Kyseliny Gerber (-1300) příprava H2S04, HN03 Libavius příprava HCl a aqua regia (rozpouští Au) Chemická látka produkovaná na světě v největším množství za rok: H2S04 ■ií; '. ■'; t i ' T&/' ^^ ■fell " • "■.■>■ ■.- ť ff f L £i* ■ . ■■■:■■ ■'■■''-■'i íl-J ^\ . !►>+■? '■ J. '.' !>ÍVV -' f~T .#"' -"- : ' "'ft 'i ! "^*ik 3?i «ľŕ»>-^';' ? "V ■ |h|£t ■ ■■ § 3iŕ V ^;. ~* " ÍímlÍ -I i ^? '-. ■: "-Ľ- í -'í » B*.: Ebf ?S9HHW^3Nta^.. ^zltW Andreas Libau (Libavius) (1540-1616) i Kyseliny L. Lavoisier (1743-1794) : Oxy geniům = kyselinotvorný Oxidy nekovů reagují s vodou na kyseliny H. Davy (1779-1829) J. Liebig (1803-1873) Při reakci kyselin s kovy se uvolňuje vodík = H určuje kyselé vlastnosti 2 Arrheniova teorie kyselin a zása Kyseliny: Chutnají kysele Uvolňují H+ ve vodném roztoku Regují s kovy (neušlechtilými) za vývoje H2 K, Ca, Na, Mg, Al, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb Barví lakmus červeně (R. Boyle) Neutralizují baze Baze: Chutnají hořce Uvolňují OH~ ve vodném roztoku Barví lakmus modře Neutralizují kyseliny Svante Arrhenius (1859-1927) Červené zelí ■ I« Kyselé prostředí - změna barvy Alkalické prostředí Silné a slabé kyseliny podle Arrhenia Silné kyseliny: zcela ionizované ve vodě (disociace 100%) HN03 -> H+(aq) + N03-(aq) HCl, HNO3, H2S04, HC104, Hl, HBr, HC103, HBr03,..... Slabé kyseliny : částečně ionizované ve vodě (0% < disoc. stupeň <100%) CH3C02H ±ř H+(aq) + CH3C02-(aq) Organické kyseliny, H2C03, H3B03, H3P04, H2S, H2S03,... Silné baze podle Arrhenia Silné baze: zcela ionizované ve vodě (disociace 100%): KOH(s) -> K+(aq) + OH- (aq) Hydroxidy alkalických kovů, kovů alkalických zemin, další rozpustné hydroxidy Slabé baze: slabé Arrheniovské baze neexistují 6 B ro n s ted - Lowryho kyseliny a zásady Širší definice, není omezena na vodné prostředí Kyselina = donor protonu = Arrheniova kyselina Baze = akceptor protonu H3SQ4+__________H3O+_______________ H2SQ4 H2Q HS04- HO- so,2-________&___________ 7 Proton H+ H+ hydronium H30+ oxonium Grotthusův mechanismus - extrémně rychlý pohyb H+ ve srovnání s jinými kationty H904+ = [H30(H20)3]+ M. Eigen doba života H30+ 1 - 4 ps [H3O(H2O)20]+ Protonace rozpouštědla exothermní H+ + n S -> H(S)n+ AH < 0 8 Vysoká mobilita protonu H+ Proton jumps lA Grotthusův mechanismus Proton se neputuje prostředím Molekuly vody si předávají sousední protony přes H-můstky H \ • o — (g) ■ • • o H ) \ O —H / H I H O \ H Bronsted - Lowryho silné a slabé kyseliny HS04-(aq) + H20 ^ H30+(aq) + S042"(aq) Rovnovážná konstanta disociace protonu = ionizační (disociační) konstanta kyseliny = konstanta kyselosti Kc = [H30+] [SO42-] / [HSO4-] [H20] [H20] ~ 