1
Kyseliny
a baze
Andreas Libau (Libavius)
(1540 - 1616)
Alchymisté – tepelný rozklad zelené skalice, ledek + síra  H2SO4
Pseudo-Gerber - příprava z H2SO4 a solí: HNO3, HCl a aqua regia,
izolace kyseliny citronové, octové a vinné
Libavius - příprava HCl a aqua regia (rozpouští Au)
Chemická látka produkovaná na světě v největším množství za rok:
H2SO4 150 Mt / rok
Atmosféra Venuše
Gerber - Jabir ibn Hayyan
(721 - 815)
2
Kyseliny a baze
R. Boyle (1627 - 1691): Změny barvy lakmusu
A. L. Lavoisier (1743 - 1794) : Oxygenium = kyselinotvorný
Oxidy nekovů reagují s vodou na kyseliny
H. Davy (1779 - 1829)
J. Liebig (1803 - 1873)
Při reakci kyselin s neušlechtilými kovy se uvolňuje vodík
H+ určuje kyselé vlastnosti
3
Arrheniova teorie kyselin a zásad
Svante Arrhenius
(1859 - 1927)
Kyseliny:
Chutnají kysele
Uvolňují H+ ve vodném roztoku
Reagují s kovy (neušlechtilými) za vývoje H2
K, Ca, Na, Mg, Al, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb
Barví lakmus červeně (R. Boyle)
Neutralizují baze
Baze:
Chutnají hořce
Uvolňují OH ve vodném roztoku
Barví lakmus modře
Neutralizují kyseliny
4
Silné a slabé kyseliny podle Arrhenia
Silné kyseliny: zcela ionizované ve vodě (disociace 100%)
HNO3  H+
(aq) + NO3
-
(aq)
HCl, HNO3, H2SO4, HClO4, HI, HBr, HClO3, HBrO3, .....
Slabé kyseliny : částečně ionizované ve vodě
 (0% < disociační stupeň <100%)
CH3COOH ⇄ H+
(aq) + CH3COO-
(aq)
Organické kyseliny, H2CO3, H3BO3, H3PO4, H2S, H2SO3, ...
5
Silné baze podle Arrhenia
Silné baze: zcela ionizované ve vodě (disociace 100%) :
KOH(s)  K+
(aq) + OH-
(aq)
Hydroxidy alkalických kovů, kovů alkalických zemin,
další rozpustné hydroxidy
Slabé baze: slabé Arrheniovské baze neexistují
6
Brønsted - Lowryho kyseliny a zásady
Širší definice, není omezena na vodné prostředí
Kyselina = donor protonu H+ (= Arrheniova kyselina)
Baze = akceptor protonu
Johannes Nicolaus Brønsted Thomas Martin Lowry
7
Autoionizace (autoprotolýza) vody
2 H2O (l) ⇄ H3O+(aq) + OH(aq)
KC = [H3O+] [OH-] / [H2O]2
Kw = [H3O+] [OH] iontový součin vody
pKw = 14 (25 °C, 101,325 kPa)
Ka = [H3O+] [OH] / [H2O] = Kw konstanta kyselosti
pKa = 14
a(H2O) = x(H2O)  1
Voda je slabá kyselina Ka = Kw
8
Proton H+
H+ hydronium = H3O+ oxonium
H9O4
+ = [H3O(H2O)3]+
doba života H3O+ 1  4 ps
[H3O(H2O)20]+
Hydratace protonu je exothermní
H+ + n H2O  H(H2O)n
+
H°aq[H+] =  1150 kJ/mol
G°aq [H+] = 1104 kJ/mol
Manfred Eigen (1927)
NP za chemii 1967
9
Vysoká mobilita protonu H+
Grotthusův mechanismus
Proton se neputuje prostředím
Molekuly vody si předávají
sousední protony přes H-můstky
[H3O]+
Extrémně rychlý pohyb H+ ve
srovnání s jinými kationty
10
Neutralizace
H+ + OH  H2O H =  56,9 kJ mol1
H2SO4 + 2 KOH  2 H2O + K2SO4
H3PO4 + 3 NaOH  3 H2O + Na3PO4
2 HCl + Mg(OH)2  2 H2O + MgCl2
HCl + NaHCO3  H2O + NaCl + CO2
H3O+(aq) + OH(aq)  2 H2O (l) kn = 1,4  1011 velmi rychlá
2 H2O (l)  H3O+(aq) + OH(aq) kd = 2,5  105 velmi pomalá
(molekula H2O se rozpadne jednou za 10 hodin)
(Co je poměr kd / kn ?)
Neutralizace
11
Brønsted - Lowryho silné a slabé kyseliny
HSO4
- (aq) + H2O (l) ⇄ H3O+(aq) + SO4
2-(aq)
Rovnovážná konstanta disociace protonu
= ionizační (disociační) konstanta kyseliny
= konstanta kyselosti
KC = [H3O+] [SO4
2-] / [HSO4
-] [H2O]
a(H2O) = x(H2O)  1   
 


