Kyseliny a zádady

1. Obecná charakteristika kyselin

Kyseliny jsou z odborného hlediska látky, které jsou ve vodném prostředí schopny odštěpit proton H⁺. Kyseliny můžeme rozdělit na anorganické (např. kyselina chlorovodíková, fosforečná, sírová) a organické (např. kyselina octová, jablečná, vinná). Oblastí zájmu této kapitoly budou kyseliny anorganické, neboť ty organické jsou podrobně probrány pod hlavičkou organické chemie. Anorganické kyseliny se často dělí na kyslíkaté a bezkyslíkaté dle toho, zda ve své chemické struktuře obsahují kyslík či nikoliv.

(nahoru)

1.1 Názvosloví a vlastnosti bezkyslíkatých kyselin

Bezkyslíkaté kyselin jsou složeny obvykle z 2-3 prvků, z nichž 1 je vždy vodík. Některé bezkyslíkaté kyseliny jsou zároveň hydridy, jako například:

H₂S (H₂^IS^-II) - sulfan (sirovodík, kyselina sulfanová, kyselina sirovodíková)

H₂Se (H₂^ISe^-II) - selan (selenovodík, kyselina selenovodíková)

H₂Te (H₂^ITe^-II) - tellan (tellurovodík, kyselina tellurovodíková)

HF (H^IF^-I) - fluoran (fluorovodík, kyselina fluorovodíková)

HCl (H^ICl^-I) - chloran (chlorovodík, kyselina chlorovodíková)

HBr (H^IBr^-I) - broman (bromovodík, kyselina bromovodíková)

HI (H^II^-I) - jodan (jodovodík, kyselina jodovodíková)

Vlastnosti výše uvedených bezkyslíkatých kyselin naleznete v článku Hydridy a jejich soli.

Za doplnění stojí ještě následující 3 bezkyslíkaté kyseliny:

HCN (H^ICN^-I) - kyanovodík (kyselina kyanovodíková)

HSCN (H^ISCN^-I) - kyselina thiokyanatá (kyselina rhodanovodíková)

HN₃ (H^IN₃^-I) - azoimid (kyselina azidovodíková, kyselina dusíkovodíková)

Kyselina kyanovodíková HCN je prudce jedovatá (způsobuje ochrnutí dýchacího centra nervové soustavy), těkavá (t. v. 25,7 °C) kapalina. Její páry (kyanovodík) zapáchají po hořkých mandlích. Kyselina kyanovodíková je velmi slabá kyselina. Kyanovodík vzniká rozkladem kyanidů působením silnější kyseliny či vzdušné vlhkosti a oxidu uhličitého.

(nahoru)

1.2 Názvosloví a vlastnosti kyslíkatých kyselin

Kyslíkaté kyseliny jsou obvykle tříprvkové sloučeniny složené z vodíku H, kyslíku O a dalšího (tzv. centrálního) prvku X. Ve vzorci kyslíkatých kyselin je zaznamenána přítomnost zmíněných chemických prvků v pořadí HXO. Vodík má v kyslíkatých kyselinách oxidační číslo vždy I a kyslík -II. Oxidační číslo centrálního prvku zjišťujeme dopočtem tak, aby výsledný oxidační stav kyseliny byl roven 0, například:

Kyselina má vzorec H₂S₂O₇ - výsledný oxidační stav vodíku je 2x (I) = II - výsledný oxidační stav kyslíku je 7x (-II) = -XIV - výsledný oxidační stav vodíku a kyslíku je II - XIV = -XII - síra musí mít výsledný oxidační stav opačný než je výsledný oxidační stav vodíku a kyslíku (součet všech oxidačních stavů musí být nulový), výsledný oxidační stav síry je tedy XII - v molekule jsou dva atomy síry, oba mají výsledný náboj XII, každý atom síry je tedy ve sloučenině zastoupen v oxidačním stavu VI (XII:2)

Vzorec uvedené kyseliny s doplněnými oxidačními stavy je: H₂^IS₂^VIO₇^-II

Znalost oxidačního stavu centrálního prvku je důležitá pro správné určení názvu dané kyseliny. Pro konkrétní oxidační stavy jsou určeny následující koncovky:

I: -ný

II: -natý

III: -itý

IV: -ičitý

V: -ičný, -ečný

VI: -ový

VII: -istý

VIII: -ičelý

(nahoru)

1.2.1 Kyslíkaté kyseliny s jedním atomem centrálního prvku

Název kyseliny obsahující pouze jeden atom centrálního prvku ve své molekule se tvoří spojením podstatného jména "kyselina" a přídavného jména vytvořeného z názvu centrálního prvku doplněného odpovídající koncovkou (dle oxidačního stavu centrálního prvku).

