Kwasy i zasady oraz teorie kwasowo-zasadowe

autor: Faradaj

Spis treści:

1.       1. Teoria Arrheniusa

1.1.              Kwasy – definicja, podział, przykłady, dysocjacja

1.2.              Otrzymywanie, właściwości i zastosowanie kwasów

1.3.              Zasady i wodorotlenki – definicja, przykłady, otrzymywanie

1.4.             Sole – definicja, przykłady, otrzymywanie, hydroliza

1.5.             Wskaźniki odczynu

2.      2.Teoria Bronsteda-Lowry-ego

2.1.              Kwasy

2.2.             Zasady

2.3.             Kwestia wody

3.       3. Teoria Lewisa

3.1.             Kwasy

3.2.             Zasady

3.3.             Kwestia wody

4.       4. Porównanie teorii

1.Teoria Arrheniusa – w tajniki tej teorii jesteśmy wprowadzani w klasie drugiej gimnazjum wg programu zaproponowanego przez podręcznik „Chemia Nowej Ery”, który serdecznie w gimnazjum polecam (Ciekawa chemia – niestety nie wprowadza systematycznie i dokładnie materiału oraz nie utrwala wiedzy).

1.1. Kwasy – definicja, podział, przykłady, dysocjacja

Gimnazjum:

Kwas –to związek chemiczny, który w środowisku wodnym dysocjuje (tzn. rozpada się pod wpływem wody) na kationy (jony dodatnie) wodoru i aniony(jony ujemne) reszt kwasowych.

Szkoła średnia:

Kwas –to związek chemiczny, który w środowisku wodnym dysocjuje na kationy (jony dodatnie) wodoru, powodując podwyższenie ich stężenia.

            Jego wzór ogólny:  H_xR,

gdzie:              H – atom wodoru                  R – x wartościowa reszta kwasowa

KWASY
Beztlenowe	tlenowe
HCl – kwas chlorowodorowy/kwas solny HF – kwas fluorowodorowy H2S – kwas siarkowodorowy Związki o tym wzorze to gazy: chlorowodór, fluorowodór, siarkowodór, kwasami nazywamy ich wodny roztwór	H2SO4 – kwas siarkowy (VI) H2SO3 – kwas siarkowy (IV)/siarkawy H3PO4 – kwas fosforowy (V)/ortofosforowy(V) H2CO3 – kwas węglowy HNO3 – kwas azotowy(V) HNO2 – kwas azotowy(III)/azotawy Nazwę tworzymy od atomu centralnego kwasu, w przypadku, gdy atom ma więcej niż jedną wartościowość, podajemy ją w nawiasie jako liczbę rzymską.

Dysocjacja elektrolityczna – jest to rozpad związku chemicznego o ładunku neutralnym pod wpływem wody na jony dodatnie(kationy) i jony ujemne(aniony).

Zachodzi wg ogólnego równania:

H_xR   -H2O-> x H⁺ + R^x-

Czytamy: Jedna cząsteczka kwasu HxR dysocjuje na x kationów wodoru i jeden anion reszty kwasowej.

HCl   -H2O->  H⁺ + Cl^-

Czytamy: Jedna cząsteczka kwasu chlorowodorowego dysocjuje na jeden kation wodoru i jeden anion chlorkowy.

H₂SO₄   -H2O-> 2 H⁺ + SO₄^2-

Czytamy: Jedna cząsteczka kwasu siarkowego (VI) dysocjuje na dwa kationy wodoru i jeden anion siarczanowy (VI).

Dysocjacja stopniowa  

H₂SO₄   -H2O->  H⁺ + HSO₄^-

HSO₄^-   -H2O->  H⁺ + SO₄^2-

Zadania po lekcji:

1.       Napisz reakcję dysocjacji kwasu chlorowego(V) – HClO₃ oraz interpretację słowną reakcji.

2.       Napisz reakcje dysocjacji stopniowej kwasu borowego : H₃BO₃

1.2. Otrzymywanie, właściwości i zastosowanie kwasów

Tu szybko przelecimy z informacjami o najważniejszych kwasach:

HCl

Nazwa systematyczna: kwas chlorowodorowy

Nazwa zwyczajowa: kwas solny

Moc: mocny kwas

Otrzymywanie:

a.      poziom gimnazjalny:

H_2(g) +Cl_2(g) -->2 HCl_(g)         

b.      poziom szkoły średniej – reakcja dysmutacji (dysproporcji):

Cl₂+H₂O --> HCl + HClO

Właściwości HCl(aq)
Fizyczne:	Chemiczne:
*ciecz *bezbarwna *stężony roztwór dymi na powietrzu *gęstość większa od gęstości wody	* kwas nieorganiczny * kwas beztlenowy * żrący