4
2
43 .
HSO
SOOH
Ka
pKa = log Ka
voda je reagent i rozpouštědlo
12
Síla kyselin
pKa = log Ka
Kyselina pKa
NH3 35
ROH 15 – 18
H2O 14.0
CF3CH2OH 12.4
PhOH 10.0
NH4
+ 9.2
HCN 9.1
CH3COOH 4.75
HF 3.2
H3O+ 0
HCl 7
HClO4 10
HA(aq) + H2O (l) ⇄ H3O+(aq) + A-(aq)
Síla
kyseliny
roste
Silné
kyseliny
pKa záporné
  
 HA
AOH
Ka


.3
Slabé
kyseliny
pKa kladné
NH3 + H2O  H3O+(aq) + NH2
-(aq)
13
Síla kyselin a G
G = RT ln Ka = 2.3 RT pKa
HA(aq) + H2O (l) ⇄ H3O+(aq) + A-(aq)
Ka = [H3O+] [A-] / [HA]
pKa = log Ka
Ka pKa G
Slabá kyselina < 1 > 0 > 0
Silná kyselina > 1 < 0 < 0
  
 HA
AOH
Ka


.3
14
Brønsted - Lowryho silné báze
NH3 + H2O ⇄ H3O+ + NH2
pKa
(NH3) > pKa(H2O)
CaO + H2O  Ca(OH)2oxid
amid
15
Brønsted - Lowryho slabé baze
NH3(aq) + H2O (l) ⇄ NH4
+(aq) + OH (aq)
K = [NH4
+] [OH- ] / [NH3] [H2O]
Kb = [NH4
+] [OH- ] / [NH3] konstanta bazicity
pKb = log Kb
Rovnovážná konstanta protonace baze vodou
= ionizační (disociační) konstanta baze
= konstanta bazicity
16
Lewisovy kyseliny a baze
R
N
R
R
+
F
B
FF R
N
R
R F
B
F
F
Lewisova baze Lewisova kyselina
Lewisova kyselina – akceptor elektronového páru
Lewisova baze – donor elektronového páru
17
HSAB = teorie tvrdých a měkkých kyselin a bazí
Tvrdé kyseliny
Ti4+, Cr3+, Fe3+, Co3+ , H+
Měkké kyseliny
Cu+, Ag+, Hg+, Hg2+, Pd2+, Pt2+
Tvrdé baze
NH3, NH2R, N2H4, H2O,
OH-, O2-, ROH, RO-, OR2,
CO3
2-, SO4
2-, OClO3
-, Cl-,
F-, NO3
-, PO4
3-, OCOMe
Měkké baze
H-, R-, C2H2, C6H6,
CN-, CO, SCN-, PR3,
P(OR)3, AsR3, SR2,
SHR, SR-, I-
18
Brønsted – Lowryho nebo Lewisova kyselina ?
H+
H2SO4
HClO4
H3BO3 + H2O ⇄ B(OH)4
 + H+
19
Konjugované páry kyselin a bazí
H2O (l) + H2SO4(aq) ⇄ H3O+(aq) + HSO4
-(aq)
Silná kyselina Slabá baze
Kyselina Konjugovaná baze
Baze Konjugovaná kyselina
Silná baze Slabá kyselina
Konjugovaný pár kyseliny a baze je svázán výměnou protonu
20
Konjugované páry kyselin a bazí
CN (aq) + H2O (l) ⇄ HCN(aq) + OH (aq)
Báze Konjugovaná kyselina
Slabá báze Silná kyselina
Slabá kyselina Silná báze
Kyselina Konjugovaná báze
Konjugovaný pár kyseliny a baze je svázán výměnou protonu
21
Acidobazické vlastnosti vody
Voda je amfoterní – chová
se jako kyselina i báze
2 H2O (l) ⇄ H3O+(aq) + OH (aq)
Autoionizace vody
Voda je velmi
slabý elektrolyt
H2O (l) ⇄ H+(aq) + OH (aq)
KC = [H+][OH] / [H2O]2
a(H2O) = x(H2O)  1
Kw = [H+][OH] Kw = iontový součin vody
Kw = 1  10 14 [H+] = [OH] = 1  10 7 mol l1
pKw = 14 v čisté vodě při 25 °C a 101,325 kPa
