Acidobazické reakce

Voda, autoprotolýza a stupnice pH

Všechno, co v tomhle tématu přijde — teorie, konjugované páry, síla kyselin, hydrolýza — se odehrává ve vodě. A voda není jen prostředí: je to reaktant, který sám umí být kyselinou i zásadou. Bez čtyř čísel z této kapitoly se nedá číst nic dalšího.

Co je acidobazická reakce

Acidobazická reakce (z latinského acidum = kyselina a basis = zásada) je v dnešním, Brønstedově pojetí přenos protonu H⁺ z jedné částice na druhou. Nic víc. Žádné elektrony se nepřesouvají (to by byla redoxní reakce), žádná sraženina nemusí vznikat. Jedna částice proton dá, druhá ho vezme. Říká se jí také protolytická reakce nebo protolýza.

Proton H⁺ je holé jádro vodíku — částice tak malá a s tak koncentrovaným nábojem, že ve vodě nikdy neexistuje sama. Okamžitě se naváže na volný elektronový pár molekuly vody a vznikne oxoniový kation H₃O⁺. Když v rovnicích píšeme zkráceně „H⁺“, myslíme vždy H₃O⁺; obojí je u maturity přípustné, ale musíte vědět, co za tím je.

Autoprotolýza vody

Voda reaguje sama se sebou. Jedna molekula se chová jako kyselina a odevzdá proton, druhá jako zásada a proton přijme:

H₂O + H₂O ⇌ H₃O⁺ + OH⁻

V čisté vodě vzniká z každé rozpadlé molekuly jeden H₃O⁺ a jeden OH⁻, takže [H₃O⁺] = [OH⁻] = √(10⁻¹⁴) = 10⁻⁷ mol·dm⁻³. To je jedna disociovaná molekula z půl miliardy. A přesto tenhle nepatrný součin řídí veškerou chemii roztoků: ať do vody přidáte cokoli, součin [H₃O⁺]·[OH⁻] zůstane 10⁻¹⁴. Zvednete jedno, druhé klesne.

pH a pOH

Koncentrace H₃O⁺ v běžných roztocích se pohybují od 1 do 10⁻¹⁴ mol·dm⁻³ — čtrnáct řádů. S takovými čísly se nedá pracovat, proto Søren Sørensen v roce 1909 zavedl logaritmickou stupnici:

pH = −log [H₃O⁺]     pOH = −log [OH⁻]     pH + pOH = 14  (25 °C)

Poslední vztah je jen zlogaritmovaný iontový součin: −log(10⁻¹⁴) = 14. Operátor „p“ znamená vždy totéž — záporný dekadický logaritmus. Uvidíte ho ještě u pK_a, pK_b i pK_w.

Stupnici 0–14 berte jako zvyk, ne jako zákon. Koncentrovaná HCl (12 mol·dm⁻³) má pH ≈ −1, nasycený NaOH pH ≈ 15. Jen se s tím běžně nepracuje.

Neutrální neznamená vždycky pH 7

Autoprotolýza je endotermická (ΔH ≈ +56 kJ·mol⁻¹) — rozbíjí se při ní vazba O–H. Podle Le Chatelierova principu ji zahřátí podpoří, takže K_w s teplotou roste. Při 50 °C je K_w ≈ 5,5·10⁻¹⁴ a čistá voda má pH ≈ 6,6. Je stále dokonale neutrální — [H₃O⁺] = [OH⁻] — jen ta hodnota není 7. Hodnota 7 je tedy vlastnost 25 °C, ne definice neutrality. Definice neutrality zní: [H₃O⁺] = [OH⁻].

Acidobazické indikátory

Indikátor je látka, která mění barvu podle pH. Chemicky je to slabá organická kyselina (nebo zásada), jejíž kyselá forma HInd má jinou barvu než forma zásaditá Ind⁻:

HInd ⇌ H⁺ + Ind⁻   (barva 1 ⇌ barva 2)

Když do roztoku přidáte kyselinu, rovnováha se posune doleva a převládne barva HInd. Přidáte-li zásadu, OH⁻ odebere protony a převládne Ind⁻. Přechod není skokový: oko rozliší změnu, když je jedné formy asi 10× víc než druhé, takže přechodová oblast má šířku zhruba 2 jednotek pH a leží kolem pK_a indikátoru. Proto má každý indikátor své vlastní rozmezí a proto lakmus nepozná rozdíl mezi pH 2 a pH 4 — v obou je prostě červený.