55.6 M Ka = [H30+] [S042] / [HS04] _ [h,Q+ }[SQ_ 2 K = A 'HS04 pKa = -log Ka 10 Síla kyselin HA (aq) + H20 í? H30+(aq) + A"(aq) Síla kyseliny roste Kyselina PKa NH3 35 ROH 15-18 H20 15.57 CF3CH2OH 12.4 PhOH 10.0 NH4+ 9.2 HCN 9.1 CH3COOH 4.75 HF 3.2 H30+ -1.75 HCl -7 HCIO4 -10 NH3 + H20 * H30+(aq) + NH2 (aq) Slabé kyseliny pKa kladné pKa = -log Ka Silné kyseliny pK záporné 11 Síla kyselin a AG Ka = L 3 *L J HA (aq) + H20 ±5 H30+(aq) + A"(aq) Ka = [H30+] [A-] / [HA] pKa = -log K a AG = -RT ln Ka = 2.3 RT pKa pKa AG Slabá kyselina >0 >0 Silná kyselina <0 <0 12 Bronsted - Lowryho silné báze o*-a_>& + O2" H,0 OH OH- NH3+H20 *5 H30+ +NH2 pKa > pKa(H20) 13 Bronsted - Lowryho slabé baze NH3(aq) + H20 ±5 NH4+(aq) + OH" (aq) Rovnovážná konstanta protonace baze vodou = ionizační (disociační) konstanta baze = konstanta bazicity K = [NH4+] [OH- ] / [NH3] [H20] Kb = [NH4+] [OH- ] / [NH3] konstanta bazicity 14 pKb = -log Kb Bronsted - Lowryho slabé baze Methylamin CH3NH2 + H20 ^ CH3NH3+ + OH- = [CHjm;\\PH-\ = 44xl0-, b [CH3NH2] pKb = -logKb 15 Lewisovy kyseliny a zásady Lewisova kyselina - akceptor elektronového páru Lewisova baze - donor elektronového páru R I J= R ^F cn: + b ^w n: b ^ r^' \ R F R F Lewisova baze Lewisova kyselina 16 Konjugovane páry kyselin a baží Slabá kyselina ) Konj ugo váná kyselina H20(1) + H2S04(aq) ±5 H30+(aq) + HS04"(aq) Kyselina Silná kyselina 17 Konjugovane páry kyselin a baží Slabá kyselina Kyselina CN-(aq) + H20 ±5 HCN(aq) + OH"(aq) Bá Konjugovaná kyselina Silná kyselina 18 Acidobazické vlastnosti vody Autoionizace vody KPQ) ^ H+(aq) + OH"(aq) ti-o' O' ^ H~0 1 H _ _ 2 H20(1) i? H30+(aq) + OH"(aq) Voda je amfoterní - chová Kc = [H+] [OH-] / [H20]2 se jako kysela i báze Kw = [H+] [OH-] Kw = iontový součin vody Kw = 1 10-14 M2 [H+] = [OH-] = 1 10"7M v čisté vodě při 25 °C a 101.325 kPa is Stupnice pH a pOH pH = - log [H+] V čisté vodě 1909 S. P. L. Sorensen vaření piva [H+] = l 10"7M pH = -log[l 10-7] pH = 7 [OH-] = l 10"7M pOH = -log[l 10-7] pOH = 7 pH + pOH = - log Kw = 14.00 pH<7 Roztok je kyselý pH = 7 Roztok je neutrálni pH>7 Roztok je bazický Konstanta pro vodné roztoky (Iontový součin vody) 20 pH a pOH stupnice pH pOH [H+]M [OH] M 0 14 1.0 io-14 2 12 0.01 io-12 4 10 0.0001 io-10 6 8 io-6 io-8 8 6 io-8 io-6 10 4 io-10 0.0001 12 2 io-12 0.01 14 0 io-14 1.0 pH a pOH stupnice 10 -14 Acidic u • ..... ^ Neutral Basic ___\___ . Roztok je bazický ii pH 13 Neutralizace H30+(aq) + OH-(aq) -> 2 H20(1) k = 1.4 1011 2 H20(1) -> H30+(aq) + OH"(aq) k = 2.5 10"5 H+ + OH" -> H20 AH = - 56.9 kJ mol"1 H2S04 + 2 KOH -> 2 H20 + K2S04 H3PO4 + 3 NaOH -> 3 H20 + Na3P04 