22
Stupnice pH a pOH
pH =  log [H+]
[OH] = 1  10 7 mol l1
pOH =  log [1  10 7 ]
pOH = 7
[H+] = 1  10 7 mol l1
pH =  log [1  10 7 ]
pH = 7
V čisté vodě
[H+][OH-] = Kw
pH + pOH = pKW = 14.00
Konstanta pro vodné roztoky
(Iontový součin vody)
pH < 7 Roztok je kyselý
pH = 7 Roztok je neutrální
pH > 7 Roztok je bazický
1909
S. P. L. Sørensen vaření piva
23
pH a pOH stupnice
Kawah Ijen Lake, Indonesie
pH = 0,5
24
pH a pOH stupnice
[H+] [OH-]
pH
Roztok je kyselý Roztok je bazický
10-14
Koncentrace,moll1
25
Ka a Kb konjugovaného páru
NH3(aq) + H2O ⇄ NH4
+ (aq) + OH (aq)
Kb = [NH4
+] [OH- ] / [NH3] konstanta bazicity NH3
NH4
+(aq) + H2O ⇄ H3O+ (aq) + NH3(aq)
Kw = [H+][OH-] iontový součin vody
Ka = [H3O+] [NH3] / [NH4
+] konstanta kyselosti NH4
+
Ka  Kb = [H3O+] [NH3] / [NH4
+]  [NH4
+] [OH- ] / [NH3] = Kw
Ka  Kb = Kw pKa + pKb = 14
26
Ka oxoniového kationtu H3O+(aq)
H3O+(aq) + H2O (l) ⇄ H2O (l) + H3O+(aq)
KC = [H3O+] [H2O] / [H3O+] [H2O]
a(H2O) = x(H2O)  1
Ka = [H3O+] [H2O] / [H3O+] [H2O] = 1
pKa = 0 Oxoniový kation je silná kyselina
27
Kyselina Konjugovaná
báze
pKa
HClO4 ClO4
 10
HCl Cl  7
H3O+ H2O 0
HF F  3.2
CH3COOH CH3COO 4.75
HCN CN 9.1
NH4
+ NH3 9.2
PhOH PhO 10.0
CF3CH2OH CF3CH2O 12.4
H2O HO 14.0
ROH RO 15 – 18
NH3 NH2
 35
Sílakyselinyroste
Síla
konjug.
báze
roste
Ka × Kb = Kw pKa + pKb = 14
28
Reakční rovnováha
Reakce je posunuta na stranu slabé kyseliny a báze
Silnější kyseliny vytěsňují slabší
Silnější báze vytěsňují slabší
PhOH + F  ⇄ PhO + HF
Slabá kys. Slabá báze Silná báze Silná kyselina
Rovnováha posunuta doleva
CH3COOH + NH3 ⇄ CH3COO + NH4
+
Rovnováha posunuta doprava
29
Nivelizující účinek vody
Kyseliny silnější než
H3O+ jsou ve vodě
zcela disociovány
Báze silnější než
HO jsou ve vodě
zcela protonovány
Kyselina Konjugovaná
báze
pKa
HClO4 ClO4
 10
HCl Cl  7
H3O+ H2O 0
HF F  3.2
CH3COOH CH3COO 4.75
HCN CN 9.1
NH4
+ NH3 9.2
PhOH PhO 10.0
CF3CH2OH CF3CH2O 12.4
H2O HO 14.0
ROH RO 15 – 18
NH3 NH2
 35
30
pH silných kyselin a bazí
0.001 mol l1 Kyselina dusičná HNO3  H+ + NO3
[H+]
= 0.001 pH =  log[0.001] = 3
0.1 mol l1 Hydroxid draselný KOH  K+ + OH[OH-]
= 0.1 pOH =  log[0.1] = 1 pH = 14  pOH = 13
1 10-9 mol l1 Kyselina chlorovodíková HCl  H+ + Cl[H+]
= 1x10-9 pH = -log(1x10-9) = 9
H2O  H+ + OH- [H+] = 1 10-7
31
pH slabých kyselin
0
0
2
00
][][
][
][
][][][][
][][
)log(
][
]][[
HAKH
HA
H
K
cHAHHAHA
AH
KpK
HA
AH
K
a
a
HA
aaa