Kyselina a zásada ve třech teoriích

Slovo „kyselina“ má tři různě široké definice a u maturity musíte umět všechny tři — včetně toho, kde která selhává. Nejsou to soupeři, jsou to soustředné kruhy: každá další teorie tu předchozí obsahuje a přidává něco, co ta předchozí nevysvětlila.

Arrheniova teorie (1887)

Svante Arrhenius jako první pochopil, že roztoky vedou proud proto, že jsou v nich ionty. Kyseliny a zásady definoval podle toho, jaké ionty ve vodě uvolňují:

Z definice plyne i pojem neutralizace: kyselina a zásada se navzájem ruší, protože H⁺ a OH⁻ dají vodu. Zbytek (sůl) je jen divák:

H⁺ + OH⁻ → H₂O   (iontově)     HCl + NaOH → NaCl + H₂O   (molekulově)

Brønstedova–Lowryho teorie (1923)

Dán Johannes Brønsted a Angličan Thomas Lowry nezávisle na sobě přesunuli pozornost z látky na děj. Kyselost není vlastnost, kterou látka má; je to role, kterou hraje v konkrétní reakci:

Tahle změna má čtyři důsledky, které tvoří celý zbytek tématu:

• Kyselinou i zásadou může být ion. NH₄⁺ je kyselina, CO₃²⁻ je zásada. Tím se vysvětlí kyselé a zásadité soli.
• Rozpouštědlo je reaktant. Když HCl „disociuje“, ve skutečnosti předává proton vodě: HCl + H₂O → H₃O⁺ + Cl⁻. Voda je tu zásada.
• Každá kyselina má svou konjugovanou zásadu — částici, která z ní zbyde po odevzdání protonu. To je téma kapitoly 2.
• Síla je relativní. Kyselina je silná nebo slabá jen vůči nějaké zásadě. Kyselina octová je ve vodě slabá, v kapalném amoniaku silná — NH₃ je ochotnější akceptor protonu než H₂O.

Lewisova teorie (1923)

Gilbert Lewis se ve stejném roce zeptal jinak: co se při reakci děje s elektrony? Když H⁺ přijímá proton od kyseliny, ve skutečnosti se proton naváže na volný elektronový pár zásady. Proton je jen jeden z mnoha možných akceptorů elektronového páru:

Lewisova teorie je nejobecnější. Zahrnuje vše, co uměl Brønsted (každý akceptor protonu má volný pár), a navíc:

Praktický dopad: každý vznik komplexu je Lewisova acidobazická reakce (centrální atom = kyselina, ligand = zásada), reakce CaO + SO₃ → CaSO₄ je neutralizace bez jediného protonu a Friedel–Craftsova alkylace v organice běží díky Lewisově kyselině AlCl₃.

Tři teorie vedle sebe

Konjugovaný pár, konjugovaná kyselina a konjugovaná báze

Když kyselina odevzdá proton, něco z ní zbyde — a to něco umí proton zase přijmout. Kyselina a její „zbytek“ tvoří dvojici, která je klíčem ke všemu, co následuje: k porovnávání síly, k předpovídání směru reakcí i k hydrolýze solí.

Definice a značení

Protože volný proton ve vodě neexistuje, každá skutečná protolytická reakce spojuje dva konjugované páry: kyselina jednoho páru předá proton bázi druhého páru. Značí se to indexy 1 a 2:

kyselina 1 + báze 2 ⇌ báze 1 + kyselina 2

CH₃COOH + H₂O ⇌ CH₃COO⁻ + H₃O⁺   pár 1: CH₃COOH/CH₃COO⁻, pár 2: H₃O⁺/H₂O

Všimněte si toho, co bývá u maturity chyták: na pravé straně je také kyselina i zásada. Zpětná reakce je také protolýza — H₃O⁺ (kyselina 2) předává proton octanovému aniontu (báze 1). Proto je rovnice napsaná s obousměrnou šipkou.