2 HCl + Mg(OH)2 -> 2 H20 + MgCl2 HCl + NaHCO, -> H,0 + NaCl + CO, Ka a Kb konjugovaného páru NH4+(aq) + H20 ±5 H30+ (aq) + NH3(aq) Ka = [H30+] [NH3] / [NH4+] konstanta kyselosti NH4+ NH3(aq) + H20 ±5 NH4+(aq) + OH" (aq) Kb = [NH4+] [OH- ] / [NH3] konstanta bazicity NH3 Kw = [H+] [OH-] iontový součin vody Ka x Kb = [H30+] [NH3] / [NH4+] x [NH4+] [OH" ] / [NH3] = Kw Ka Kb = Kw 24 Ka a Kb konjugovaneho páru Vztah mezi Ka a Kb CH3NH3+^ CH3NH2 + HH CH,NH, + H?0 ^ CH,NH,+ + OH 31,J^3 B,0 ^ H+ + OH- Ka Kb - Kw pKa + pKb = 14 K = [H+][CH3NH2] [ch3nh;] Kb = [CH3NH2] Kw = [OH~][H+] 25 Ka a Kw vody Autoionizace vody 2 H20(1) ±5 H30+(aq) + OH"(aq) Kc = [H30+] [OH-] / [H20]2 Kw = [H30+] [OH-] iontový součin vody pKw=14 Ka= [H30+] [OH-] / [H20] = Kw / [H20] konstanta kyselosti pKa= 15.74 Ka oxonioveho kationtu H30+(aq) + H20(1) ±5 H20(1) + H30+(aq) Kc = [H30+] [H20] / [H30+] [H20] Ka=[H30+][H20]/[H30+] = [H20] pKa = -1.75 pKa kyselin HA (aq) í? H+(aq) + A"(aq) pKa = -log Ka pK a HClt^ C107 -10 HCl ci- - 7 \ k H2SOj H:äO' HSOľ H20 - 3.9 -1,74 ) HXO:í N03- - 1,37 HSOJ so2- + 1,96 i—» H2SO:í H;iPO, HSO:7 H2POr + 1.90 + 2;1G GO O [Fr(H2G)fj]:í| HF [F^(ÜH)(H2ü),]2' F- + 2,46 + 3,18 i—1 öS GO CH:iCOOH [A1(H20)6]3+ C02 + H20 [Ffe(H20)6]2+ H2S CHiCOO-[Al(OH)(H20)s]2+ HC07 [Ffe(H20)sOH]' HS + 4,75 + 4,97 + 6,35 + 6,74 + 6,99 HSO;7 so2.- + 7,20 H2POd" HP02f + 7,21 /} [Zn(H20)6]2+ HC N [Zn(H20)5OH]' CN- + 8,96 + 9,21 NH+ XH3 + 9,25 HC Oj HaOa HPO2- co2-H0:ľ PO:j- + 10,33 + 11,65 + 12,32 HS- s2- + 12,89 OH- OH-o2- + 15,74 +29 Ka Kb - Kw pKa + pKb = 14 Kyselina Konjugovana báze PKa HCIO4 cio4- -10 HCl ci- -7 H30+ H20 -1.75 HF F- 3.2 CH3COOH CH3COO- 4.75 HCN CN- 9.1 NH4+ NH3 9.2 PhOH PhO- 10.0 CF3CH2OH CF3CH20- 12.4 H20 HO- 15.57 ROH RO- 15-18 NH3 NH2- 35 Síla konjug. báze roste 29 pKa vody vázané v komplexech H M- O. Kyselost protonů roste H Table 24.1 The p/Ca of Metal-Bound Water M2+ P*a M2+ P*a Ca2+ 12.7 Co2+ 8.9 Mg2+ 11.8 Zn2+ 8.7 Cd2+ 11.6 Fe2+ 7.2 Mn2+ 10.6 Cu2+ 6.8 Ni2+ 9.4 Be2+ 5.7 30 Reakční rovnováha Reakce je posunuta na stranu slabé kyseliny a báze Silnější kyseliny vytěsňují slabší Silnejší baze vytěsňuji slabší PhOH + F" U PhO- + HF Slabá kys. Slabá báze Silná báze Silná kyselina Rovnováha posunuta doleva CH3COOH +NH3 ±ř CH3COO- + NH4+ Rovnováha posunuta doprava Nivelizující účinek Kyselina Konjugov aná báze PKa HCIO4 cio4- -10 HCl ci- -7 H30+ H20 -1.75 HF F- 3.2 CH3COOH CH3COO- 4.75 HCN CN- 9.1 NH4+ NH3 9.2 PhOH PhO- 10.0 CF3CH2OH CF3CH20- 12.4 H20 HO- 15.57 ROH RO- 15-18 NH3 NH2- 35 Kyseliny silnější než H30+ jsou ve vodě zcela disociovány Báze silnější než HO~ j sou ve vodě zcela