HA  H+ + ApH
= ½ pKa  ½ log cHA
Výchozí koncentrace
kyseliny
[H+] velmi malá u
slabých kyselin
pak [HA] = [HA]0
HA ⇄ H+ + A
32
HA ⇄ H+ + A- )log(
][
]][[
aaa KpK
HA
AH
K 

HCOOH H+ HCOOPočáteční
0.10 0 0
Změna – x x x
Rovnováha 0.10 – x x x
3
52
4
1012.4
107.1
1.0]1.0[107.1
]1.0[
]][[








xx
xx
xx
x
xx
Ka
0.10 4.12 10-3 4.12 10-3
pH =  log(4.12 10-3) = 2.39
Roztok 0.10 mol l1 kyseliny mravenčí, Ka = 1.74 10-4 . Jaké je pH ?
(relativně koncentrovaný)
HCOOH ⇄ H+ + HCOOx
velmi malé
pak [HA] = [HA]0
pH = ½ pKa  ½ log cHA
33
HCOOH H+ HCOOPočáteční
0.010 0 0
Změna – x x x
Rovnováha 0.010 – x x x
3
6442
642
4
1022.1
2
)1076.1(4107.1107.1
2
4
1076.1107.1
107.1
]01.0[
]][[













xx
xxx
a
acbb
x
xxxx
x
x
xx
Ka
0.010 1.22 10-3 1.22 10-3
pH =  log(1.22 10-3) = 2.9
Roztok 0.01 mol l1 kyseliny mravenčí (zředěný)
Když x není velmi malé vůči cHA
pak řešíme kvadratickou rovnici
34
Faktory určující sílu kyseliny
Disociační energie vazby, D(HA)
H-A  H· + ·A
Ionizační energie H, IE(H)
H·  H+ + e
Elektronová afinita A, EA(A)
·A + e  A–
Protonová afinita A AP(A)
H+ + A–  HA
Hydratační (solvatační) enthalpie
H+ + n H2O  H+ (aq)
A– + n H2O  A (aq)
HA
D(HA)
H.
+ A.
IE(H)
H+
+ e + A.
EA(A)
H+
+ A-
AP(A-
)
H+
(aq) + A-
(aq)
H solvatHr
HA + H2O ⇄ H+ (aq) + A- (aq) Hr = ?
35
Faktory určující sílu kyseliny
C C
O
OH
H
H
C C
O
OCl
Cl
Cl
H+
Me C
Me
Me
O
tBuOH pKa = 16
Slabá kyselina
Nejvíce záporného náboje na O
= nejvíce přitahuje H+
CH3COOH pKa = 4.75
CCl3COOH pKa = 0.52
Silná kyselina
= nejméně přitahuje H+
36
Kyselost roste v periodě doprava
Hydridy = sloučeniny prvků s vodíkem
S rostoucí elektronegativitou prvku roste kyselost, lepší
stabilizace záporného náboje
NaH = bazický hydrid:
Na+ (aq) + H- (aq) + H2O (l)  H2 (g) + Na+ (aq) + OH- (aq)
HCl = kyselý hydrid:
H+ (aq) + Cl- (aq) + H2O (l)  H3O+ (aq) + Cl- (aq)
Hydrid H-CH3 H-NH2 H-OH H-F
pKa 55 35 14 3.2
Kyselost roste
37
Kyselost roste ve skupině dolů
HX pKa HX pKa
HF 3.2 ROH 15-16
HCl 7 RSH 10
HBr 9 RSeH HI
9.5 RTeH 7
Kyselost
roste
Síla vazby
roste
38
Kyslíkaté kyseliny
Kyslíkaté nebo oxokyseliny = OH skupiny vázány k
elektronegativnímu centrálnímu atomu
n pKa Síla
0 7 Velmi slabé
1 2 Slabé
2 3 Silné
3 8 Velmi silné
(O)n Y(OH)m
Kyselost roste
39
Kyslíkaté kyseliny
(O)n Y(OH)m
•Stabilizace aniontů mezomerním efektem (rezonanční struktury)
•Rostoucí náboj na Y