Konjugovaná kyselina a konjugovaná báze — jak je najít

Postup je mechanický a funguje vždy:

• Konjugovaná báze = zadaná částice minus H⁺. Ubude jeden vodík, náboj klesne o jedna (o jeden kladný méně, nebo o jeden záporný víc).
• Konjugovaná kyselina = zadaná částice plus H⁺. Přibude jeden vodík, náboj vzroste o jedna.

Čím silnější kyselina, tím slabší její konjugovaná báze

Tohle je nejdůležitější věta kapitoly. Silná kyselina proton odevzdává ochotně — což znamená, že její konjugovaná báze ho zpátky bere neochotně. HCl je silná kyselina, a proto je Cl⁻ tak slabá báze, že se ve vodě vůbec nehydrolyzuje. HCN je slabá kyselina, a proto je CN⁻ znatelná báze (roztok kyanidu má pH 11).

Kvantitativně to vyjadřuje vztah, který odvodíme v kapitole 3:

K_a(kyselina) · K_b(konjugovaná báze) = K_w = 10⁻¹⁴    ⇔    pK_a + pK_b = 14

Nepleťte si to ale s tvrzením „slabá kyselina má silnou konjugovanou bázi“. Octan je slabá báze (pK_b 9,24) — jen silnější než chlorid. Opravdu silnou konjugovanou bázi mají jen extrémně slabé kyseliny: NH₃ (pK_a ≈ 35) má konjugovanou bázi NH₂⁻, která ve vodě okamžitě odtrhne proton.

Amfolyty — částice, které umí obojí

Nejdůležitější amfolyt je voda (vůči HCl báze, vůči NH₃ kyselina — a sama se sebou obojí, viz autoprotolýza). Dále všechny anionty vícesytných kyselin, které ještě mají vodík: HCO₃⁻, HSO₄⁻, H₂PO₄⁻, HPO₄²⁻, HS⁻, HSO₃⁻. A aminokyseliny, které mají kyselou skupinu COOH i zásaditou NH₂ v jedné molekule — v roztoku existují jako obojetné ionty ⁺H₃N–CHR–COO⁻.

HCO₃⁻ + H₃O⁺ → H₂CO₃ + H₂O  (HCO₃⁻ jako báze)
HCO₃⁻ + OH⁻ → CO₃²⁻ + H₂O  (HCO₃⁻ jako kyselina)

Síla kyselin a zásad: disociační konstanty

„Silná“ a „slabá“ nejsou dojmy, ale čísla. Konstanta acidity říká, jaká část kyseliny ve vodě skutečně odevzdá proton — a její logaritmus, pK_a, je nejužitečnější číslo celého tématu. Kdo umí číst pK_a, umí předpovědět každou acidobazickou reakci.

Silné a slabé elektrolyty — stupeň disociace

Silná kyselina předá proton vodě prakticky úplně; slabá jen z malé části a ustaví se rovnováha. Míru vyjadřuje stupeň disociace α — podíl molekul, které se rozpadly:

α = n(disociovaných) / n(celkem)    silná: α ≈ 1 (100 %); slabá: α ≪ 1

Konstanta acidity K_a

Pro slabou kyselinu HA napíšeme protolýzu s vodou a její rovnovážnou konstantu. Voda se do výrazu nepíše (je jí konstantní nadbytek):

Čtení hodnot: čím větší K_a, tím silnější kyselina — a protože pK_a je záporný logaritmus, čím menší pK_a, tím silnější kyselina. Rozdíl jedné jednotky pK_a = desetinásobný rozdíl v K_a. Kyselina octová (4,76) je proti kyanovodíku (9,21) zhruba 30 000× silnější.

Konstanta bazicity K_b

Náhoda, která stojí za zapamatování: amoniak jako báze (pK_b 4,75) je číselně skoro přesně stejně „slabý“ jako kyselina octová jako kyselina (pK_a 4,76). Proto má roztok octanu amonného pH prakticky 7.

