1
Kyseliny
Andreas Libau (Libavius)
(1540-1616)
Gerber - příprava z H2SO4 a solí: HNO3, HCl a aqua regia, izolace
kyseliny citronové, octové a vinné
Libavius - příprava HCl a aqua regia (rozpouští Au)
Chemická látka produkovaná na světě v největším množství za rok:
H2SO4
Gerber - Jabir ibn Hayyan
(721-815)
2
Kyseliny
R. Boyle (1627 - 1691): Změny barvy lakmusu
L. Lavoisier (1743-1794) : Oxygenium = 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
3
Arrheniova teorie kyselin a zásad
Svante Arrhenius
(1859-1927)
Kyseliny:
Chutnají kysele
Uvolňují H+ ve vodném roztoku
Reagují 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
4
Červené zelí - změna barvy
Kyselé prostředí Alkalické prostředí
5
Silné a slabé kyseliny podle Arrhenia
Silné kyseliny: zcela ionizované ve vodě (disociace 100%)
HNO3 → H+
(aq) + NO3
-
(aq)
HCl, HNO3, H2SO4, HClO4, HI, HBr, HClO3, HBrO3, .....
Slabé kyseliny : částečně ionizované ve vodě
(0% < disoc. stupeň <100%)
CH3CO2H H+
(aq) + CH3CO2
-
(aq)
Organické kyseliny, H2CO3, H3BO3, H3PO4, H2S, H2SO3, ...
6
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
7
Brønsted - Lowryho kyseliny a zásady
Širší definice, není omezena na vodné prostředí
Kyselina = donor protonu = Arrheniova kyselina
Baze = akceptor protonu
8
Proton H+
H+ hydronium H3O+ oxonium
Grotthusův mechanismus
– extrémně rychlý pohyb H+ ve srovnání s jinými kationty
H9O4
+ = [H3O(H2O)3]+ M. Eigen
doba života H3O+ 1 - 4 ps
[H3O(H2O)20]+
Protonace rozpouštědla (S) je exothermní
H+ + n S → H(S)n
+ ΔH < 0
9
Vysoká mobilita protonu H+
Grotthusův mechanismus
Proton se neputuje prostředím
Molekuly vody si předávají
sousední protony přes H-můstky[H3O]+
10
Bronsted - Lowryho silné a slabé kyseliny
HSO4
- (aq) + H2O H3O+(aq) + SO4
2-(aq)
Rovnovážná konstanta disociace protonu
= ionizační (disociační) konstanta kyseliny
= konstanta kyselosti
KC = [H3O+] [SO4
2-] / [HSO4
-] [H2O] [H2O] ~ 55.6 M
Ka = [H3O+] [SO4
2-] / [HSO4
-] [ ][ ]
[ ]−
−+
=
4
2
43 .
HSO
SOOH
Ka
pKa = −log Ka
voda je reagent i rozpouštědlo
11
Síla kyselin
pKa = −log Ka
−7HCl
3.2HF
−1.75H3O+
15.57H2O
12.4CF3CH2OH
10.0PhOH
9.2NH4
+
9.1HCN
4.75CH3COOH
−10HClO4
15 – 18ROH
35NH3
pKaKyselina
HA (aq) + H2O H3O+(aq) + A-(aq)
Síla
kyseliny
roste
Silné
kyseliny
pKa záporné
[ ][ ]
[ ]HA
AOH
Ka
−+
=
.3
Slabé
kyseliny
pKa kladné
NH3 + H2O H3O+(aq) + NH2
-(aq)
12
Síla kyselin a ΔG
ΔG = −RT ln Ka = 2.3 RT pKa
HA (aq) + H2O H3O+(aq) + A-(aq)
Ka = [H3O+] [A-] / [HA]
pKa = −log Ka
> 1
< 1
Ka ΔGpKa
< 0< 0Silná kyselina
> 0> 0Slabá kyselina
[ ][ ]
[ ]HA
AOH
Ka
−+
=
.3
13
Bronsted - Lowryho silné báze
NH3 + H2O H3O+ + NH2
pKa
(NH3) > pKa(H2O)
CaO + H2O → Ca(OH)2
14
Bronsted - Lowryho slabé baze
NH3(aq) + H2O NH4
+(aq) + OH− (aq)
K = [NH4
+] [OH- ] / [NH3] [H2O]
Kb = [NH4
+] [OH- ] / [NH3] konstanta bazicity
pKb = −log Kb
Rovnovážná konstanta protonace baze vodou
= ionizační (disociační) konstanta baze
= konstanta bazicity
15
Bronsted - Lowryho slabé baze
Methylamin
CH3NH2 + H2O CH3NH3
+ + OH-
4
23
33
104.4
][
]][[ −
−+
== x
NHCH
OHNHCH
Kb
pKb = −logKb
16
Lewisovy kyseliny a zásady
R
N
R
R
+
F
B
FF R
N
R
R F
B
F
F
Lewisova baze Lewisova kyselina
Lewisova kyselina – akceptor elektronového páru
Lewisova baze – donor elektronového páru
17
Bronsted – Lowryho nebo Lewisova kyselina ?