oxidační číslo centrálního atomu
•Snížení nábojové hustoty na O
elektronegativita centrálního atomu
•Odsávání e. hustoty dalšími O atomy (-I)
usnadňují disociaci H+ = zvyšují sílu kyseliny
Y O
O
Y
O O
Y
O
O
O
Y
O
O
O
Kyselost roste
40
Oxidační číslo centrálního atomu
Kyselina Vzorec Ox.č. pKa
Chloristá O3Cl-O-H 7 10
Chlorečná O2Cl-O-H 5 3
Chloritá O Cl-O-H 3 2.00
Chlorná Cl-O-H 1 7.53
41
Elektronegativita centrálního atomu
Kyselina Vzorec
E-O-H
Elnegativita
E
pKa
Chlorná Cl-O-H 3.2 7.53
Bromná Br-O-H 3.0 8.69
Jodná I-O-H 2.7 10.64
42
Kyslíkaté kyseliny
M-O iontová
= slabé kyseliny (= hydroxidy)
NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 Si(OH)4 OP(OH)3 O2S(OH)2 O3ClOH
Mn+ - O2- - H
M-O kovalentní = silné kyseliny
Roste síla kyseliny
43
pKa vody vázané v komplexech
M O
H
H Kyselost protonů roste
Při zmenšujícím se iontovém poloměru
44
Kyselost vody hydratovaných kationtů
Kation Iontový
poloměr, Å
pKa
Be2+ 0,27 5,6
Mg2+ 0,74 11,4
Ca2+ 1,00 12,7
Sr2+ 1,18 13,2
Ba2+ 1,36 13,4
45
Kyselost vody hydratovaných kationtů
Kation Iontový
poloměr, Å
pKa
Na+ 1,02 14,1
Ca2+ 1,00 12,7
La3+ 1,03 8,5
Th4+ 0,94 3,2
46
Kyselost vody hydratovaných kationtů
Kation MO, Å pKa
[Al(H2O)6]3+ 1.89 4.9
[Ga(H2O)6]3+ 1.90 2.6
[In(H2O)6]3+ 2.16 3.9
[Tl(H2O)6]3+ 2.23 0.6
47
Reakce roztoků solí
Soli silné kyseliny – silné báze
HCl + KOH ⇄ H2O + KCl
H+ + Cl- + K+ + OH- ⇄ H2O + K+ + ClBez
efektu na pH
Neutrální
Silná kyselina – slabá báze - hydrolýza
HNO3 + NH3 ⇄ NH4
+ + NO3
-
NH4
+ + H2O ⇄ NH3 + H+ Kyselá reakce roztoku
pH = 7  ½ pKb  ½ log c
48
Reakce roztoků solí
NaOH + HF ⇄ H2O + Na+ + FF-
+ H2O ⇄ HF + OH- Zásaditá reakce roztoku
NH4
+ + H2O + F- + H2O ⇄ HF + OH- + NH3 + H+
Silná báze – slabá kyselina - hydrolýza
Slabá báze – slabá kyselina - hydrolýza
pH = 7 + ½ (pKa  pKb)
pH = 7 + ½ pKa + ½ log c
49
Pufry = tlumivé roztoky
Modelový pufr: 1.0 mol l1 kyseliny octové (HAc) a 1.0 mol l1
octanu sodného (NaAc) v roztoku. Přídavek NaAc sníží
kyselost roztoku HAc.
HAc + H2O ⇄ Ac + H3O+
Ac + H2O ⇄ HAc + HO
Funkce pufru = udržet konstantní pH
1. Přídavkem H+ se vytvoří nové molekuly HAc
2. Přídavkem OH se vytvoří nové molekuly Ac
3. pH je konstantní
50
Pufry
Slabá kyselina a její sůl
pH = pKa + log ([A] / [HA])
Henderson-Hasselbalchova rovnice:
Slabá baze a její sůl
pH = pKa + log ([B] / [BH+])
= 14  pKb + log ([B] / [BH+])
   
 