protonovány 32 MĎ/e 15/š Actdity and hastcity constants jí 2.Y C ■ Acid K P*; Bas* K h PK* trichloroacetic acid,CCJ.,CO0H 3.0 x JO" 0.H urea, GO(NH2)a L.3 X iH 5í. 4 -' io"' 3.0$ ammonia, NE 1, ].8 X 10"* 4.75 nitrous acid, HNOj 4.3 X IG"H 3.37 trimeThybi itiitie^ (CH d Jš ŕ.5 X ÍO"5 4.19 hydroflugrk ^dd, H H 3.5 X 10"' 3.45 methyl amine, CH-,MH- 3.G X 10"1 vil loiitiicacid.HÜOOH K.B x IĎ" : 3.75 dijnelhyLamiiie, ÍCH J .NH 5.4 X III 3.27 benzoic acid, C..H.-.CÜUH 6.5 x 10"' 4.19 etliylamiiw.CiHjNH; 6.3 x ÍO"1 3.19 acetic add. C] l-COOIt í.a x 10"* 4.75 tric-rliyiamine, (CJI-J.N ].() X ÍO"3 2.99 carbonic acid, H.CO^ 4.3 X lů_J 6.37 hyjiochloroxu. acid, H CIO in \ in* 7.S3 hryKibromou:» a.dd, 1 IbrO 2.0 X tu'"' E.&9 boric acid, BiOHjJ 7.2 x ■::■" 9.14 hydrocyanic acid, HC N 4.9 X ior'D 9.31 phttiol QH OH L3 x 1(1-10 9.69 hyj-ioiodous acid, HIO 2.3 x I0-" 10.64 'Tlie J^nid JCř, IľjIľJ Iiltľ Iľhí Iiľl-ii tuk uhlcd frum jřA', and. ]--£,. vjJľk.?í wLibi iiiurť sigitifiĽdlIL lijjuiri Lliali illreu mU Li> iciíilíiIiLh-kiuiiiJíjik fnwí, UduH Ebr potypr-olk: adds—Jkkg capabfe - Koncentrace hydroxidových iontů je 6.1 10-5 M. Jaká je koncentrace [H30+]? [H30+] [0H-] = 1 io-14m2 [H30+] = 1 10-14 M2/ [oh-] = 1 10-14 M2/ [6 i 10-5 M] = 1.64 10-i° M Koncentrace [H30+] je 5 10-12 M. Jaká je koncentrace [OH-] [H30+] [0H-] = 1 10"14M2 [OH"] = 1 ÍO"14 M2/ [H30+] = 1 10-14 M2/ [5 10-i2] = 2 10"3M 34 pH silných kyselin a baží 0.001 M Kyselina dusičná HN03 -> H+ + N03" [H+] = 0.001 pH = -log[0.001] = 3 0.1 M Hydroxid draselný KOH -> K+ + OH" [OH-] = 0.1 pOH = - log[0.1] =1 pH = 14 - pOH = 13 1 10"9M Kyselina chlorovodíková HCl -> H++ Cl" H20 -^ H+ + OH" [H+] = 1 10-7 35 pH slabých kyselin [HA\ HA ^ H+ + A. [H+] = [A~] [HA] = [HA]0-[H+]*[HA]0 Kjjri " [HA] o [H+] = 4kJhA\ PH = 1/2 PKa - 1/2 log cha 36 HA ±ř H+ + A" Ka = [H+][A-] [HA] pKa=-\og(Ka) Roztok 0.1 M kyseliny mravenčí, Ka = 1.74 10~4 . Jaké je pH ? HCOOH r; H+ + HCOO- HCOOH H+ HCOO- Počáteční 0.1 0 0 Změna -X X X Rovnováha 0.1 -x X X 0.1 4.12 10-3 4.12 10-3 K =_MM_ a [0.1-x] x2=1.7xl0"5 x = 4.12xl0"3 =1.7xlO"4 [0.1-x] «o.l pH = - log(4.12 10"3) = 2.39 x velmi malé pak [HA] = [HA]0 pH = 1/2pKa-1/2logcHA 37 Roztok 0.01 M kyseliny mravenčí HCOOH H+ HCOO- Počáteční 0.01 0 0 Změna -x x x Rovnováha 0.01 -x x x 0.1 1.22 10"3 1.22 10"3 K MM =17xlQ-4 [0.01-x] x2+1.7x10"4 x-1.76x10"6 -b±jb2-4ac -1.7x10"4 ±^1.7x10"4 -4(-1.76x10"6) x = 2a x = 1.22x10"3 2 pH = -log(1.22 10-3) = 2.9 38 Faktory určující sílu kyseliny Disociační energie vazby, D(HA) H+ + e + A- H-A-»H- + A k EA(A) Elektronová afinita, EA(A) — IE(H) ^ — H + A- — H+ ■+ -A" •A + e -» A D(HA) AP(A-) 