H2SO4
HClO4
H3BO3 + H2O → B(OH)4
− + H+
18
Konjugované páry kyselin a bazí
H2O(l) + H2SO4(aq) H3O+(aq) + HSO4
-(aq)
Silná kyselina Slabá baze
Kyselina Konjugovaná baze
Baze Konjugovaná kyselina
Silná baze Slabá kyselina
Konjugovaný pár kyseliny a baze je svázán výměnou protonu
19
Konjugované páry kyselin a bazí
CN- (aq) + H2O HCN(aq) + OH-(aq)
Báze Konjugovaná kyselina
Slabá báze Silná kyselina
Slabá kyselina Silná báze
Kyselina Konjugovaná báze
20
Acidobazické vlastnosti vody
Voda je amfoterní – chová
se jako kyselina i báze
2 H2O(l) H3O+(aq) + OH-(aq)
Autoionizace vody
Voda je velmi
slabý elektrolyt
H2O(l) H+(aq) + OH-(aq)
KC = [H+][OH-] / [H2O]2
Kw = [H+][OH-] Kw = iontový součin vody
Kw = 1 10-14 M2 [H+] = [OH-] = 1 10-7 M
pKw = 14 v čisté vodě při 25 °C a 101.325 kPa
21
Stupnice pH a pOH
pH = − log [H+]
[OH-] = 1 10-7 M
pOH = − log [1 10-7 ]
pOH = 7
[H+] = 1 10-7 M
pH = − log [1 10-7 ]
pH = 7
V čisté vodě
[H+][OH-] = Kw
pH + pOH = pKW = 14.00
Konstanta pro vodné roztoky
(Iontový součin vody)
pH < 7 Roztok je kyselý
pH = 7 Roztok je neutrální
pH > 7 Roztok je bazický
1909
S. P. L. Sørensen
vaření piva
22
pH a pOH stupnice
pH pOH [H+] M [OH-] M
0 14 1.0 10-14
2 12 0.01 10-12
4 10 0.0001 10-10
6 8 10-6 10-8
8 6 10-8 10-6
10 4 10-10 0.0001
12 2 10-12 0.01
14 0 10-14 1.0
23
pH a pOH stupnice
[H+] [OH-]
pH
Roztok je kyselý Roztok je bazický
10-14
Koncentrace,M
24
Neutralizace
H+ + OH- → H2O ΔH = − 56.9 kJ mol−1
H2SO4 + 2 KOH → 2 H2O + K2SO4
H3PO4 + 3 NaOH → 3 H2O + Na3PO4
2 HCl + Mg(OH)2 → 2 H2O + MgCl2
HCl + NaHCO3 → H2O + NaCl + CO2
H3O+(aq) + OH-(aq) → 2 H2O(l) k = 1.4 1011
2 H2O(l) → H3O+(aq) + OH-(aq) k = 2.5 10−5
25
Ka a Kb konjugovaného páru
NH3(aq) + H2O NH4
+ (aq) + OH- (aq)
Kb = [NH4
+] [OH- ] / [NH3] konstanta bazicity NH3
NH4
+(aq) + H2O H3O+ (aq) + NH3(aq)
Kw = [H+][OH-] iontový součin vody
Ka = [H3O+] [NH3] / [NH4
+] konstanta kyselosti NH4
+
Ka × Kb = [H3O+] [NH3] / [NH4
+] × [NH4
+] [OH- ] / [NH3] = Kw
Ka × Kb = Kw
26
