Co je zásadité a co je kyselé

Acidobazické reakce

Kyselina je podle Brönstedta definována jako látka schopná v přítomnosti zásady odštěpit proton H+, ve vodném prostředí to znamená vytvářet hydroxoniový kationt (hydratovaný proton) H₃O+. Komplementárně je báze (zásada) definována jako látka schopná v přítomnosti kyseliny proton přijmout, ve vodném prostředí to znamená, že vytváří hydroxylový anion OH-. Kyselost a zásaditost jsou pojmy relativní, kyselost je nedostatkem zásaditosti a naopak. V praxi se tato charakteristika vztahuje k vodě, která je definičně neutrální. Kyseliny jsou látky, které jsou s to vyměnit vodík (kyselý neboli aktivní vodík) za kov. Kysele reagující látky nemusejí vodík obsahovat, stačí, když při disociaci ve vodě dávají kyselou reakci. V dalším textu se přeneseně mluví o prvcích kyselého, zásaditého či amfoterního charakteru, čímž se míní jejich schopnost tvoří anionty kyselin, kationty zásad nebo obojí. Mnohé prvky tento svůj charakter mění s mocenstvím.

V čisté vodě je koncentrace hydroxoniových kationtů a hydroxylových aniontů stejná a rovná 10-7 mol l-1. pH je definováno jako záporně vzatý logaritmus koncentrace hydroxoniových kationtů a činí 1 - 7 pro kyseliny, 7 - 14 pro zásady a 7 pro vodu a neutrální látky. O tom, zda je sloučenina silnou kyselinou či zásadou vůči vodě, rozhodují protolytické rovnováhy. Jsou to rovnováhy ustavující se ve vodných roztocích mezi sloučeninou v disociované (ionizované) podobě a nedisociované (elektrochemicky neutrální) podobě. Disociační reakce s sebou nese vznik hydroxoniových kationtů či hydroxylových aniontů, podle jejichž koncentrace se měří kyselost roztoku. Silné kyseliny a silné zásady se v roztoku nalézají v plně disociované formě a proto již při jejich nevelké koncentraci má roztok pH prakticky 1 nebo 14. Zpětnou reakcí k disociaci tj, k rozdělení molekuly na ionty je "asociace" tvořící z iontů elektroneutrální molekuly. Tučně vytištěná strana disociační rovnice udává převažující produkt (rovnice nejsou vyčísleny).

silná kyselina  H₂SO₄ + H₂O ® H₃O⁺ + SO₄^2-

silná zásada  NaOH + H₂O ® OH- + Na⁺

slabá kyselina H₃BO₃ + H₂O ® H₃O⁺ + BO₃^3-

slabá zásada Al(OH)₃+ H₂O ® OH^- + Al₃⁺

Pořadí kyselosti kyselin a hydroxidů je možno určit na základě disociační konstanty, která udává, do jaké míry je látka ve vodném roztoku disociována. Vypočítá se z poměru koncentrací disociované a nedisociované formy. Čím je disociovanější, tím je acidobazicky aktivnější tj. (silnější). Disociační stupeň silných kyselin bývá v roztocích desetinomolárních asi 95%, zatímco kyseliny a zásady slabé jsou disociovány jen z několika procent. Disociace solí má vliv na jejich rozpustnost. Čím je sůl za dané teploty disociovanější, tím je rozpustnější.

 Přehled aktivity kyselin a zásad

Velmi silné kyseliny: kyselina jodovodíková > bromovodíková > chlorovodíková.

Silné kyseliny: kyseliny dusičná = manganistá > dvojchromová > bromičná = jodičná > fosforečná > sírová

Střední kyseliny: kyselina fluorovodíková = dusitá = manganatá = sirovodíková = siřičitá = chlorná.

Slabé kyseliny: kyselina octová > šťavelová > mravenčí > boritá = bromná = kyanovodíková = uhličitá

Velmi slabé kyseliny: kyselina orthokřemičitá > hlinitá = metakřemičitá = peroxid vodíku > olovnatá > železnatá

Velmi silné zásady: hydroxid sodný > draselný > lithný > amoniak

Střední zásady: hydroxid barnatý > kademnatý > vápenatý > hořečnatý > soda, manganatý > olovnatý

Slabé zásady: hydroxid kobaltnatý = železnatý = zinečnatý = měďnatý > hydroxid amonný = nikelnatý

Velmi slabé zásady: hydroxid hlinitý > chromitý > železitý

Neutralizace

Neutralizační reakce je reakce mezi kyselinou a zásadou nebo kyselou a zásaditou sloučeninou, při níž se vyrovnává koncentrace hydroxoniových kationtů a hydroxylových aniontů v roztoku, což má za následek přiblížení pH neutrální hodnotě 7.