1 rvtl 1 '~7f~\ s~*-r\ i c^-y\ otTVI c^ 1__1 1 Ih 1 1__1 1 HA i r ionizační energie n, iL/^ri^ H- -► H+ + e AHr AH solvat Protonová afinita AP(A) 1 r H+(aq) + A-(aq) , í Hydratační (solvatační) enthalpie 39 CI Faktory určující sílu kyseliny Me Me-------)--------0 Me H .0 \_/V_> -____ TT+ *BuOH pKa=16 Slabá kyselina = nejvíce přitahuje H+ e—h- o . CH3COOH pKa = 4.75 Cl. ^T /O r cv'f \ CCI3COOH pKa = 0.52 Silná kyselina = nejméně přitahuje H+ 40 Faktory určující sílu kyseliny H O O H OH OH H O pKa = - 2.5 F O pKa = - 12 41 Kyselost roste v periodě doprava Hydridy = sloučeniny prvků s vodíkem S rostoucí elektronegativitou prvku roste kyselost, lepší stabilizace záporného náboje Hydrid H-CH3 H-NH2 H-OH H-F pKa 55 35 15.7 3.2 Kyselost roste NaH = bazicky hydrid: Na+ (aq) + H" (aq) + H20 (1) -► H2 (g) + Na+ (aq) + OH" (aq) HCl = kyselý hydrid: H+ (aq) + Cl" (aq) + H20 (1) -► H30+ (aq) + Cl" (aq) 42 Kyselost roste ve skupině dolů Síla vazby roste HX pKa HX pKa HF 3.2 ROH 15-16 HCl -7 RSH 10 HBr -9 RSeH - HI -9.5 RTeH 7 Kyselost roste 43 Kyslíkaté kyseliny Kyslíkaté nebo oxokyseliny = OH skupiny vázány k elektronegativnímu centrálnímu atomu \ Y_ O -H (0)n Y (OH) m n pKa Síla 0 7 Velmi slabé 1 2 Slabé 2 -3 Silné 3 -8 Velmi silné 44 Kyslíkaté kyseliny (0)n Y (OH)m w • ? -°e e/\ /t° o^° O •Stabilizace aniontů mezomerním efektem (rezonanční struktury) •Rostoucí náboj na Y oxidační číslo centrálního atomu •Snížení nábojové hustoty na O elektronegativita centrálního atomu •Odsávání e. hustoty dalšími O atomy (-1) usnadňují disociaci H+ = zvyšují sílu kyseliny 45 Kyslíkaté kyseliny NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 Si(OH)4 OP(OH)3 02S(OH)2 03C10H Roste síla kyseliny Mn+ - O2" - H M-0 iontová 11.1 r r u a -a \ M-0 kovalentni = silné kyseliny = slabé kyseliny (= hydroxidy) J J 46 Kyslíkaté kyseliny The electrons are unevenly shared between the O and H atoms, forming a polar covalent bond. O H* Electron density is shifted towards the highly electronegative element, Y, facilitating the release of the H+ ion. Faktory určující sílu oxokyselin 1. elektronegativita centrálního atomu 2. oxidační číslo centrálního atomu 47 Elektronegativita centrálního atomu Kyselina Vzorec E-O-H Elnegativita E pKa Chlorná Cl-O-H 3.2 7.53 Bromná Br-O-H 3.0 8.69 Jodná l-O-H 2.7 10.64 Oxidační číslo centrálního atomu Kyselina Vzorec Ox.