Ka a Kb konjugovaného páru
]][[
][
]][[
][
]][[
23
33
33
23
+−
−+
+
+
=
=
=
HOHK
NHCH
OHNHCH
K
NHCH
NHCHH
K
w
b
a
Vztah mezi Ka a Kb
CH3NH3
+ CH3NH2 + H+
CH3NH2 + H2O CH3NH3
+ + OHH2O
H+ + OHKa
× Kb = Kw
pKa + pKb = 14
27
Ka a Kw vody
Autoionizace vody 2 H2O(l) H3O+(aq) + OH-(aq)
KC = [H3O+] [OH-] / [H2O]2
Kw = [H3O+] [OH-] iontový součin vody
pKw = 14
Ka = [H3O+] [OH-] / [H2O] = Kw / [H2O] konstanta kyselosti
pKa = 15.74
[H2O] = 55.6 mol l−1
Voda je slabá kyselina
28
Ka oxoniového kationtu H3O+(aq)
H3O+(aq) + H2O(l) H2O(l) + H3O+(aq)
KC = [H3O+] [H2O] / [H3O+] [H2O]
Ka = [H3O+] [H2O] / [H3O+] = [H2O] = 55.6 mol l−1
pKa = − 1.75
Oxoniový kation je silná kyselina
29
pKa kyselin
Sílakyselinyroste
HA (aq) H+(aq) + A-(aq)
[ ][ ]
[ ]HA
AOH
Ka
−+
=
.3
pKa = −log Ka
pKa
30
35NH2
−NH3
15 – 18RO−ROH
15.57HO−H2O
12.4CF3CH2O−CF3CH2OH
10.0PhO−PhOH
9.2NH3NH4
+
9.1CN−HCN
4.75CH3COO−CH3COOH
3.2F −HF
−1.75H2OH3O+
−7Cl −HCl
−10ClO4
−HClO4
pKaKonjugovaná
báze
Kyselina
Sílakyselinyroste
Síla
konjug.
báze
roste
Ka × Kb = Kw pKa + pKb = 14
31
Reakční rovnováha
Reakce je posunuta na stranu slabé kyseliny a báze
Silnější kyseliny vytěsňují slabší
Silnější báze vytěsňují slabší
PhOH + F − PhO− + HF
Slabá kys. Slabá báze Silná báze Silná kyselina
Rovnováha posunuta doleva
CH3COOH + NH3 CH3COO− + NH4
+
Rovnováha posunuta doprava
32
Nivelizující účinek vody
Kyseliny silnější než
H3O+ jsou ve vodě
zcela disociovány
Báze silnější než
HO− jsou ve vodě
zcela protonovány35NH2
−NH3
15 – 18RO−ROH
15.57HO−H2O
12.4CF3CH2O−CF3CH2OH
10.0PhO−PhOH
9.2NH3NH4
+
9.1CN−HCN
4.75CH3COO−CH3COOH
3.2F −HF
−1.75H2OH3O+
−7Cl −HCl
−10ClO4
−HClO4
pKaKonjugovaná
báze
Kyselina
33
34
pH silných kyselin a bazí
0.001 M Kyselina dusičná HNO3 → H+ + NO3
[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 10-9 M Kyselina chlorovodíková HCl → H+ + Cl[H+]
= 1x10-9 pH = -log(1x10-9) = 9
H2O → H+ + OH- [H+] = 1 10-7
35
Koncentrace hydroxidových iontů je 6.1 10-5 M. Jaká je koncentrace
[H3O+]?