Zastosowanie:
- przemysł chemiczny (niektóre barwniki)
- przemysł farmaceutyczny (leki na niedokwasotę)
- przemysł metalurgiczny (oczyszczanie rud metali)
- przemysł spożywczy (sztuczny miód – nie przepadam za naturalnym miodem, ale w niektórych ciastkach bardzo mi smakuje)
- przemysł tworzyw sztucznych (niektóre związki organiczne po reakcji z HCl są wykorzystywane do produkcji tworzyw sztucznych np. C₂H₂+HCl à C₂H₃Cl (chlorek winylu wykorzystywany do produkcji PCV))

H₂S

Nazwa systematyczna: kwas siarkowodorowy

Nazwa zwyczajowa: -------------

Nazwa zalecana przez IUPAC: sulfan (przyda się przy chemii organicznej)

Moc: słaby kwas

Otrzymywanie siarkowodoru:

a.      w katalizowanej reakcji wodoru z siarką

H₂ +S --> H₂S         

b.      w reakcji wypierania przez silniejszy kwas z soli np. siarczku żelaza(II)

FeS +HCl --> H₂S+FeCl₂         

c.       w reakcji hydrolizy siarczku glinu

Al₂S₃+6H₂O --> 3H₂S + 2Al(OH)₃         

Następnie siarkowodór plus woda daje nam kwas siarkowodorowy.

Właściwości H2S(aq)
Fizyczne:	Chemiczne:
*ciecz *bezbarwna	* kwas nieorganiczny * kwas beztlenowy * wydziela charakterystyczny duszący zapach zgniłych jaj * trujący

Zastosowanie:
- przemysł chemiczny (do oznaczania niektórych jonów)
- przemysł kosmetyczny (depilatory)
- medycyna (składnik wód leczniczych)

H₂SO₄

Nazwa systematyczna: kwas siarkowy (VI)

Nazwa zwyczajowa: kwas siarkowy

Moc: mocny kwas

Otrzymywanie kwasu siarkowego(VI):

a.      w reakcji tlenku kwasowego(bezwodnika kwasowego) z wodą

SO₃+H₂O --> H₂SO ₄       

Właściwości H2SO4
Fizyczne:	Chemiczne:
*oleista ciecz *bezbarwna *gęstość większa od gęstości wody *higroskopijny	* kwas nieorganiczny * kwas tlenowy * żrący * zwęgla substancje organiczne

Zastosowanie:
- przemysł chemiczny(petrochemia, oczyszczanie związków org.,jako katalizator np.reakcja nitrowania)
- środki czystości
-motoryzacja (akumulator ołowiowy, oczyszczanie powierzchni auta przed malowaniem)
-medycyna (do produkcji polopiryny)

H₂SO₃

Nazwa systematyczna: kwas siarkowy (IV)

Nazwa zwyczajowa: kwas siarkawy

Moc: słaby kwas

Otrzymywanie kwasu siarkowego(IV):

a.      w reakcji tlenku kwasowego(bezwodnika kwasowego) z wodą

SO₂+H₂O --> H₂SO ₃       

Właściwości H2SO3
Fizyczne:	Chemiczne:
*ciecz *bezbarwna	* kwas nieorganiczny * kwas tlenowy * trujący *nietrwały * charakterystyczny zapach SO2 ­* zdolności wybieląjce

Zastosowanie:
- przemysł chemiczny(do produkcji innych kwasów)
- rolnictwo (jego sole w nawozach)
-papiernictwo i włókiennictwo (do wybielania)
- dezynfekcja (zdolności antyseptyczne)

HNO₃

Nazwa systematyczna: kwas azotowy (V)

Nazwa zwyczajowa: kwas azotowy

Moc: mocny kwas

Otrzymywanie kwasu azotowego(V):

a.      w reakcji tlenku kwasowego(bezwodnika kwasowego) z wodą

N₂O₅+H₂O --> 2HNO ₃       

Właściwości HNO3
Fizyczne:	Chemiczne:
*ciecz *bezbarwna *gęstość większa od gęstości wody	* kwas nieorganiczny * kwas tlenowy * żrący * ostry zapach *dobry utleniacz

Zastosowanie:
- przemysł chemiczny(lakiery do paznokci z nitrocelulozą)
- materiały wybuchowe (nitrogliceryna)
- paliwa rakiet
- rolnictwo (nawozy)