Vztah K_a·K_b = K_w pro konjugovaný pár

Vezměme pár CH₃COOH/CH₃COO⁻ a vynásobme konstantu kyseliny konstantou její konjugované báze. Skoro všechno se vykrátí:

K_a·K_b = [H₃O⁺][CH₃COO⁻]/[CH₃COOH] · [CH₃COOH][OH⁻]/[CH₃COO⁻] = [H₃O⁺]·[OH⁻] = K_w

K_a · K_b = 10⁻¹⁴      pK_a + pK_b = 14   (25 °C, konjugovaný pár)

Důsledek: stačí jedna tabulka. Když znáte pK_a kyseliny, znáte i pK_b její konjugované báze — a naopak. Proto se dnes bazicita aminů často udává jako pK_a jejich konjugované kyseliny (methylamin: pK_b 3,36 ⇔ pK_a(CH₃NH₃⁺) 10,64).

Vícesytné kyseliny: K_a1 ≫ K_a2 ≫ K_a3

Kyselina s více odštěpitelnými protony je odevzdává postupně a každý další jde hůř — odtrhnout proton od záporně nabitého aniontu je těžší než od neutrální molekuly. Konstanty klesají zhruba o 5 řádů na každý stupeň:

Praktický důsledek: pH roztoku H₃PO₄ určuje prakticky jen první stupeň; a „H₂SO₄ je silná“ platí jen pro první proton — hydrogensíran je už jen středně silná kyselina.

Síla není koncentrace a není to ani pH

Pro slabou kyselinu navíc platí Ostwaldův zřeďovací zákon: čím zředěnější roztok, tím větší stupeň disociace (rovnováha se posouvá k iontům, protože jich je v objemu míň). Pro malá α platí přibližně:

K_a = α²·c / (1 − α) ≈ α²·c   →   α ≈ √(K_a/c)

Kyselina octová je v 0,1 M roztoku disociovaná z 1,3 %, v 0,001 M už z 13 %. Konstanta K_a je přitom v obou případech stejná — proto se síla měří konstantou, ne stupněm disociace.

Proč je jedna kyselina silnější než druhá

Tabulku pK_a se nemusíte učit zpaměti, když rozumíte tomu, co ji tvoří. Za každým číslem stojí jediná otázka: jak stabilní je částice, která zbyde po odchodu protonu? Čím ochotněji anion nese záporný náboj, tím silnější je kyselina. Zbytek jsou konkrétní mechanismy, jak se ten náboj dá stabilizovat.

Jediné pravidlo, ze kterého plyne všechno

Anorganické kyseliny I — binární (bezkyslíkaté)

Ve skupině (HF → HCl → HBr → HI) roste síla směrem dolů. Rozhoduje velikost atomu: vazba H–X se prodlužuje a slábne (H–F 567, H–Cl 431, H–Br 366, H–I 299 kJ·mol⁻¹) a velký anion I⁻ rozprostře náboj na velký objem. HF je jediný slabý halogenovodík (pK_a 3,17), HCl, HBr a HI jsou silné. Stejně H₂O < H₂S < H₂Se < H₂Te.

V periodě (CH₄ → NH₃ → H₂O → HF) roste síla doprava. Atomy jsou podobně velké, a tak rozhoduje elektronegativita: fluor unese záporný náboj nejlépe, uhlík nejhůř. Methan má pK_a ≈ 50 — prakticky žádnou kyselost.

Anorganické kyseliny II — oxokyseliny

U oxokyselin se vodík odštěpuje vždy z vazby O–H. Sílu určují dvě věci:

1. Počet kyslíků bez vodíku na centrálním atomu (Paulingovo pravidlo): každý takový kyslík odsává elektrony z vazby O–H a po odchodu protonu pomáhá rozprostřít náboj aniontu rezonancí. Každý navíc posune pK_a zhruba o 5 jednotek dolů: HClO (7,5) < HClO₂ (1,9) < HClO₃ (≈ −1) < HClO₄ (≈ −10). Stejně HNO₂ (3,25) < HNO₃ (−1,4) a H₂SO₃ (1,8) < H₂SO₄ (−3). Vyšší oxidační číslo centrálního atomu = silnější kyselina.
2. Elektronegativita centrálního atomu při stejném počtu kyslíků: HClO (7,5) > HBrO (8,6) > HIO (10,6); HClO₄ > HBrO₄ > HIO₄.