A
HA
KOH a3
51
Výpočty acidobazických rovnováh
1. Iontový součin Kw = [H+][OH-]
2. Disociační konstanta Ka = [H3O+] [A-] / [HA]
3. Podmínka elektroneutrality [H3O+] = [A-] + [OH-]
4. Látková bilance [HA]0 = [A-] + [HA]
5. Konjugovaný pár Ka  Kb = Kw
52
Titrace – řízená acidobazická reakce
Objem přidaného činidla, cm3
Bod ekvivalence
= stechiometrie reakce dosažena
Titrace silné kyseliny (HCl)
silnou bazí (KOH)
HCl + KOH  H2O + KCl
53
Titrace slabé kyseliny silnou bazí
Objem přidaného činidla, cm3
pH = ½ pKa  ½ log [HA]
pH = pKa
pH = vzniklé soli
pH = pKa + log ([A] / [HA])
pH = 7 + ½ pKa + ½ log c
54
Titrace slabé kyseliny silnou bazí
HAc + OH- ⇄ Ac + H2O
Na počátku titrace - slabá kyselina: pH = ½ pKa  ½ log [HA]
V polovině titrace - pufr
v bodě [A] = [HA], tj. 50% zneutralizováno (slabá kys. + sůl):
pH = pKa + log ([A] / [HA])
pH = pKa
V bodě ekvivalence jen sůl (slabé kyseliny a silné baze):
pH = 7 + ½ pKa + ½ log c
55
Indikátory
Látky, jejichž kyselina a konjugovaná báze mají rozdílnou
barvu
Fenolftalein
pH = 7.0 8.5 9.4 9.8 12.0
HIn + H2O ⇄ H3O+ + In-
56
Fenolftalein
C O
O
C -
O
O
OH O
HO -
O
- 2 H+
+ 2 H+
Bezbarvý Červený
57
Indikátory
HIn + H2O ⇄ H3O+ + In
KIN = [H3O+] [In] / [HIn]
Poznáme barevnou změnu, je-li jedné formy alespoň 10%
[H3O+] = KIN ([HIn] / [In] ) od 10:1 do 1:10
pH = pKIN  log ([HIn] / [In] )
Změna barvy
pH = pKIN ± 1
58
IndikátoryFFMOlakmus
0
7
14
pH
Barevný přechod
pH = pKIN ± 1
59
Titrace silné baze silnou kyselinou
Objem přidaného činidla, cm3
60
Titrace slabé baze silnou kyselinou
[B] = [BH+] pH = pKa + log ([B] / [BH+])
= 14  pKb + log ([B] / [BH+]) = 14  pKb
Ekvivalence pH = 14  pKb + log ([1] / [100]) = 14  pKb  2
Objem přidaného činidla, cm3
61
62
Solvoteorie kyselin a bazí
2 NH3 (kapalný) ⇄ NH4
+ + NH2
Autoionizační
konstanta (jako Kw v vodě)
K = [NH4
+] [NH2
-] = 2 10-33 (při 50 °C)
H2SO4 (100%) ⇄ H3SO4
+ + HSO4
K
= [H3SO4
+] [HSO4
-] = 1 10-5 (při 25 °C)
Autoionizace
Lyoniový ion
Lyátový ion
63
Solvoteorie kyselin a bazí
Kyselina = zvyšuje konc. lyoniovéhu iontu, kationtu
Báze = zvyšuje konc. lyátového iontu, aniontu
2 NH3 (kapalný) ⇄ NH4
+ + NH2
Titrace
v kapalném NH3
NH4Cl + KNH2 ⇄ KCl + 2 NH3
kyselina báze sůl rozpouštědlo
V kapalném NH3 je HAc silnější kyselina než ve vodě
64
Aprotické solvokyseliny a baze
Výměna částice rozpouštědla
2 SO2 (kapalný) ⇄ SO2+ + SO3
2Výměna
O2- solvokyselina SOCl2 - báze MgSO3
2 BrF3 (kapalný) ⇄ BrF2
+ + BrF4
Výměna
F- solvokyselina SbF5
65
Superkyseliny
2 HSO3F ⇄ H2SO3F + + SO3FHSO3F
+ SbF5 ⇄ H2SO3F + + [SbF5(SO3F)]Magická
kyselina
Protonace methanu
CH4 + H2SO3F + ⇄ HSO3F + CH5
+
66
Hammetova funkce
B + H+ ⇄ BH+ B = slabá baze = např. trinitroanilin
H0 = pKBH – log [BH] / [B]
KBH = [B] [H+] / [BH]
H0 = pH
HF -11
H2SO4 -12.1
HSO3F -15
HF + SbF5 -21.1
HSO3F + SbF5 -26.5
67
Superkyseliny
Nejsilnější známá kyselina H(CHB11Cl11)
Velmi malá afinita k protonu
Záporný náboj delokalizován na velkém aniontu
Halogeny odsávají e-hustotu