Jak jsme viděli, může voda při acidobazických (protolytických) rekcích být podle podmínek kyselinou i zásadou. To není výsada pouze vody, ale tímto způsobem mohou reagovat i jiné látky. Podívejme se, jak se bude chovat v různých rozpouštědlech kyselina octová: CH3COOH + H2O ⇔ H3O+ + CH3COO– CH3COOH + NH3 ⇔NH4+ + CH3COO– CH3COOH + H2SO4 ⇔ CH3COOH2+ + HSO4–. První rovnice charakterizuje rozpouštění kyseliny octové ve vodě, kde se kyselina octová chová jako slabá kyselina. V bezvodém kapalném amoniaku (druhá rovnice), který přijímá protony ochotněji než voda, již kyselina octová reaguje jako silná kyselina. Třetí rovnice popisuje chování kyseliny octové v koncentrované kyselině sírové. Vidíme, že v tomto rozpouštědle již kyselina octová reaguje jako báze, neboť kyselina sírová jeví větší snahu odštěpovat protony. Právě popsaných skutečností se využívá v analytické chemii při bezvodých titracích, které slouží ke stanovení velmi slabých kyselin a zásad. Podle toho, jak se jednotlivá rozpouštědla chovají při protolytických reakcích je rozdělujeme na: 1) protogenní, tj. taková, která jsou schopna odštěpit proton a mají tedy výrazné kyselé vlastnosti (např. kyselina sírová, kyselina octová), 2) protofilní, tj. taková, která jsou schopna proton vázat a mají tedy výrazné zásadité vlastnosti (např. amoniak, dimethylformamid), 3) amfiprotní, která jsou schopna proton vázat i odštěpovat (např. voda, alkoholy), 4) aprotická, která se protolyticky neprojevují (např. benzen, chloroform). 3. Lewisova teorie kyselin a zásad našla široké uplatnění v organické chemii. Podle ní jsou kyseliny látky schopné přijmout elektronový pár, zatímco báze jsou látky s volným elektronovým párem, jímž jsou schopny vázat kyselinu. Lewisovy kyseliny jsou elektronově deficitní sloučeniny (AlCl3, BF3, apod.). Lewisovými zásadami jsou například ethery, aminy, anhydridy kyselin. 5.2.4. Disociace vody, pH Součástí přesných měření vodivosti, která provedl Kohlrausch, bylo i měření vodivosti prakticky zcela čisté vody. Přitom bylo zjištěno, že i tato voda má určitou vodivost. To bylo vysvětleno přítomností iontů H+ a OH–, které jsou produkty disociace vody: H2O ⇔ H+ + OH–. Tuto reakci charakterizuje rovnovážná konstanta K: é H + ù × éOH - ù ê úû êë úû . K=ë [ H 2O ]
(5.37.)
Vzorce v hranatých závorkách opět značí rovnovážné molární koncentrace příslušných látek. Disociace vody probíhá ve velmi malé míře, takže se disociací koncentrace nedisociované vody [H2O] prakticky nezmění a lze ji zahrnout do rovnovážné konstanty. Rovnice (5.37.) pak přejde na tvar: KV = K ×[ H 2O ] = éëê H + ùûú × éëêOH - ùûú .
(5.38.)
98
fyzchem.indd 98 98 fyzchem_2014.indd
22.10.2008 22:52:06 6.10.2014 22:26:11 Ukázka elektronické knihy, UID: KOS200933