Typy neutralizačních reakcí:

Reakce mezi kyselinou a hydroxidem

H₂SO₄ + NaOH ® Na₂SO₄ + H₂O

Reakce vytěsňovací, kdy se ze soli slabé kyseliny. tato vytěsní kyselinou silnou nebo ze soli slabého hydroxidu se tento vytěsní silným hydroxidem.

Na₃BO₃ + HCl ® NaCl + H₃BO₃

NH₄Cl + NaOH ® NaCl + NH₄OH

Reakce kyselinotvorného oxidu s oxidem zásadotvorným

CaO + SO₃ ® CaSO₄

Reakce kyselinotvorného oxidu s hydroxidem a reakce zásadotvorného oxidu s kyselinou

NaOH + CO₂ ® NaCO₃ + H₂O

MgO + HCl ® MgCl₂ + H₂O

Hydrolýza

Hydrolýza je zpětnou reakcí k neutralizaci - sloučenina se rozkládá na kyselinu a zásadu. pH se během reakce může odchýlit od pH 7 k větší kyselosti nebo zásaditosti. Podléhají jí zejména soli slabých kyselin a zásad v roztoku. Hydrolýza znamená rozklad vodou a je příčinou kyselosti solí slabých zásad a zásaditosti solí slabých kyselin.. Ve vodě sůl hydrolyzuje za vzniku kyseliny i zásady, které v případě, že silně disociují, vytvářejí ve vodě hydroxylové anionty nebo hydroxoniové kationty a mění pH.              

Typy hydrolytických reakcí:

Sůl slabé kyseliny a silné zásady dává zásaditou reakci

NaBO₃ + H₂O ® Na⁺ + OH- + H₃BO₃

Sůl silné kyseliny a slabé zásady dává kyselou reakci

NH₄Cl + H₂O ® NH₄OH + Cl- + H₃O⁺

Sůl slabé kyseliny a slabé zásady je neutrální

(NH)₃BO₃ + H₂O ® NH₄OH + H₃BO₃

Sůl silné kyseliny a silné zásady je neutrální elektrolyt

NaCl + H₂O ® Na⁺ + OH^- + Cl^- + H₃O⁺

Produktem hydrolýzy jsou u některých prvků oxidy zásadité povahy, nikoli hydroxidy

SnCl₄ + H₂O ® SnO₂.H₂O + Cl^- + H₃O⁺

Tlumivé roztoky

Tlumivé roztoky (pufry) jsou směsi slabých kyselin a jejich solí či slabých zásad a jejich solí. Podle tabulek lze namíchat pufr o definované hodnotě pH a tyto roztoky udržují pH i po přidání menšího množství cizích acidobazicky aktivních látek. Disociace kyseliny (zásady) je potlačena přítomností její soli, takže platí čím větší je koncentrace soli, tím je pH neutrálnější. Po přídavku silné kyseliny či silné zásady dojde k vytěsnění slabé kyseliny či slabé zásady z její soli a uvolněná kyselina či zásada je natolik slabá a její disociace je natolik potlačena, že se pH téměř nezmění. Pufry se používají k udržování přibližně konstantního pH u reakcí, jejichž produkty mají tendenci kyselost měnit. Např. enzymové reakce je třeba pufrovat. Příklad: Působení pufru získaného smíšením kyseliny octové CHCOOH a octanu sodného CH₃COONa. Při přidání silné kyseliny vzniká neutrální sůl a slabá kyselina.