H₂CO₃

Nazwa systematyczna: kwas węglowy

Nazwa zwyczajowa: -------------------

Moc: słaby kwas

Otrzymywanie kwasu węglowego(IV):

a.      w reakcji tlenku kwasowego(bezwodnika kwasowego) z wodą

CO₂+H₂O --> H₂CO ₃       

Właściwości H2CO3
Fizyczne:	Chemiczne:
*ciecz *bezbarwna	* kwas nieorganiczny * kwas tlenowy *nietrwały * bezwonny

Zastosowanie:
- przemysł chemiczny
- przemysł spożywczy(woda sodowa)
- medycyna (kąpiele)

H₃PO₄

Nazwa systematyczna: kwas fosforowy(V)

Nazwa zwyczajowa/oznajmująca jego budowę: kwas ortofosforowy (V)

Moc: mocny kwas

Otrzymywanie kwasu fosforowego(V):

a.      w reakcji tlenku kwasowego(bezwodnika kwasowego) z wodą

P₄O₁₀+6H₂O --> 4H₃PO ₃       

Właściwości H3PO4
Fizyczne:	Chemiczne:
*ciało stałe, dobrze rozpuszcza się w wodzie *bezbarwna	* kwas nieorganiczny * kwas tlenowy * drażniący

Zastosowanie:
- przemysł spożywczy (cola)
- rolnictwo (nawozy)
- motoryzacja (czyszczenie felg)

1.3. Zasady i wodorotlenki– definicja, przykłady, otrzymywanie

                Wodorotlenek – związek chemiczny zbudowany z metalu i grup wodorotlenkowych.

Wzór ogólny wodorotlenku:   M(OH)_X

Gdzie:   M – metal x wartościowy            OH – grupa hydroksylowa

Gimnazjum:

Zasada –to związek chemiczny, który w środowisku wodnym dysocjuje (tzn. rozpada się pod wpływem wody) na kationy (jony dodatnie) metal/bądź reszty amonowej i aniony(jony ujemne) wodorotlenkowe(hydroksylowe) = rozpuszczalny wodorotlenek.

Szkoła średnia:

Zasada –to związek chemiczny, który w środowisku wodnym dysocjuje na aniony (jony ujemne) wodorotlenkowe(hydroksylowe), powodując podwyższenie ich stężenia.

Przykłady wodorotlenków
Rozpuszczalne w wodzie	Nierozpuszczalne
Wodorotlenki Litowców i Berylowców bez Be i Mg: KOH, NaOH, LiOH, Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ra(OH)2 Otrzymywanie: Me + xH2O à Me(OH)x + x/2 H2 K + H2O à KOH + ½ H2  Jest to reakcja bardzo egzoenergetyczna. Możemy to zaobserwować po wrzuceniu: a.       sodu – sód tańczy na wodzie przed całkowitym roztworzeniem. b.      potasu – do tańca dokłada różowy płomień. Można również użyć zamiast metalu jego tlenku: CaO + H2OàCa(OH)2 K2O + H2O à 2 KOH	Fe(OH)3  , Mn(OH)2  itd. Otrzymujemy za pomocą reakcji strąceniowej: FeCl3+3NaOH à Fe(OH)3 (osad)+ 3 NaCl

            

1.4. Sole – definicja, przykłady, otrzymywanie

 Szczegółowo zostaną omówione w lekcji: /miejsce na link/

Sole – są to związki, które zbudowane są z anionów reszt kwasowych i kationów metali lub amonowych.

Ze względu na obecność lub nieobecność jonów: H⁺, OH^-  możemy wyróżnić:

- sole klasyczne: NaCl, AgNO₃ etc.

- hydroksosole: (BaOH)₂SO₄, Al(OH)₂Cl itp.

- wodorosole: NaHCO₃, CaHPO₄ itd.

- sole uwodnione: CuSO₄*6H₂O, CoCl₂*6H₂O

Sole otrzymujemy w rekacjach:

a.       kwas + zasada àsól + woda (reakcja zobojętniania)

b.      kwas + metal aktywny à sól + wodór

c.       kwas + tlenek metalu à sól + woda

d.      tlenek kwasowy + zasada àsól o reszcie kwasowej tlenowej + woda

e.      metal + niemetal à sól o reszcie kwasowej beztlenowej

f.        sól I + kwas I à sól II _(osad) + kwas II

g.       sól I + zasada à sól II + wodorotlenek_(osad)

h.      sól I + sól II à sól III _(osad) + sól IV

metal aktywny – metal aktywniejszy od wodoru.

1.5. Wskaźniki pH

pH – jest to ujemny logarytm z stężenia molowego kationów wodoru w roztworze

pOH – jest to ujemny logarytm z stężenia molowego anionów wodorotlenkowych w roztworze

pOH + pH = 14

Dokładniej pH zostanie omówione w innej lekcji: /miejsce na link/.