HClO₄ ≈ HI > HBr > HCl ≈ H₂SO₄ > HNO₃ > HSO₄⁻ > H₃PO₄ > HF > HNO₂ > H₂CO₃ > H₂S > HClO > HCN > H₃BO₃

Organické kyseliny — karboxylové, fenoly, alkoholy, thioly

Organické kyseliny jsou (až na výjimky) slabé, ale rozdíly mezi nimi sahají přes 12 řádů a dají se přesně vysvětlit strukturou:

Substituenty jsou nejčastější zkouškové téma. Induktivní efekt se přenáší σ vazbami: elektronegativní substituent (halogen, NO₂, C=O) elektrony odtahuje (−I) → anion stabilnější → kyselina silnější. Alkyl elektrony tlačí (+I) → kyselina slabší; proto HCOOH (3,75) > CH₃COOH (4,76). Efekt rychle slábne se vzdáleností — chlor na α-uhlíku zesílí kyselinu 100×, na γ-uhlíku už jen 2×. Sčítá se: každý další chlor přidá zhruba řád (4,76 → 2,87 → 1,35 → 0,66). Fluor má −I efekt největší (FCH₂COOH 2,59 < ClCH₂COOH 2,87).

Mezomerní (konjugační) efekt se přenáší π systémem, tedy jen u aromátů a konjugovaných systémů: skupina −M (NO₂, CN, CHO) odsává elektrony z jádra a fenol zesílí, skupina +M (OCH₃, NH₂, alkyl slabě) do jádra elektrony dodává a fenol zeslabí.

Anorganické báze — hydroxidy, amoniak, oxidy

Hydroxidy alkalických kovů (NaOH, KOH) jsou silné: jsou to iontové krystaly, OH⁻ v nich už je hotový, rozpuštění je jen uvolní. Totéž Ca(OH)₂, Sr(OH)₂, Ba(OH)₂ — jsou silné, jen Ca(OH)₂ je málo rozpustný (proto má vápenná voda pH jen ≈ 12,4; to je omezení rozpustností, ne slabostí). Amoniak je slabá báze (pK_b 4,75): OH⁻ si musí vyrobit reakcí s vodou a rovnováha leží vlevo. Ještě slabší jsou hydrazin (5,9) a hydroxylamin (8,0) — druhý heteroatom odsává elektrony z dusíku.

Oxidy: oxidy kovů jsou zásadotvorné (Na₂O + H₂O → 2 NaOH; CaO + H₂O → Ca(OH)₂), oxidy nekovů kyselinotvorné (SO₃ + H₂O → H₂SO₄; CO₂ + H₂O → H₂CO₃; P₄O₁₀ → H₃PO₄). Oxidy a hydroxidy kovů uprostřed (Al, Zn, Cr, Pb, Sn, Be) jsou amfoterní — reagují s kyselinou i se zásadou (kapitola 5). Zásaditost roste ve skupině dolů (LiOH < NaOH < KOH; Be(OH)₂ amfoterní, Ba(OH)₂ silná) a klesá s rostoucím oxidačním číslem (CrO zásaditý, Cr₂O₃ amfoterní, CrO₃ kyselinotvorný).

Organické báze — aminy, amidy, heterocykly

Bazicita organických dusíkatých látek stojí na dostupnosti volného elektronového páru na dusíku:

• Alifatické aminy jsou silnější než NH₃ — alkyly tlačí elektrony na dusík (+I): methylamin pK_b 3,36, dimethylamin 3,27. Ale trimethylamin 4,19 je slabší než dimethylamin: jeho kation (CH₃)₃NH⁺ má jen jeden vodík, kterým se může vázat k molekulám vody, a je proto hůř solvatovaný (stabilizovaný); navíc tři methyly stericky brání přístupu. V plynné fázi, bez vody, pořadí platí „čistě“: terciární > sekundární > primární.
• Aromatické aminy jsou mnohem slabší — anilin pK_b 9,40. Volný pár dusíku je delokalizovaný do benzenového jádra (+M efekt do kruhu) a „není doma“, když ho přijde proton hledat. Substituent −M (NO₂) anilin zeslabí ještě víc, +M (OCH₃) mírně zesílí.
• Heterocykly: pyridin (8,75) má pár v sp² orbitalu, který je blíž k jádru a méně ochotný; pyrrol není bazický vůbec (pár je součástí aromatického sextetu); imidazol (7,05) je báze v histidinu a pufruje kolem pH 7.
• Amidy jsou prakticky nebazické (acetamid pK_b ≈ 14,5; močovina 13,8): volný pár dusíku je v konjugaci s karbonylem C=O. Proto peptidová vazba nereaguje s kyselinami jako amin.
• Guanidin je naopak jedna z nejsilnějších organických bází (pK_b ≈ 0,4): jeho kation má kladný náboj rozložený rezonancí přes tři dusíky. Proto je arginin v bílkovinách vždy protonovaný.