CH₃COONa + HCl ® Na Cl + CH₃COOH

Amfoterní látky jsou látky, které se chovají v zásaditém prostředí jako kyseliny a v prostředí kyselém jako zásady. Typické amfotery jsou tyto hydroxidy: hydroxid hlinitý, olovnatý, zinečnatý, cínatý, antimonitý, chromitý. Příklad amfoterního chování:

Al(OH)₃ + NaOH ® NaAlO₂ + H₂O

Al(OH)₃ + HCl ® AlCl₃ + H₂O

Fe₂O₃ + NaOH ® Fe(OH)₃ + Na₂O

Fe₂O₃ + HCl ® FeCl₃ + H₂O

Acidobazické indikátory

Acidobazické indikátory jsou organické látky, jejichž barevnost se mění s jejich disociací v různě kyselém prostředí nebo při přechodu na různé izomerní formy (formy o stejném sumárním a různém strukturním vzorci). Změna barevnosti citlivě určuje pH. např. bromfenolová modř přechází v rozmezí 3 a 4.6 pH ze žluté do modré, lakmus je v zásaditém prostředí modrý, v kyselém prostředí červený, fenolftalein je v kyselém prostředí bezbarvý, v zásaditém růžový. Schopnost měnit barvu podle pH má kromě indikátorů i řada přírodních barviv, která se k indikaci nepoužívají (orchil, turnsol, barva obsažená v červeném zelí a v borůvkách). Obvyklé jsou přechody mezi červenou a modrou, mezi červenou a žlutou nebo žlutou a oranžovou (viz kapitola o přírodních barvivech).

Měření kyselosti

Kyselina je obecně definována jako látka schopná odštěpovat protony (neboli vodíkové kationty H⁺) v přítomnosti zásady a zásada jako látka schopná protony v přítomnosti kyseliny přijímat.

Ve vodném prostředí to znamená, že kyselé látky K vytvářejí hydroxoniové kationty H₃O⁺ následující disociační reakcí:

H₂O + H-K  H₃O⁺ + K

a zásadité látky  vytvářejí hydroxylové anionty OH^- disociační reakcí následující:

Z + H₂O  OH^- + H-Z

Měření kyselosti je určování koncentrace hydroxylových kationtů H₃O⁺ ve vodném prostředí. V čisté vodě se vedle neutrálních molekul H₂O vyskytují i ionty H₃O⁺ a OH^- a to ve shodné koncentraci rovné 10^-7 moll^-1. V případě, že se ve vodě ocitne zásada, přibude iontů OH^- a tím iontů H₃O⁺ ubude následující reakcí:

OH^- + H₃O⁺  2 H₂O

V případě, že se ve vodě ocitne kyselina, obdobně přibude iontů H₃O⁺ a iontů OH^- ubude. Součet jejich koncentrací však bude stále stejný a i když budou převládat anionty, kationty nikdy zcela nevymizí. Proto je možno měřit jen koncentraci kationtů. Koncentrace hydroxoniových kationtů H₃O⁺ se značí pH a pro snazší číselné vyjádření se používá záporně vzatý logaritmus této hodnoty (7 místo 10^-7) . Činí 1-7 pro kyseliny, 7-14 pro zásady a 7 pro vodu a neutrální látky.

pH vodného roztoku ovlivňují nejen kyseliny a hydroxidy (protolyty), ale i jejich anorganické soli a různé organické látky. Obecně lze říci, že silné protolyty již v malém množství způsobují limitně vysokou či nízkou koncentraci kationtů H₃O⁺ tedy limitní pH a jejich protolytická mohutnost se porovnává na základě disociační konstanty.

Disocianční konstanta udává do jaké míry je látka ve vodném roztoku disociována, tedy rozdělena na anionty a kationty. Příklad disociační reakce:

HCl  H⁺ + Cl-

Disociační konstanta se vypočítá z poměru koncentrací disociované formy

(H⁺ + Cl^-) a nedisociované formy HCl. Čím je kyselina či hydroxid disociovanější, tím je acidobazicky aktivnější (silnější). Disociační stupeň silných kyselin bývá v roztocích desetinomolárních asi 95%, zatímco kyseliny a zásady slabé jsou disociovány jen z několika procent.

Stanovení hodnoty pH

Hodnota pH se určuje buď acidobazickými indikátory nebo potenciometricky (pH metrem). Acidobazické indikátory jsou organické látky, jejichž barevnost se mění s jejich disociací v různě kyselém prostředí nebo při přechodu na různé izomerní formy (formy o stejném sumárním a různém strukturním vzorci). Změna barevnosti citlivě určuje pH. např. bromfenolová modř přechází v rozmezí 3 a 4.6 pH ze žluté do modré, lakmus je v zásaditém prostředí modrý, v kyselém prostředí červený, fenolftalein je v kyselém prostředí bezbarvý, v zásaditém růžový. Universální indikátory obsahují směsi indikátorů a lze je použít pro určení každého pH ve vodném prostředí. Takto jsou připraveny pH papírky, které je možno koupit, nebo je možno si připravit směs vlastní