Acidobazická reakce

Nejstarší novodobou teorii definující kyseliny a zásady navrhl švédský chemik Svante Arrhenius.

Kyseliny ve vodném prostředí podle této teorie odštěpují protony H⁺. Například kyselina chlorovodíková a kyselina sírová disociují takto:

HCl → H⁺ + Cl⁻

H₂SO₄ → 2 H⁺ + SO 2-
4 

Zásady ve vodném prostředí podle této teorie odštěpují hydroxylový anion OH⁻. Například hydroxid sodný a hydroxid vápenatý disociují takto:

NaOH → Na⁺ + OH⁻

Ca(OH)₂ → Ca²⁺ + 2 OH⁻

Arrhenius považoval za zásady pouze hydroxidy a jeho teorii bylo možné použít jen na vodné roztoky. Nová koncepce Brönstedovy–Lowryho teorie kyselin a zásad považuje kyseliny za látky odštěpující protony H⁺ (stejně jako u Arrheniovy teorie) a zásady za látky přijímající protony H⁺. Tuto teorii objevili nezávisle na sobě dánský chemik Johannes Nicolaus Brönsted a anglický chemik Thomas Martin Lowry.

Společně se zavedením Brönstedovy–Lowryho byl zaveden pojem konjugovaný pár. Jedná se o dvojici částic lišících se o jeden proton H⁺.

V roce 1923 publikoval americký chemik Gilbert Newton Lewis novou teorii pro acidobazické reakce. Nazývá se po něm Lewisova teorie kyselin a zásad a definuje pojmy kyselina a zásada nezávisle na protonu H⁺.Podle Lewisovy teorie je kyselina akceptorem volného elektronového páru a báze je jeho donorem. Tato teorie je tedy nejobecnější teorií acidobazických reakcí.

Lewisova kyselina je chemická sloučenina, jejíž atomy mají volný vazebný orbital a mohou přijmout elektronový pár.

Lewisova zásada je chemická sloučenina, jejíž atomy mají volný elektronový pár a mohou ho poskytnout.

Experimentálně bylo zjištěno, že i mezi molekulami vody dochází k jejich částečné disociaci. Tomuto jevu se říká autoprotolýza vody:

H₂O + H₂O → OH⁻ + H₃O⁺

Z měření vyplynulo, že koncentrace oxonionových kationtů H₃O⁺ je shodná s koncentrací hydroxylových aniontů OH⁻. Při teplotě 25 °C a tlaku 100 kPa je koncentrace obou iontů 10⁻⁷ mol·dm⁻³. Vynásobením koncentrací kationtů H₃O⁺ a aniontů OH⁻ získáme iontový součin vody, který je platný pro danou teplotu a tlak a má hodnotu 10⁻¹⁴:

[H₃O⁺]•[OH⁻] = [10⁻⁷]•[10⁻⁷] = [10⁻⁷]² = 10⁻¹⁴

Pro vodné roztoky látek platí, že pokud je koncentrace kationtů H₃O⁺ vyšší než koncentrace aniontů OH⁻, je roztok kyselý. Pokud je vyšší koncentrace aniontů OH⁻ než kationtů H₃O⁺, je roztok zásaditý. Pokud se nachází oba ionty v rovnováze, je roztok neutrální.

Práce se zápornými mocninami je nepraktická, a proto byla zavedena veličina pH, která je záporným dekadickým logaritmem těchto záporných mocnin. Veličina pH tedy udává záporný dekadický logaritmus koncentrace oxoniových kationtů H₃O⁺:

pH = −log [H₃O⁺]

Nabývá hodnot od 0 do 14. Neutrální voda má při standardních podmínkách pH = 7. U kyselin je pH menší než sedm, naopak zásady mají pH větší než 7. Hodnotu pH počítáme u vodných roztoků kyselin, zásad a jejich solí.

Pro měření kyselosti a zásaditosti roztoků se používá chemická metoda nazvaná titrace. Při ní se odměřený roztok kyselého nebo zásaditého vzorku z byrety mísí s roztokem o neznámé koncentraci. Náhlé zvýšení titrační křivky nebo změna barvy indikátoru indikuje dosažení ekvivalence nebo koncového bodu titrace.

V tomto článku byly použity překlady textů z článků Acid–base reaction na anglické Wikipedii a Säure-Base-Reaktion na německé Wikipedii.

• Neutralizace
• Disociace
• Autoprotolýza
• Redoxní reakce

• Obrázky, zvuky či videa k tématu acidobazická reakce na Wikimedia Commons