Kyseliny a zásady majú protikladné účinky, ale úzko spolu súvisia. Chemické vlastnosti týchto látok spočívajú v prenose katiónov vodíka. Kyseliny ho dokážu odovzdať, zásady naopak prijať.

Kyseliny sú zlúčeniny, ktoré vo vodnom roztoku odštepujú katión vodíka a vytvárajú oxóniový katión H3O+. Kyseliny majú rôznu silu, ktorá závisí od ich schopnosti katión vodíka odštiepiť. Podľa toho sa delia na silné, stredne silné a slabé kyseliny. Najväčšiu ochotu odštiepiť katión vodíka preukazujú silné kyseliny.

Do týchto skupín sa kyseliny zaraďujú na základe ich disociačnej konštanty. Označuje sa KA a vychádza z rovnovážnej konštanty. Keďže je však koncentrácia vody taktiež konštantou, môžeme ju presunúť na druhú stranu rovnice. Dostaneme tak disociačnú konštantu, ktorej vzorec je nasledovný:

Súčin koncentrácií produktov predelíme koncentráciou reaktantov. Ak je výsledok KA > 10-2, jedná sa o silnú kyselinu. Ak KA < 10-4, hovoríme o slabej kyseline a ak KA = 10-2 – 10-4 kyselina sa zaraďuje medzi stredne silné kyseliny.

Ak je vodík v kyseline viazaný iónovou, alebo silne polárnou väzbou, hovoríme o silnej kyseline. Pri rozpustení vo vode sa štiepy na H+ a anión zvyšku kyseliny. Uvoľnený katión vodíka zreaguje s molekulou vody za vzniku oxóniového katiónu. Najznámejšími silnými kyselinami sú kyselina chlorovodíková, sírová, alebo dusičná.

Slabé kyseliny majú vodík viazaný málo polárnou kovalentnou väzbou, preto katión vodíka odštepujú ťažko. Najznámejšími príkladmi môžu byť napríklad kyselina citrónová, octová, alebo mravčia.

Zásady boli kedysi v Arheniovej teórii charakterizované ako látky, ktoré sú vo vodných roztokoch schopné odštiepiť OH. Táto teória sa však vyvrátila a dnes je zásady charakterizovaná ako látka, ktorá vo vodných roztokoch dokáže prijať H+. Najsilnejšie zásady sú hydroxidy alkalických kovov, často sa nazývajú aj alkalickými hydroxidmi.

Poznáme aj látky, ktoré sa dokážu správať ako kyseliny, aj ako zásady. Hovoríme im amfotérne látky. To, či sa v reakcii budú správať ako kyselina, alebo ako zásada, závisí od druhého reaktantu. Najjednoduchším príkladom je voda.

V reakcii HNO3 + H2O → H3O+ + NO3 je voda v pozícii zásady, pretože prijíma H+ z kyseliny dusičnej.

No v reakcii NH3 + H2O → NH4+ + OH dokáže H+ prijať nielen voda, ale aj amoniak. Len voda však dokáže H+ aj odštiepiť, preto je v tomto prípade kyselinou.

Pri reakcii si môžete všimnúť, že z pôvodnej kyseliny vznikla zásada a naopak. Tieto dvojice nazývame konjugované páry.

Všetky kyseliny aj zásady vieme zaradiť na svoje miesto podľa kyslosti v pH stupnici. Neutrálne látky majú pH = 7, hodnoty nižšie sú kyslé látky (1-6), vyššie zásadité látky (8-14). Každé celé číslo na tejto stupnici je desaťkrát kyslejšie alebo zásaditejšie ako to pred ním.

Pri látkach určujeme ich pH pomocou iónového súčinu vody. Označuje sa KV a jeho hodnota pri normálnych podmienkach (25°C) je 1×10-14. Koncentrácie H3O+ a OH sú každá 1×10-7 – teda sa rovnajú – a pH = 7. To však môže nastať iba v prípade destilovanej vody. Ak voda nie je destilovaná, vždy musí prevládať buď koncentrácia OH, alebo H3O+.

V kyslom roztoku (pH<7) je koncentrácia H3O+ väčšia, ako koncentrácia OH. Naopak to je v zásaditom roztoku (pH>7). Toto nám môže pomôcť pri určovaní, či je látka kyslá, neutrálna, alebo zásaditá.

Zistiť konkrétne pH je však zložitejšie. Definované je ako záporný dekadický logaritmus rovnovážnej koncentrácie oxóniových katiónov H3O+.

Zjednodušene môžeme povedať, že ak koncentrácia H3O+ = 1×10-5, pH = 5. Keď koncentrácia OH = 1×10-8, musíme si najprv vypočítať, že koncentrácia H3O+ bude 1×10-6 – pH je teda 6.

Existujú látky, ktoré menia svoje sfarbenie podľa zmeny pH. Nazývame ich acidobázické indikátory. V kyslom prostredí sa zafarbí na červeno a mení rôzne farebné odtiene. V zásaditom prostredí sa sfarbí do tmavo-modra.

Výnimkou pri určovaní pH sú soli, pri ktorých ich pH závisí na viacerých faktoch. Kyslosť pri nich určujeme pomocou hydrolýzy solí.

Zdroje:

BELANOVÁ a spol. 2013. Školská encyklopédia biológie, chémie a fyziky. Bratislava. PRÍRODA

Categories: Chémia