[H3O+] [OH-] = 1 10-14 M2
[H3O+] = 1 10-14 M2/ [OH-] = 1 10-14 M2/ [6.1 10-5 M]
= 1.64 10-10 M
Koncentrace [H3O+] je 5 10-12 M. Jaká je koncentrace [OH-]
[H3O+] [OH-] = 1 10-14 M2
[OH-] = 1 10-14 M2/ [H3O+] = 1 10-14 M2/ [5 10-12]
= 2 10-3 M
pH + pOH = pKW = − log KW = 14.00
Kw = [H3O+] [OH-]
36
pH slabých kyselin
0
0
2
00
][][
][
][
][][][][
][][
)log(
][
]][[
HAKH
HA
H
K
cHAHHAHA
AH
KpK
HA
AH
K
a
a
HA
aaa
=
=
=≈−=
=
−==
+
+
+
−+
−+
HA H+ + ApH
= ½ pKa − ½ log cHA
Výchozí koncentrace
kyseliny
[H+] velmi malá u
slabých kyselin
pak [HA] = [HA]0
HA H+ + A-
37
HA H+ + A- )log(
][
]][[
aaa KpK
HA
AH
K −==
−+
xx0.1 – xRovnováha
xx– xZměna
000.1Počáteční
HCOO-H+HCOOH
3
52
4
1012.4
107.1
1.0]1.0[107.1
]1.0[
]][[
−
−
−
=
=
≈−=
−
=
xx
xx
xx
x
xx
Ka
4.12 10-34.12 10-30.1
pH = − log(4.12 10-3) = 2.39
Roztok 0.1 M kyseliny mravenčí, Ka = 1.74 10-4 . Jaké je pH ?
HCOOH H+ + HCOOx
velmi malé
pak [HA] = [HA]0
pH = ½ pKa − ½ log cHA
38
xx0.01 – xRovnováha
xx– xZměna
000.01Počáteční
HCOO-H+HCOOH
3
6442
642
4
1022.1
2
)1076.1(4107.1107.1
2
4
1076.1107.1
107.1
]01.0[
]][[
−
−−−
−−
−
=
−−±−
=
−±−
=
−+
=
−
=
xx
xxx
a
acbb
x
xxxx
x
x
xx
Ka
1.22 10-31.22 10-30.01
pH = − log(1.22 10-3) = 2.9
Roztok 0.01 M kyseliny mravenčí
Když x není velmi malé vůči cHA
pak řešíme kvadratickou rovnici
39
Faktory určující sílu kyseliny
Disociační energie vazby, D(HA)
H-A → H· + ·A
Ionizační energie H, IE(H)
H· → H+ + e−
Elektronová afinita A, EA(A)
·A + e− → A–
Protonová afinita A− AP(A)
H+ + A– → HA
Hydratační (solvatační) enthalpie
H+ + n H2O → H+ (aq)
A– + n H2O → A− (aq)
HA
D(HA)
H.
+ A.
IE(H)
H+
+ e + A.
EA(A)
H+
+ A-
AP(A-
)
H+
(aq) + A-
(aq)
ΔH solvatΔHr
HA + H2O H+ (aq) + A- (aq) ΔHr
40
Faktory určující sílu kyseliny
C C
O
OH
H
H
C C
O
OCl
Cl
Cl
H+
Me C
Me
Me
O
tBuOH pKa = 16
Slabá kyselina
Nejvíce záporného náboje na O
= nejvíce přitahuje H+
CH3COOH pKa = 4.75
CCl3COOH pKa = 0.52
Silná kyselina
= nejméně přitahuje H+
41
Faktory určující sílu kyseliny
H C
H
H
S
O
OH
O
F C
F
F
S
O
OH
O
pKa = - 2.5 pKa = - 12
42
Kyselost roste v periodě doprava
Hydridy = sloučeniny prvků s vodíkem
S rostoucí elektronegativitou prvku roste kyselost, lepší
stabilizace záporného náboje
NaH = bazický hydrid:
Na+ (aq) + H- (aq) + H2O (l) → H2 (g) + Na+ (aq) + OH- (aq)
HCl = kyselý hydrid:
H+ (aq) + Cl- (aq) + H2O (l) → H3O+ (aq) + Cl- (aq)
3.215.73555pKa
H-FH-OHH-NH2H-CH3Hydrid
Kyselost roste
43
Kyselost roste ve skupině dolů
-RSeH−9HBr
7RTeH−9.5HI
10RSH−7HCl
15-16ROH3.2HF
pKaHXpKaHX
Kyselost
roste
Síla vazby
roste
44
Kyslíkaté kyseliny
Kyslíkaté nebo oxokyseliny = OH skupiny vázány k
elektronegativnímu centrálnímu atomu
Silné−32
Velmi silné−83
Slabé21
Velmi slabé70
SílapKan
(O)n Y (OH)m
Kyselost roste
45
Kyslíkaté kyseliny
(O)n Y (OH)m
•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 (-I)
usnadňují disociaci H+ = zvyšují sílu kyseliny
Y O
O
Y
O O
Y
O
O
O
Y
O
O
O
Kyselost roste
46
Oxidační číslo centrálního atomu
−107O3Cl-O-HChloristá
−35O2Cl-O-HChlorečná
7.531Cl-O-HChlorná
2.003O Cl-O-HChloritá
pKaOx.č.VzorecKyselina
47
Elektronegativita centrálního atomu
10.642.7I-O-HJodná
8.693.0Br-O-HBromná
7.533.2Cl-O-HChlorná
pKaElnegativita
E
Vzorec
E-O-H
Kyselina
48
Kyslíkaté kyseliny
M-O iontová
= slabé kyseliny (= hydroxidy)
NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 Si(OH)4 OP(OH)3 O2S(OH)2 O3ClOH
Mn+ - O2- - H
M-O kovalentní = silné kyseliny
Roste síla kyseliny
49
Kyslíkaté kyseliny
1. elektronegativita centrálního atomu
2. oxidační číslo centrálního atomu
Faktory určující sílu oxokyselin
50
pKa vody vázané v komplexech
M O
H
H Kyselost protonů roste
Při zmenšujícím
se iontovém
poloměru
51
Kyselost hydratovaných kationtů
0.62.23[Tl(H2O)6]3+
3.92.16[In(H2O)6]3+
2.61.90[Ga(H2O)6]3+
4.91.89[Al(H2O)6]3+
pKaM-O, ÅKation
52
Reakce roztoků solí
Soli silné kyseliny – silné báze
HCl + KOH H2O + KCl
H+ + Cl- + K+ + OH- H2O + K+ + ClBez
efektu na pH
Neutrální
Silná kyselina – slabá báze - hydrolýza
HNO3 + NH3 NH4
+ + NO3
-
NH4
+ + H2O NH3 + H+ Kyselá reakce roztoku
pH = 7 − ½ pKb − ½ log c
53
Reakce roztoků solí
NaOH + HF H2O + Na+ + FF-
+ H2O HF + OHZásaditá
reakce roztoku
NH4
+ + H2O + F- + H2O HF + OH- + NH3 + H+
Silná báze – slabá kyselina - hydrolýza
Slabá báze – slabá kyselina - hydrolýza
pH = 7 + ½ (pKa − pKb)
pH = 7 + ½ pKa + ½ log c
54
Pufry = tlumivé roztoky
Modelový pufr: 1 M kyseliny octové (HAc) a 1 M octanu
sodného (NaAc) v 1 l roztoku. Přídavek NaAc sníží kyselost
roztoku HAc.