amidy ≪ anilin < pyridin < NH₃ < trimethylamin < methylamin ≈ dimethylamin ≪ guanidin

Předpovídání průběhu acidobazických reakcí

Smícháte dvě látky. Proběhne něco? A kterým směrem? Na obě otázky odpovídá jediné pravidlo a jediná tabulka — ta s pK_a. Všechno ostatní v této kapitole (neutralizace, vytěsňování, šumění sody, amfoterní hydroxidy) jsou jen zvláštní případy tohoto pravidla.

Pravidlo: proton jde od silnější kyseliny k silnější bázi

Vzorec je jen zapsané pravidlo: čím větší rozdíl pK_a ve prospěch levé kyseliny, tím větší K a tím úplněji reakce proběhne. Praktická stupnice:

Příklad: HCl (pK_a −7) + CH₃COO⁻. Vpravo by vznikla CH₃COOH (4,76): ΔpK_a = 4,76 − (−7) = 11,8 → K ≈ 10¹² → HCl octan úplně zprotonizuje. Opačná reakce CH₃COOH + Cl⁻ má K ≈ 10⁻¹² — neprobíhá. Silná kyselina vytěsní slabou z její soli, nikdy naopak.

Neutralizace

Neutralizace je reakce kyseliny se zásadou za vzniku soli a vody. Podle síly obou partnerů má čtyři podoby:

Vytěsňování: silnější vytěsní slabší

Když k soli slabé kyseliny přidáte silnější kyselinu, slabá kyselina se z ní uvolní. Když k soli slabé zásady přidáte silnější zásadu, uvolní se slabá zásada. Pokud je uvolněná látka plyn nebo se rozkládá na plyn, reakce navíc uniká z roztoku a proběhne do konce i při malém rozdílu pK_a:

Opačný směr nefunguje: CO₂ zavedený do roztoku NaCl žádnou HCl neuvolní, protože H₂CO₃ je slabší než HCl. Ale CO₂ zavedený do roztoku fenolátu fenol uvolní (H₂CO₃ 6,35 je silnější než fenol 9,99) — a to je zároveň důkaz, že fenol je slabší kyselina než kyselina uhličitá.

Reakce oxidů

Oxidy vstupují do acidobazických reakcí podle svého charakteru:

• Zásadotvorné oxidy kovů reagují s vodou na hydroxid a s kyselinami na sůl: CaO + H₂O → Ca(OH)₂; CuO + H₂SO₄ → CuSO₄ + H₂O (CuO s vodou nereaguje, s kyselinou ano).
• Kyselinotvorné oxidy nekovů reagují s vodou na kyselinu a se zásadami na sůl: SO₂ + H₂O → H₂SO₃; CO₂ + 2 NaOH → Na₂CO₃ + H₂O (proto se NaOH musí skladovat uzavřený); SiO₂ + 2 NaOH → Na₂SiO₃ + H₂O (proto hydroxid leptá sklo).
• Oxid + oxid bez vody: CaO + CO₂ → CaCO₃, CaO + SO₂ → CaSO₃ (odsiřování spalin). Podle Lewise je CaO (přesněji O²⁻) zásada a CO₂ kyselina.
• Amfoterní oxidy (ZnO, Al₂O₃, PbO, SnO, Cr₂O₃) reagují s obojím — viz níže.