	Odczyn kwasowy [H+]>[OH-], pH<7 p="">	Odczyn obojętny [H+]=[OH-], pH=7	Odczyn zasadowy + <[OH-], pH>7
Papierek uniwersalny	Czerwony/pomarańczowy	żółty	Zielony/niebieski
fenoloftaleina	bezbarwna	bezbarwna	Malinowa/buraczkowa
Oranż metylowy	czerwony	pomarańczowy	Pomarańczowy
Błękit tymolowy	czerwony	żółty	niebieski

Uwaga! Zastosowano uproszczenie, nie dla każdego roztworu kwaśnego błękit tymolowy stanie się czerwony. Roztwór musi mieć odpowiednio niskie pH – tak samo dla zasady.

2.       Teoria Bronsteda-Lowry’ego

Kwas –związek chemiczny, który może być donorem jonu H⁺

Zasada – związek chemiczny, który może być akceptorem jonu H⁺

Donor – dostarczyciel czyt. Ten, który dostarcza/daje

Akceptor – przyjmujący czyt. Ten, który przyjmuje/akceptuje otrzymanie

Tłumacząc to najprościej:

W tej teorii kwasy są to wszystkie związki chemiczne, które mogą oddać H⁺ np.

Rozważmy reakcję dysocjacji kwasu solnego:

HCl + H₂O --> H₃O⁺ + Cl^-

HCl – nasz kwas solny bierze udział w reakcji dostarczając swój H⁺ , jest więc on kwasem Bronsteda

H₂O – przyjmuje proton stając się jonem oskoniowym/hydroniowym, pełni więc w reakcji rolę zasady

Inny przykład

H₂SO₄ + OH^- -->H₂O + HSO₄^-

Kwas siarkowy (VI)  pełni tutaj rolę kwasu, podczas gdy rolę zasady pełni anion OH^-

NH₄⁺ + NO₃^- --> NH₃ + HNO₃

Jon amonowy pełni rolę kwasu, a azotanowy(V) zasady.

Warto zauważyć, że kwasem lub zasadą w tej teorii mogą być jony.

W tej teorii występują również związki, które pełnią rolę kwasu i zasady. Nazywamy je związkami amfiprotycznymi:

H₂O + H₂O <=> H₃O⁺ + OH^-

3.       Teoria Bronsteda-Lowry’ego

Kwas –związek chemiczny, który może być akceptorem pary elektronowej

Zasada – związek chemiczny, który może być donorem pary elektronowej

Donor – dostarczyciel czyt. Ten, który dostarcza/daje

Akceptor – przyjmujący czyt. Ten, który przyjmuje/akceptuje otrzymanie

Tłumacząc to najprościej:

W tej teorii zasady to wszystkie związki, które posiadają wolną parę elektronową.

Kwasy to związki, które posiadają tzw. lukę elektronową, czyli brakuje mu jednej pary elektronowej do konfiguracji elektronów walencyjnych najbliższego helowca.

Przykłady:

NH₃ + BH_{3 -->} H₃N-BH₃

Amoniak, jak dobrze wiemy z jego budowy posiada wolną parę elektronową, BH₃ wolną lukę elektronową (Bor ma trzy elektrony walencyjne, które uwspólnił z trzema elektronami wodorów, więc ma 6 elektronów, czyli brakuje mu jednej pary elektronów do oktetu).

 

Widzimy –więc-, że amoniak pełni rolę zasady, a mono-boran pełni rolę kwasu. Otrzymany związek ma miano: soli Lewisa – występuje w nim wiązanie koordynacyjne/akceptorowo-donorowe – o rodzajach wiązań można poczytać tutaj: /miejsce na link/

     4.     Porównanie teorii:

	T. Arrheniusa	T. Bronsteda	T. Lewisa
Kwas	Związek chemiczny, który dysocjuje na kationy wodoru, powodując zwiększenie ich stężenia	Związek chemiczny, który może być donorem kationu wodoru (protonu)	Związek chemiczny, który może być akceptorem pary elektronowej, posiada lukę
Zasada	Związek chemiczny, który dysocjuje na aniony wodorotlenkowe, powodując zwiększenie ich stężenia	Związek chemiczny, który może być akceptorem kationu wodoru (protonu)	Związek chemiczny, który może być donorem pary elektronowej.
Sól	Związek chemiczny, który dysocjuje na kationy metali i aniony reszt kwasowych	Nie istnieje,	Związek kwasu i zasady połączonych wiązaniem koordynacyjnym