Teorie kyselin a zásad

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

Jde o poměrně zastaralou teorii, podle níž je kyselina sloučeninou, která odštěpuje proton (vodíkový kation), 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

• HCl + NaOH → NaCl + H₂O

Kyselina HCl odštěpuje H⁺, zatímco zásada NaOH odštěpuje OH^-.

Nevýhody: jediným možným rozpouštědlem je voda

Brønsted-Lowryho teorie

Brønsted-Lowryho teorie považuje kyselinu za látku odštěpující proton, zásadu za sloučeninu proton 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 protony 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 pK_a jako

$\mathrm {p} K_{a}=-\log K_{a}$

Silnější kyseliny (vyšší K_a) mají nižší pK_a a slabší kyseliny (nižší K_a) mají vyšší pK_a.

Příklady aplikace teorie

• 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 proton 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 proton a stává se z ní konjugovaná báze CH₃COO^- a báze OH^- přijímá proton a stává se konjugovanou kyselinou H₂O.

Příklady brønstedovských kyselin a bazí

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

Báze: methylamin, methanol, aceton

Lewisovská teorie

Podle Lewisovy teorie 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 proton (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

Kyseliny: 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

Související články

• pH