Jako příklad si uvedeme některé kyseliny:

HClO (H^ICl^IO^-II) - kyselina chlorná

H₂SO₃ (H₂^IS^IVO₃^-II) - kyselina siřičitá

HNO₃ (H^IN^VO₃^-II) - kyselina dusičná

HIO₄ (H^II^VIIO₄^-II) - kyselina jodistá

Pokud se v molekule vyskytují více jak dva atomy vodíku, zaznamenáme tuto skutečnost do názvu kyseliny pomocí předpony přídavného jména ve tvaru latinská číslovka udávající počet atomů vodíku + hydrogen (latinský název vodíku):

H₃BO₃ (H₃^IB^IIIO₃^-II) - kyselina trihydrogenboritá

H₄SiO₄ (H₄^ISi^IVO₄^-II) - kyselina tetrahydrogenkřemičitá

H₃PO₄ (H₃^IP^VO₄^-II) - kyselina trihydrogenfosforečná

Kyselina trihydrogenboritá H₃BO₃ má vzhled bílých lesklých šupin, které se dobře rozpouští v horké vodě. Jedná se o slabou kyselinu, její 3 % vodný roztok se využívá v lékařství jako "borová voda".

Kyselina uhličitá H₂CO₃ je velmi nestálá kyselina, která vzniká rozpuštěním oxidu uhličitého ve vodě. Od této kyseliny jsou odvozeny jak sloučeniny anorganické (hydrogenuhličitany a uhličitany), tak organické (fosgen a močovina).

Kyselina tetrahydrogenkřemičitá H₄SiO₄ tvoří rosolovitou hmotu. Jejím vyžíháním vzniká silikagel (vysoušecí látka).

Kyselina dusitá HNO₂ je slabá a nestálá kyselina. Rozkládá se za vzniku kyseliny dusičné, oxidu dusnatého a vody (disproporciace):

3 HNO₂ → HNO₃ + 2 NO + H₂O

Kyselina dusičná HNO₃ (lučavka) je silná kyselina, hmotnostní zlomek koncentrované kyseliny je 65 %. Vyrábí se sledem následujících reakcí:

(1) N₂ + 3 H₂ → 2 NH₃

(2) 4 NH₃ + 5 O₂ → 4 NO + 6 H₂O

(3) 2 NO + O₂ → 2 NO₂

(4) 2 NO₂ + H₂O → HNO₃ + HNO₂

Vzniklá kyselina dusitá se disproporciuje na kyselinu dusičnou, oxid dusnatý a vodu, jak je uvedené o několik řádků výše.

Kyselina dusičná se využívá při výrobě dusíkatých hnojiv, výbušnin, barviv, léků aj. Její směs s kyselinou chlorovodíkovou (v objemovém poměru 1:3) se nazývá lučavka královská a je schopná rozpouštět i zlato. Směs kyseliny dusičné a sírové se nazývá nitrační směs a používá se v organické syntéze. Samotná koncentrovaná kyselina dusičná reaguje se stříbrem i platinou.

Kyselina trihydrogenfosforitá H₃PO₃ je bezbarvá a ve vodě dobře rozpustná látka. Jedná se o středně silnou kyselinu.

Kyselina trihydrogenfosforečná H₃PO₄ je velmi stálá kyselina. Vzniká rozpuštěním oxidu fosforečného ve vodě:

P₄O₁₀ + 6 H₂O → 4 H₃PO₄

Tato kyselina se používá do odrezovacích prostředků (pasivuje kovy, čímž je chrání před další oxidací). Kromě toho nachází uplatnění i v potravinářství (přidává se do Coca-Coly ®) či při výrobě hnojiv, barviv a léčiv.

Kyselina siřičitá H₂SO₃ je slabá a nestálá kyselina. Vzniká rozpuštěním oxidu siřičitého ve vodě. Po zahřání se zpětně rozloží na oxid a vodu:

SO₂ + H₂O ↔ H₂SO₃

Kyselina sírová H₂SO₄ je bezbarvá olejovitá kapalina. Patří mezi silné a stálé kyseliny. Hmotnostní zlomek koncentrované kyseliny je 96 - 98 %. Výroba kyseliny sírové probíhá ve 3 fázích:

(1) S + O₂ → SO₂

(2) 2 SO₂ + O₂ → 2 SO₃(katalyzováno V₂O₅)

(3) 2 SO₃ + 2 H₂O → 2 H₂SO₄

Jelikož reakce oxidu sírového s vodou je značně bouřlivá a exotermní, zavádí se v praxi oxid sírový do kyseliny sírové, čímž vzniká oleum. Jeho zředěním vodou poté vzniká kyselina sírová. Pro ředění kyseliny platí pravidlo, že ji vždy přiléváme do vody (v opačném případě by začala probíhat velmi prudká exotermní reakce).

