kyselém roztoku převládají ionty H₃O⁺ a v zásaditém ionty OH^-; pH je definováno jako záporný logaritmus koncentrace oxoniových kationtů (tedy -log[H₃O⁺]), používá se ale i pOH, tedy záporný logaritmus koncentrace OH^- (-log[OH^-])

• stupnice pH: kyselé roztoky < pH 7 < zásadité roztoky

• stupnice pOH: kyselé roztoky > pOH > zásadité roztoky

• pH + pOH = 14

d) Hydrolýza solí

• soli některých kyselin a zásad mohou ve vodných roztocích poskytovat různé acidobazické reakce, jelikož jejich kationty a anionty mohou různě reagovat s molekulami vody

1.) soli silných kyselin a silných zásad poskytují neutrální reakci:

silná kyselina: např. HCl

silná zásada: např. KOH

sůl: KCl; K⁺, Cl^-

soli silných kyselin a silných zásad nehydrolyzují

2.) soli slabých kyselin a slabých zásad poskytují neutrální reakci:

slabá kyselina: např. H₂CO₃

slabá zásada: např. NH₄OH

sůl: (NH₄)₂CO₃; NH₄⁺, CO₃^2-

reakce iontů soli s vodou:

NH₄⁺ + H₂O → NH₃ + H₃O⁺

CO₃^2- + H₂O → HCO₃^- + OH^-

-----------------------------------

H₃O⁺ + OH^- → 2 H₂O

• z reakce amonného iontu s vodou vznikl oxoniový kation se zásaditým charakterem, reakcí uhličitanového iontu s vodou vznikl hydroxidový anion s kyselým charakterem, jejich vzájemnou reakcí vznikla neutrální voda

3.) soli silných kyselin a slabých zásad poskytují kyselou reakci:

silná kyselina: např. HCl

slabá zásada: např. NH₄OH

sůl: NH₄Cl; NH₄⁺, Cl^-

reakce iontů soli s vodou:

NH₄⁺ + H₂O → NH₃ + H₃O⁺

Cl^- + H₂O → nereaguje (soli silných kyselin nehydrolyzují)

-----------------------------------

• oxoniové kationty jsou v roztoku v nadbytku, roztok je tedy kyselý

4.) soli slabých kyselin a silných zásad poskytují zásaditou reakci:

slabá kyseliny: např. H₂CO₃

silná zásada: např. NaOH

sůl: Na₂CO₃; Na⁺, CO₃^2-

reakce iontů soli s vodou:

Na⁺ + H₂O → nereaguje (soli silných zásad nehydrolyzují)

CO₃^2- + H₂O → HCO₃^- + OH^-

-----------------------------------

• hydroxidové anionty jsou v nadbytku, roztok je zásaditý