Amfoterní látky

Amfoterní hydroxidy a oxidy reagují s kyselinou jako zásada (dají sůl kovu) a se silnou zásadou jako kyselina (dají hydroxokomplex). Klasickou čtveřici Al(OH)₃, Zn(OH)₂, Cr(OH)₃ a Pb(OH)₂ musíte znát včetně rovnic:

Al(OH)₃ + 3 HCl → AlCl₃ + 3 H₂O  (jako zásada)
Al(OH)₃ + NaOH → Na[Al(OH)₄]  (jako kyselina; tetrahydroxohlinitan sodný)

Praktický důsledek: sraženina Al(OH)₃ nebo Zn(OH)₂ se v nadbytku NaOH zase rozpustí — to je poznávací reakce. Fe(OH)₃ nebo Cu(OH)₂ amfoterní nejsou a v nadbytku hydroxidu zůstávají.

Dvě pasti na závěr

Hydrolýza solí

Rozpustíte sůl ve vodě a čekáte neutrální roztok. Jenže roztok sody má pH 11,6 a roztok salmiaku pH 5. Ionty solí totiž nejsou jen diváci — mnohé z nich jsou Brønstedovy kyseliny nebo báze a s vodou reagují. Tahle kapitola je nejčastěji zkoušená část celého tématu.

Co je hydrolýza a proč se tak jmenuje

Název je z řeckého hydór (voda) a lysis (štěpení, rozklad): molekula vody se při reakci „rozštěpí“ — jedna její část (H⁺ nebo OH⁻) se naváže na ion soli a druhá zůstane v roztoku. Je to obrácená neutralizace: sůl + voda ⇌ kyselina + zásada. Protože je to rovnováha, hydrolyzuje vždy jen malá část iontů — ale i ta stačí na posun pH o několik jednotek.

Odkud sůl pochází — mateřská kyselina a mateřská zásada

Každou sůl si rozložte na kation a anion a u každého se zeptejte, ze které kyseliny nebo zásady vznikl:

• Anion pochází z kyseliny: Cl⁻ z HCl, NO₃⁻ z HNO₃, SO₄²⁻ z H₂SO₄ (silné); CH₃COO⁻ z CH₃COOH, CO₃²⁻ z H₂CO₃, CN⁻ z HCN, F⁻ z HF, S²⁻ z H₂S (slabé).
• Kation pochází ze zásady: Na⁺, K⁺ z NaOH, KOH; Ca²⁺, Ba²⁺ z Ca(OH)₂, Ba(OH)₂ (silné); NH₄⁺ z NH₃, Al³⁺ z Al(OH)₃, Fe³⁺ z Fe(OH)₃, Cu²⁺ z Cu(OH)₂, Zn²⁺ z Zn(OH)₂ (slabé).

Pravidlo z kapitoly 2 pak řekne zbytek: ion silné kyseliny nebo silné zásady s vodou nereaguje (je to příliš slabá konjugovaná báze či kyselina). Ion slabé kyseliny nebo slabé zásady hydrolyzuje.

Čtyři typy solí

Anion slabé kyseliny → zásaditá reakce

Anion slabé kyseliny je znatelná báze (kapitola 2: slabá kyselina má „silnější“ konjugovanou bázi). Odebere vodě proton a uvolní OH⁻:

CH₃COO⁻ + H₂O ⇌ CH₃COOH + OH⁻  pKb 9,24 → pH ≈ 8,9
CO₃²⁻ + H₂O ⇌ HCO₃⁻ + OH⁻  pKb 3,67 → pH ≈ 11,6
CN⁻ + H₂O ⇌ HCN + OH⁻  pKb 4,79 → pH ≈ 11,1
S²⁻ + H₂O → HS⁻ + OH⁻  prakticky úplně → pH ≈ 13

Čím slabší mateřská kyselina, tím silnější hydrolýza: octan (z kyseliny s pK_a 4,76) hydrolyzuje slabě, uhličitan (z HCO₃⁻, 10,33) silně, sulfid (z HS⁻, ≈ 19) prakticky úplně. Sodný kation se reakce neúčastní — v molekulové rovnici Na₂CO₃ + H₂O ⇌ NaHCO₃ + NaOH je jen pro úplnost.