Kyselina sírová nachází uplatnění při výrobě plastů, výbušnin, hnojiv, léčiv, barviv aj. Převáží se v ocelových nádržích, neboť přímo nereaguje se železem, pouze ho pasivuje.

Kyselina chlorná HClO je velmi slabá a nestálá kyselina, která vzniká rozpuštěním chloru ve vodě:

H₂O + Cl₂ → HClO + HCl

Vznikající kyselina chlorná se rozkládá na kyselinu chlorovodíkovou a atomární kyslík:

HClO → HCl + 1/2 O₂

Uvolnění kyslík má sterilizační účinky. Tato reakce probíhá například na koupalištích, kde se chloruje voda, aby se zahubily choroboplodné bakterie.

(nahoru)

1.2.2 Kyslíkaté kyseliny s více atomy centrálního prvku

Kyseliny obsahující ve své molekule dva nebo více atomů centrálních prvků vznikají obvykle kondenzací (spojením dvou nebo více molekul kyseliny za současného odštěpení molekuly vody), například:

H₂SO₄ + H₂SO₄ → H₂S₂O₇ + H₂O

V názvu kyseliny musíme zaznamenat skutečnost zastoupení více atomů centrálního prvku dle číslovky před kmenem názvu centrálního prvku, tedy:

H₂S₂O₇ (H₂^IS₂^VIO₇^-II) - kyselina disírová

H₄P₂O₇ (H₄^IP₂^VO₇^-II) - kyselina tetrahydrogendifosforečná

H₄B₆O₁₁ (H₄^IB₆^IIIO₁₁^-II) - kyselina tetrahydrogenhexaboritá

(nahoru)

1.2.3 Peroxokyseliny

V molekulách kyslíkatých kyselin se mohou vyskytovat také atomy kyslíku, jejichž oxidační stav je -I (tyto atomy mají jiné strukturní postavení než standardní atomy kyslíku v molekule kyslíkatých kyselin). Můžeme porovnat například strukturu dvou rozdílných sloučenin stejného souhrnného vzorce H₂SO₄ (tyto sloučeniny nazýváme za izomery):

H2ISVIO4-II	H2ISIVO2-IO2-II
kyselina sírová	kyselina peroxosiřičitá

Vazba -O-O- se nazývá peroxidová, její výsledný oxidační stav je -II, jelikož každý atom kyslíku má oxidační číslo -I.

HNO₄ (H^IN^VO₂^-IO₂^-II) - kyselina peroxodusičná

H₃PO₅ (H₃^IP^VO₂^-IO₃^-II) - kyselina trihydrogenperoxofosforečná

H₂S₂O₈ (H₂^IS₂^VIO₂^-IO₆^-II) - kyselina peroxodisírová

!!! Jestliže máme vzorec kyseliny, v níž se centrální atom vyskytuje v reálném oxidačním stavu, použijeme pro ni název běžné kyseliny - např. kyselinu H₂SO₄ pojmenujeme přednostně jako kyselinu sírovou. Na to, že je souhrnným vzorcem myšlena peroxokyselina, můžeme přijít dle nereálného oxidačního čísla centrálního prvku - např. v kyselině HNO₄ by musel mít dusík nemožné oxidační číslo VII. !!!

(nahoru)

1.2.4 Thiokyseliny

Nahrazením jednoho či více (možno i všech) atomů kyslíku v molekule kyseliny za atom(y) síry získáme thiokyseliny. Síra má v těchto sloučeninách oxidační stav -II (stejně jako kyslík). Název kyseliny je tvořen z podstatného jména kyselina a přídavného jména složeného z předpony thio-, kmene z názvu centrálního prvku a koncovky dle jeho oxidačního stavu, například:

H₂S₂O₃ (H₂^IS^VIS^-IIO₃^-II) - kyselina thiosírová

!!! Někdo by mohl určit oxidační stavy jako H₂^IS₂^IIO₃^-II, nicméně síra se v oxidačním stavu II běžně nevyskytuje, proto se jedná o thiokyselinu!!!