č. pKa Chloristá O3CI-O-H 7 -10 Chlorečná 02CI-0-H 5 -3 Chloritá OCI-O-H 3 2.00 Chlorná Cl-O-H 1 7.53 49 Kyselost hydratovaných kationtu Kation M-O, Á PKa [AI(H20)6]3+ 1.89 4.9 [Ga(H20)6p+ 1.90 2.6 [ln(H20)6p+ 2.16 3.9 [TI(H20)6p+ 2.23 0.6 Reakce roztoků solí Soli silné kyseliny - silné báze HCl + KOH H20 + KCl H+ + CI" + K+ + OH" ±5 H20 + K+ + Cl- Bez efektu na pH Neutrální Silná kyselina - slabá báze - hydrolýza HNO3 + NH3 NH4+ + N03 NH4+ + H2O^NH3 + H+ Kyselá reakce roztoku pH = 7 - Ví pKb - Vi log c 51 Reakce roztoků solí Silná báze - slabá kyselina - hydrolýza NaOH + HF i? H20 + Na+ + P F- + H20 ±5 HF + OH" Zásaditá reakce roztoku pH = 7 + Vi pKa + Vi log c Slabá báze - slabá kyselina - hydrolýza NH4+ + H20 + F- + H20 ±ř HF + OH" + NH3 + H+ pH = 7 + V2 (pKa - pKb) 52 Pufry = tlumivé roztoky Modelový pufr: 1 M kyseliny octové (HAc) a 1 M octanu sodného (NaAc) v 1 1 roztoku. Přídavek NaAc sníží kyselost roztoku HAc. HAc + H20 ±? Ac- +H30+ Ac- + H20 ±? HAc + HO Funkce pufru 1. Přídavkem H+ se vytvoří nové molekuly HAc 2. Přídavkem OH" se vytvoří nové molekuly Ac 3. pH je konstantní 53 Table 16.4 Typical buffer systems Composition pKa Acid buffers CH ,COOH/CH3C02" 4.74 HNO?/NOľ" 3.37 HCl02/ClÓ2- 2.00 Base buffers NH4"7NH3 9,25 (CH^NH+ACHOjN 9>8l H^ČV/HPCV" 7,21 Pufry Henderson-Hasselbalchova rovnie Slabá kyselina a její sůl pH = pKa + log ([A-] / [HA]) Slabá baze a její sůl pH = pKa + log ([B] / [BH+]) = 14-pKb + log([B]/[BH+]) 54 Výpočty acidobazických rovnováh 1. Iontový součin Kw=[H+][OH"] 2. Disociační konstanta Ka = [H30+] [A"] / [HA] 3. Podmínka elektroneutrality [H30+] = [A"] + [OH"] 4. Látková bilance [HA]0 = [A"] + [HA] Titrace - řízená acidobazická reakce 14- 12- 10- H X 0. Strong base Strong acid Titrace silné kyseliny (HCl) silnou baží (KOH) Bod ekvivalence = stechiometrie reakce dosažena 0 10 20 30 Objem přidaného činidla, cm3 56 Titrace slabé kyseliny silnou baží pH of titrant (strong base) pH = vzniklé soli pH = pKa p H of solution of weak acid 72 pKa-72 log [HA] E Weak £ acid ja Z Objem přidaného činidla, cm: 57 Titrace slabé kyseliny silnou baží HAc + OH" ±5 Ac- + H20 Na počátku titrace : pH = lA pKa - lA log [HA] V polovině titrace v bodě [A-] = [HA], tj. 50% zneutralizováno (slabá kys. + sůl): pH = pKa + log ([A-] / [HA]) pH = pKa V bodě ekvivalence, kde [A~] = 100 [HA] NIKDY [HA] = 0 pH = pKa + log(100/l) = pKa + 2 Indikátory Látky, jejichž kyselina a konjugovaná báze mají rozdílnou barvu Hin + H20 H30+ + In- Fenolftalein pH= 7.0 8.5 9.4 9.8 12.0 59 Fenolftalein OH .0 HO. "O, 2 K "C------O XT "O + 2H O O Bezbarvý Červený 60 Indikátory Barevný přechod pH = pKIN ± 1 Color of p H range of Color of 1 Indicator acid form color change pKt„ base form 1 thymol blue red 1,2 to IS 1,7 yellow yellow 8,0 to 9,6 blue methyl orange red 3,2 to AA 3,4 yellow bromophenol blue yellow 3.0 to 4.6 3.9 blue bromocresol green yellow 