Kation slabé zásady → kyselá reakce

Amonný kation je konjugovaná kyselina amoniaku (pK_a 9,25) a vodě proton předá:

NH₄⁺ + H₂O ⇌ NH₃ + H₃O⁺  → pH ≈ 5,1 (0,1 M NH₄Cl)

Slabá kyselina + slabá zásada — rozhoduje porovnání konstant

Hydrolyzují oba ionty a o výsledku rozhoduje, který z nich hydrolyzuje víc — tedy porovnání K_a(kationtu) s K_b(aniontu). Pro amonné soli je K_a(NH₄⁺) = 5,6·10⁻¹⁰ a porovnává se s K_b aniontu:

Octan amonný je oblíbený chyták: roztok je neutrální, ale ne proto, že by nehydrolyzoval — hydrolyzuje silně, jenže oba efekty se přesně vyruší.

Hydrogensoli — pozor, tady se chybuje nejvíc

Anion hydrogensoli je amfolyt: může hydrolyzovat (jako báze) i disociovat (jako kyselina). Porovnáte jeho pK_a (jako kyseliny) a pK_b (jako báze):

• NaHSO₄ — HSO₄⁻ je středně silná kyselina (pK_a 1,99), jako báze je bezvýznamný. Roztok je silně kyselý (pH ≈ 1,6). Není to hydrolýza, je to obyčejná disociace aniontu; a nesplní pravidlo „silná + silná = neutrální“.
• NaHCO₃ — HCO₃⁻: pK_a 10,33 vs pK_b 7,65 → báze vyhrává → slabě zásaditý (pH 8,3). Neutralizuje překyselený žaludek, ale dá se jíst.
• NaH₂PO₄ — H₂PO₄⁻: pK_a 7,20 vs pK_b 11,85 → kyselina vyhrává → slabě kyselý (pH 4,7).
• Na₂HPO₄ — HPO₄²⁻: pK_a 12,3 vs pK_b 6,80 → báze vyhrává → slabě zásaditý (pH 9,8).

Užitečný vztah: pH roztoku amfolytu je zhruba průměr obou pK_a sousedních stupňů, pH ≈ ½(pK_a1 + pK_a2). Pro NaHCO₃: ½(6,35 + 10,33) = 8,3.

Význam hydrolýzy

• pH půdy. Síran amonný a dusičnan amonný jako hnojiva půdu okyselují (NH₄⁺ hydrolyzuje kysele); kyselou půdu naopak vápníme CaCO₃ nebo CaO. Většina plodin chce pH 6–7; borůvky a rododendrony kyselou půdu.
• Pufry v krvi. Pár H₂CO₃/HCO₃⁻ udržuje pH krve na 7,40 ± 0,05: přebytečnou kyselinu pohltí HCO₃⁻, přebytečnou zásadu H₂CO₃. Podrobně v dalším tématu — tady stačí vědět, že hydrogenuhličitan je amfolyt a proto to funguje.
• Praní a čištění sodou. Roztok Na₂CO₃ (pH 11,6) zmýdelňuje tuky na rozpustná mýdla a změkčuje vodu. Na₃PO₄ (pH 12,6) je ještě účinnější odmašťovadlo.
• Čištění vody. Síran hlinitý se ve vodárnách hydrolyzuje na vločky Al(OH)₃, které strhávají nečistoty.
• Vaření. Kypřicí prášek = NaHCO₃ + kyselá sůl (např. NaH₂PO₄ nebo vinný kámen): po navlhčení se uvolní CO₂.

Závěrečný test

24 otázek přes celé téma — tři teorie, konjugované páry, pK_a, porovnávání síly, směr reakcí i hydrolýza. Odpovězte na všechny a klikněte na Vyhodnotit test; u každé otázky se pak rozbalí vysvětlení. Otázky si můžete nechat zamíchat.

Kam pokračovat dál

Následující blok vaší osnovy jsou výpočty související s chemickou rovnováhou — výpočty pH silných i slabých kyselin a zásad, pH solí a pufrů, titrační křivky a dále srážecí rovnováhy (součin rozpustnosti) a komplexotvorné rovnováhy (konstanty stability). Navazuje přesně tam, kde tato kapitola končí: tady jsme se naučili číst konstanty K_a, K_b a K_w a rozhodovat podle nich o směru reakce a o charakteru roztoku; v dalším tématu se z týchž konstant bude počítat přesná hodnota pH, stupeň disociace nebo rozpustnost. Vztahy pH = −log [H₃O⁺], pK_a = −log K_a a K_a·K_b = K_w, které jste tu používali k odhadům, tam budou základními stavebními kameny výpočtů.