Brønsted ve své laboratoři

Reakce kyseliny se zásadou je tedy reakcí výměny protonů; pokud kyselinu označíme AH a zásadu B, pak můžeme zobecněnou acidobazickou reakci zapsat jako

AH + B → A- + BH+(3-2)

Všimněte si, že obrácená reakce,

BH+ + A- → B + AH(3-3)

je také acidobazickou reakcí. Protože reakce s přenosem protonu jsou vratné, vyplývá z toho, že přenosem protonu z kyseliny na zásadu musí nutně vzniknout nová dvojice druhů, které mohou alespoň v principu tvořit vlastní acidobazickou dvojici, kterou označujeme jako konjugovanou acidobazickou dvojici:

Termín konjugovaná znamená „spojená s“, z čehož vyplývá, že členy jakékoli konjugované dvojice jsou „spojeny“ přítomností nebo nepřítomností jednoho protonu.

Které druhy jsou považovány za „konjugované“, závisí na směru, ve kterém je reakce zapsána, jak je uvedeno níže pro přenos protonu v (3-1):

Podobně pro zobecněné přenosy protonu (3-2) a (3-3) máme

Následující tabulka uvádí konjugované páry řady typických acidobazických systémů.

Můžeme nahlížet na zobecněné kyseliny-zásadité reakce

jako soutěž dvou zásad o proton:

Pokud v tomto přetahování o proton drtivě zvítězí zásada H2O, pak se o kyselině HA říká, že je silnou kyselinou. To se děje u kyseliny chlorovodíkové a dalších běžných silných „minerálních kyselin“ H2SO4, HNO3 a HClO4:

Roztoky těchto kyselin ve vodě jsou ve skutečnosti roztoky iontových forem uvedených tučným písmem vpravo. Z toho vyplývá, že to, co nazýváme například 1 M roztokem „kyseliny chlorovodíkové“ ve vodě, ve skutečnosti vůbec neobsahuje významnou koncentraci HCl; jedinou skutečnou kyselinou přítomnou v takovém roztoku je H3O+!

Z těchto úvah vyplývají dvě důležitá pravidla, která je třeba nejen znát, ale také jim rozumět:

Druhé z těchto tvrzení se nazývá vyrovnávací efekt. Znamená, že ačkoli se vlastní proton-donorové síly silných kyselin liší, všechny jsou ve vodě zcela disociovány. Chemici říkají, že jejich síly jsou „vyrovnány“ rozpouštědlem – vodou.

Srovnatelný efekt by se projevil, kdybychom se pokusili posoudit síly několika dospělých osob tím, že bychom s malým dítětem provedli sérii soutěží v přetahování lanem. Dalo by se očekávat, že dospělí v každém pokusu drtivě zvítězí; jejich síly by byly „vyrovnány“ silami dítěte.

Většina kyselin je však schopna držet své protony pevněji, takže jen malá část kyseliny je disociována. Kyselina kyanovodíková, HCN, je tedy ve vodě slabou kyselinou, protože proton je schopen sdílet osamocené párové elektrony kyanidového iontu CN- účinněji než elektrony H2O, takže reakce

HCN + H2O → H3O+ + CN-

probíhá jen ve velmi malé míře.

To je jen revyjádření toho, co je implicitně obsaženo v tom, co bylo řečeno výše o rozdílu mezi silnými a slabými kyselinami. Skutečnost, že HCl je silná kyselina, znamená, že její konjugovaná báze Cl- je příliš slabá báze na to, aby udržela proton v konkurenci s H2O nebo H3O+. Podobně iont CN- se silně váže na proton, takže HCN je slabá kyselina.

Ze skutečnosti, že HCN je slabá kyselina, vyplývá, že kyanidový iont CN- snadno reaguje s protony, a je tedy relativně dobrou zásadou. Důkazem toho je, že sůl jako KCN po rozpuštění ve vodě dává mírně zásaditý roztok:

CN- + H2O → HCN + OH-

Tato reakce se stále ještě někdy označuje starým názvem hydrolýza („štěpení vody“), což je doslova správné, ale má tendenci zastírat její identitu jako další acidobazické reakce. Reakce tohoto typu probíhají pouze v malém rozsahu; 0,1M roztok KCN je pro všechny praktické účely stále 0,1M v kyanidovém iontu.

Jedinými skutečně silnými zásadami, se kterými se v každodenní chemii pravděpodobně setkáte, jsou hydroxidy alkalických kovů, jako jsou NaOH a KOH, což jsou v podstatě roztoky hydroxidového iontu (a samozřejmě kationtu.)

Většina ostatních sloučenin obsahujících hydroxidové ionty, jako jsou Fe(OH)3 a Ca(OH)2, není ve vodě dostatečně rozpustná, aby vznikly vysoce alkalické roztoky, a proto se o nich obvykle neuvažuje jako o silných zásadách.

Ve skutečnosti existuje řada zásad, které jsou silnější než hydroxidový ion – nejznámější jsou oxidový ion O2- a amidový ion NH2-, které jsou však tak silné, že mohou vodu připravit i o proton:

O2- + H2O → 2 OH-

NH2- + H2O → NH3 + OH-

Dochází tak ke stejnému vyrovnávacímu efektu, jaký jsme popsali u kyselin, což má za následek, že

Nejběžnějším příkladem je chlorid amonný, NH4Cl, jehož vodné roztoky jsou výrazně kyselé:

NH4+ + H2O → NH3 + H3O+

Protože tato (a podobné) reakce probíhají jen v malé míře, bude roztok chloridu amonného jen mírně kyselý.

Z některých výše uvedených příkladů, vidíme, že voda může působit jako kyselina

CN- + H2O → HCN + OH-

a jako zásada

NH4+ + H2O → NH3 + H3O+

Je-li tomu tak, pak není důvod, proč by „voda-kyselina“ nemohla darovat proton „vodě-základě“:

Tato reakce je známá jako autoprotolýza vody.

Chemisté tuto reakci stále často označují jako „disociaci“ vody a jako určitou zkratku používají Arrheniovu rovnici H2O → H+ + OH-.

Jak bylo řečeno v předchozí lekci, k tomuto procesu dochází jen v nepatrné míře. Znamená to však, že v každém vodném roztoku jsou přítomny jak hydroniové, tak hydroxidové ionty.

O vodě, která může působit jako kyselina nebo zásada, se říká, že je amfiprotická: může „kmitat oběma směry“. Látka, jako je voda, která je amfiprotická, se nazývá amfolit.

Jak je zde uvedeno, hydroxidový ion může být také amfolitem, ale ne ve vodném roztoku, ve kterém nemůže existovat oxidový ion.

Je to samozřejmě amfiprotická povaha vody, která jí umožňuje hrát zvláštní roli v běžné vodní acidobazické chemii. Ve vodných roztocích však může existovat i mnoho dalších amfiprotických látek. Každá taková látka bude mít vždy konjugovanou kyselinu a konjugovanou zásadu, takže pokud dokážete rozpoznat tyto dva konjugáty látky, poznáte, že je amfiprotická.

Například trojice {kyselina uhličitá, hydrogenuhličitanový ion, uhličitanový ion} tvoří amfiprotní řadu, v níž je hydrogenuhličitanový ion amfolitem, který se od některého ze svých sousedů liší přidáním nebo odebráním jednoho protonu:

Je-li hydrogenuhličitanový ion kyselinou i zásadou, měl by být schopen vyměnit si sám se sebou jeden proton v reakci autoprotolýzy:

HCO3- + HCO3- → H2CO3 + CO32-