3,8 to 5.4 4.7 blue methyl red red 4.8 to 6.0 5,0 yellow bromothymol blue yellow 6.0 to 7.6 7.1 blue litmus red 3,0 to 8,0 6,5 blue phenol red yellow 6,6 to 8,0 7,9 red thymol blue yellow 8,0 to 9,6 8.9 blue Phenolphthalein colorless 8,2 to 10.0 9,1 pink alizarin yellow R yellow 10.1 to 12.0 ll.2 red alizarin red 11,0 to 12.4 ll,7 purple Indikátory Hin + H20 ±5 H30+ + In- KIN = [H30+] [In-] / [Hin] Poznáme barevnou změnu, je-li jedné formy alespoň 10% [H30+] = KIN ([Hin] / [In-]) od 10:1 do 1:10 pH = pKIN ± 1 Titrace silné baze silnou kyselinou pH 14 eqJvaJancB pdtit 0 imethyJ Diange Objem přidaného činidla, cm- 63 Titrace slabé baze silnou kyselinou |iH 14-1 •qutfMm* Objem přidaného činidla, cm- [B] = [BH+] pH = pKa + log ([B] / [BH+]) = 14 - pKb + log ([B] / [BH+]) = 14 - pKb Ekvivalence pH = 14 - pKb + log ([1] / [100]) = 14 - pKb - 2 64 PH------------------ 7: volíme üf add wfcbd wast acid - storg tase vüLnmotackJacUBr! «íong aoů * wear um* PHn vrtrneufactittiítal naafc aäcf - weak hase ujíme of aaa aaec 65 Solvoteorie kyselin a baží ., Lyoniový ion Autoionizace ^/ y^ ^S Lyátový ion 2 NH3 (kapalný) i? NH4+ + NH2" *^ Autoionizační konstanta (jako Kwv vodě) K = [NH4+] [NH2-] = 2 ÍO-33 (při -50 °C) H2SO4(100%) ^H3S04+ + HSO4-K = [H3S04+] [HSO4-] = 1 ÍO"5 (při 25 °C) 66 Solvoteorie kyselin a baží Kyselina = zvyšuje konc. lyoniovéhu iontu, kationtu Báze = zvyšuje konc. lyátového iontu, aniontu 2 NH3 (kapalný) ±ř NH4+ + NH2" Titrace v kapalném NH3 NH4C1 + KNH2 ±ř KCl + 2NH3 kyselina báze sůl rozpouštědlo V NH3 (kapalný) je H Ac silnější kyselina než ve vodě Aprotické solvokysehny a baze Výměna částice rozpouštědla 2 S02 (kapalný) ±ř S02+ + S032" Výměna O2- solvokyselina SOCl2 - báze MgS03 2 BrF3 (kapalný) ±+ BrF2+ + BrF4~ Výměna F" solvokyselina SbF5 68 Superkyseliny 2 HSO3F ±ř H2S03F+ + SO3F- HSO3F + SbF5 ±ř H2S03F + + [SbF5(S03F)]-Magická kyselina Protonace methanu CH4 + H2S03F + ±ř HSO3F + CH5+ 69 Hammetova funkce B + H+ ±+ BH+ B = slabá baze = např. trinitroanilin H0 = pKBH - log [BH] / [B] Kbh = [B] [H+] / [BH] H0 = pH HF H2S04 HSO3F HF + SbF5 HSO3F + SbF5 -11 -12.1 -15 -21.1 Superkyseliny Nejsilnější známá kyselina H(CHBuCln) Velmi malá afinita k protonu Záporný náboj delokalizován na velkém aniontu Halogeny odsávají e-hustotu 71 HSAB = teorie tvrdých a měkkých kyselin a baží Tvrdé kyseliny Ti4+, Cr3+, Fe3+, Co3+ , H+ Tvrdé báze NH3, NH2R, N2H4, H20, OH", O2", ROH, RO", OR2, CO32-, S042", OCIO3-, ci-, F", NO3-, P043", OCOMe Měkké kyseliny Cu+, Ag+, Hg+, Hg2+, Pd2+, Pt2+ Měkké báze H", R", C2H2, C6H6, CN-, CO, SCN-, PR3, P(OR)3, AsR3, SR2, SHR, SR", I- S032- + HF HSO. 72