H₂CSO₂ (H₂C^IVS^-IIO₂^-II) - kyselina thiouhličitá

H₂S₃O₆ (H₂^IS₂^VIS^-IIO₆^-II) - kyselina thiodisírová

H₃AsS₄ (H₃^IAs^VS₄^-II) - kyselina trihydrogentetrathioarseničná

(nahoru)

1.2.5 Ostatní kyslíkaté kyseliny

HCNO (H^I(CNO)^-I) i HOCN (H^I(OCN)^-I) - kyselina kyanatá

HNCO (H^I(CNO)^-I) - kyselina isokyanatá

HONC (H^I(ONC)^-I) - kyselina fulminová (kyselina třaskavá)

(nahoru)

2. Obecná charakteristika zásad

Zásady jsou dle Arrheniovy teorie sloučeniny obsahující funkční skupinu (OH)^-I. Tato skupina se nazývá hydroxidová a je typická pro hydroxidy (viz dále). Podle obecnější Brönsted-Lowryho teorie jsou zásady látky schopné přijímat proton(y). Tyto zásady probereme v podkapitole 2.2 tohoto článku.

(nahoru)

2.1 Názvosloví a vlastnosti hydroxidů

Hydroxidy jsou obvykle tříprvkové sloučeniny obsahující vodík H, kyslík O a centrální atom M. Atomy vodíku (oxidační stav I) a kyslíku (oxidační stav -II) jsou spolu vázaný ve funkční skupině (OH)^-I. Oxidační číslo centrálního prvku se získává, obdobně jako u kyselin, dopočtem tak, aby byl výsledný oxidační stav molekuly roven 0, například:

Hydroxid má vzorec Fe(OH)₃ - výsledný oxidační stav hydroxidové skupiny je 3x(-I) = -III - výsledný oxidační stav atomu železa je opačný k výslednému oxidačnímu stavu hydroxidové skupiny, tedy: III Vzorec uvedeného hydroxidu s doplněnými oxidačními stavy je: Fe^III(OH)₃^-I Názvy hydroxidu jsou tvořené z podstatného jména "hydroxid" a přídavného jména z kmene názvu centrálního prvku a koncovky (dle patřičného oxidačního stavu).

LiOH (Li^I(OH)^-I) - hydroxid lithný

NaOH (Na^I(OH)^-I) - hydroxid sodný

Ca(OH)₂ (Ca^II(OH)₂^-I) - hydroxid vápenatý

Ba(OH)₂ (Ba^II(OH)₂^-I) - hydroxid barnatý

Al(OH)₃ (Al^III(OH)₃^-I) - hydroxid hlinitý

Fe(OH)₃ (Fe^III(OH)₃^-I) - hydroxid železitý

Hydroxid sodný NaOH (sodný louh) a hydroxid draselný KOH jsou silně hygroskopické (vážou vzdušnou vlhkost) a žíravé sloučeniny. Vyskytují se ve formě bílých peciček, které se dobře rozpouští ve vodě za uvolnění tepla. Hydroxid sodný vzniká reakcí sodíku s vodou a hydroxid draselný reakcí draslíku s vodou:

2 Na + 2 H₂O → 2 NaOH + H₂

2 K + 2 H₂O → 2 KOH + H₂

Oba hydroxidy se používají při výrobě mýdel - hydroxid sodný pevných a hydroxid draselný kapalných. Hydroxidem sodným se čistí potrubí.

Hydroxid vápenatý Ca(OH)₂ (hašené vápno) je bílá krystalická látka, která vzniká při reakci oxidu vápenatého s vodou (tzv. hašení vápna):

CaO + H₂O → Ca(OH)₂

Přesycený roztok hydroxidu vápenatého ve vodě se nazývá vápenné mléko. Jeho přefiltrováním vzniká čirá vápenná voda (nasycený roztok Ca(OH)₂), která se používá pro důkaz oxidu uhličitého - ten způsobí po jeho zavádění do roztoku hydroxidu vznik bílé sraženiny uhličitanu vápenatého (čirá vápenná voda se zakalí):

Ca(OH)₂ + CO₂ → CaCO₃ + H₂O

Hydroxid vápenatý se využívá ve stavebnictví jako složka malty a cementu.

(nahoru)

2.2 Názvosloví a vlastnosti dalších zásad 

Pro ostatní zásady se používají názvy, které nelze z větší části metodicky odvodit tak, jako tomu bylo u hydroxidů. Mezi nejvýznamnější zástupce těchto zásad patří:

NH₃ (N^-IIIH₃^I) - azan (amoniak, čpavek)

N₂H₄ (N₂^-IIH₄^I) - hydrazin

Vlastnosti amoniaku naleznete v článku Hydridy a jejich soli.

(nahoru)