HAc + H2O Ac− + H3O+
Ac− + H2O HAc + HO−
Funkce pufru = udržet konstantní pH
1. Přídavkem H+ se vytvoří nové molekuly HAc
2. Přídavkem OH− se vytvoří nové molekuly Ac−
3. pH je konstantní
55
Pufry
Slabá kyselina a její sůl
pH = pKa + log ([A−] / [HA])
Henderson-Hasselbalchova rovnie
Slabá baze a její sůl
pH = pKa + log ([B] / [BH+])
= 14 − pKb + log ([B] / [BH+])
56
Výpočty acidobazických rovnováh
1. Iontový součin Kw = [H+][OH-]
2. Disociační konstanta Ka = [H3O+] [A-] / [HA]
3. Podmínka elektroneutrality [H3O+] = [A-] + [OH-]
4. Látková bilance [HA]0 = [A-] + [HA]
57
Titrace – řízená acidobazická reakce
Objem přidaného činidla, cm3
Bod ekvivalence
= stechiometrie reakce dosažena
Titrace silné kyseliny (HCl)
silnou bazí (KOH)
58
Titrace slabé kyseliny silnou bazí
Objem přidaného činidla, cm3
pH = ½ pKa − ½ log [HA]
pH = pKa
pH = vzniklé soli
59
Titrace slabé kyseliny silnou bazí
HAc + OH- Ac− + H2O
Na počátku titrace : pH = ½ pKa − ½ 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 / 1) = pKa + 2
60
Indikátory
Látky, jejichž kyselina a konjugovaná báze mají rozdílnou
barvu
Fenolftalein
pH = 7.0 8.5 9.4 9.8 12.0
HIn + H2O H3O+ + In-
61
Fenolftalein
C O
O
C -
O
O
OH O
HO -
O
- 2 H+
+ 2 H+
Bezbarvý Červený
62
IndikátoryFFMOlakmus
0
7
14
pH
Barevný přechod
pH = pKIN ± 1
63
Indikátory
HIn + H2O H3O+ + InKIN
= [H3O+] [In−] / [HIn]
Poznáme barevnou změnu, je-li jedné formy alespoň 10%
[H3O+] = KIN ([HIn] / [In−] ) od 10:1 do 1:10
pH = pKIN ± 1
64
Titrace silné baze silnou kyselinou
Objem přidaného činidla, cm3
65
Titrace slabé baze silnou kyselinou
[B] = [BH+] pH = pKa + log ([B] / [BH+])
= 14 − pKb + log ([B] / [BH+]) = 14 − pKb
Ekvivalence pH = 14 − pKb + log ([1] / [100]) = 14 − pKb − 2
Objem přidaného činidla, cm3
66
67
Solvoteorie kyselin a bazí
2 NH3 (kapalný) NH4
+ + NH2
Autoionizační
konstanta (jako Kw v vodě)
K = [NH4
+] [NH2
-] = 2 10-33 (při −50 °C)
H2SO4 (100%) H3SO4
+ + HSO4
K
= [H3SO4
+] [HSO4
-] = 1 10-5 (při 25 °C)
Autoionizace
Lyoniový ion
Lyátový ion
68
Solvoteorie kyselin a bazí
Kyselina = zvyšuje konc. lyoniovéhu iontu, kationtu
Báze = zvyšuje konc. lyátového iontu, aniontu
2 NH3 (kapalný) NH4
+ + NH2
Titrace
v kapalném NH3
NH4Cl + KNH2 KCl + 2 NH3
kyselina báze sůl rozpouštědlo
V kapalném NH3 je HAc silnější kyselina než ve vodě
69
Aprotické solvokyseliny a baze
Výměna částice rozpouštědla
2 SO2 (kapalný) SO2+ + SO3
2Výměna
O2- solvokyselina SOCl2 - báze MgSO3
2 BrF3 (kapalný) BrF2
+ + BrF4
Výměna
F- solvokyselina SbF5
70
Superkyseliny
2 HSO3F H2SO3F + + SO3FHSO3F
+ SbF5 H2SO3F + + [SbF5(SO3F)]Magická
kyselina
Protonace methanu
CH4 + H2SO3F + HSO3F + CH5
+
71
Hammetova funkce
B + H+ BH+ B = slabá baze = např. trinitroanilin
H0 = pKBH – log [BH] / [B]
KBH = [B] [H+] / [BH]
H0 = pH
HF -11
H2SO4 -12.1
HSO3F -15
HF + SbF5 -21.1
HSO3F + SbF5 -26.5
72
Superkyseliny
Nejsilnější známá kyselina H(CHB11Cl11)
Velmi malá afinita k protonu
Záporný náboj delokalizován na velkém aniontu
Halogeny odsávají e-hustotu
73
HSAB = teorie tvrdých a měkkých kyselin a bazí
Tvrdé kyseliny
Ti4+, Cr3+, Fe3+, Co3+ , H+
Měkké kyseliny
Cu+, Ag+, Hg+, Hg2+, Pd2+, Pt2+
Tvrdé báze
NH3, NH2R, N2H4, H2O,
OH-, O2-, ROH, RO-, OR2,
CO3
2-, SO4
2-, OClO3
-, Cl-,
F-, NO3
-, PO4
3-, OCOMe
Měkké báze
H-, R-, C2H2, C6H6,
CN-, CO, SCN-, PR3,
P(OR)3, AsR3, SR2,
SHR, SR-, I-