Rodzaje kwasów.

własciwości , reakcje otrzymywania , zastosowanie.

WŁAŚCIWOŚCI KWASÓW

Budowa kwasów

• Kwasy zbudowane są z atomu lub atomów wodoru i reszty kwasowej. Ich wzór ogólny to:

• H_nR

• H - atom wodoru

• n - liczba atomów wodoru, wartościowość R

• R - reszta kwasowa

• Kwasy tworzy większość niemetali, a wyjątek stanowi węgiel, który z wodorem tworzy węglowodory, będące związkami organicznymi. Ich struktura ściśle zależy od składu, ponieważ w kwasach występują różne rodzaje wiązań.

• Podział kwasów z uwagi na resztę kwasową:

• Tlenowe:

• kwas siarkowy (IV) H₂SO₃

• kwas siarkowy (VI) H₂SO₄

• kwas fosforowy (V) H₃PO₄

• kwas azotowy (V) HNO₃

• kwas azotowy (III) HNO₂

• kwas węglowy H₂CO₃

• Beztlenowe:

• kwas bromowodorowy HBr

• kwas siarkowodorowy H2S

• kwas chlorowodorowy HCl

• kwas jodowodorowy HI

• Własności fizyczne

• kwaśny smak

• zazwyczaj ostry zapach (mocne kwasy)

• Właściwości chemiczne

• barwienie wskaźników (np lakmus na kolor czerwony)

• reagują z wodorotlenkami z utworzeniem soli

• roztwarzają wiele metali

Kwasy można podzielić z racji ich mocy na:

• mocne:

• kwas siarkowy H ₂SO₄,

• kwas azotowy HNO₃,

• kwas solny HCl

• słabe:

• kwasy organiczne: kwas octowy CH₃COOH, kwas mrówkowy HCOOH

• kwas węglowy H₂CO₃

• Występowanie

• Kwasy i ich sole są powszechne w przyrodzie. W skorupie ziemskiej występują glinokrzemiany i krzemiany.

• Zastosowanie

• w przemyśle

• w technice

• w rolnictwie

• w medycynie

• Otrzymywanie

• kwasy beztlenowe: w reakcji wodoru z niemetalem (odpowiednim), a następnie rozpuszczenie w wodzie

• kwasy tlenowe: poprzez reakcję tlenku niemetalu (tlenku kwasowego) z wodą

Charakterystyka poszczególnych kwasów:

kwas siarkowy(IV) H₂SO₃

• Własności fizyczne

• bezbarwna ciecz

• dusząca woń

• Właściwości chemiczne

• trwały jedynie w rozcieńczonym roztworze

• kwas o mocy średniej

• posiada właściwości redukujące

• tworzy sole (siarczany(IV)

• Otrzymywanie

Przez rozpuszczenie SO₂ w wodzie:

SO₂ + H₂O = H₂SO₃

• Zastosowanie

• w wytwarzaniu papieru

• w olejów, parafiny

• w tkanin

• w syntezie organicznej

• jako środek dezynfekujący i konserwujący

kwas siarkowy(VI) H₂SO₄

• Własności fizyczne

• bezwonna, bezbarwna, ciecz oleista

• silnie higroskopijny

• temperatura krzepnięcia 10,4°C

• gęstość 1,838 g/cm³

• rozpuszcza się w wodzie bez ograniczeń, a procesowi temu towarzyszą efekty cieplne

• tworzy z wodą azeotrop (wodny roztwór zawierający 98,3% kwasu siarkowego), który wrze

• w temperaturze 336,5°C

• jest żrący dla skóry

• Właściwości chemiczne

• mocny kwas

• ma silne właściwości utleniające

• tworzy sole obojętne i wodorosole

• działając np. na biało powoduje jego zwęglanie

• Otrzymywanie

Produkcja kwasu siarkowego (VI) polega na otrzymaniu dwutlenku siarki (SO₂) z utleniania pirytu, a następnie jego dalszego utlenienia do trójtlenku siarki SO₃. Po rozpuszczeniu w wodzie powstaje kwas. W przemyśle używa się metody kontaktowej. Katalityczne utlenianie SO₂ do SO₃ następuje w podwyższonej temperaturze (500°C) z użyciem tlenu z powietrza. Otrzymany tlenek jest absorbowany przez kwas siarkowy (VI) i tworzy się kwas lub oleum (dymiący kwas siarkowy z SO₃). Inna metoda komorowa, w zasadzie w dzisiejszych czasach nie stosowana, wykorzystuje do utleniania SO₂ tlenki azotu (jako przenośniki tlenu). W metodzie tej utworzony kwas jest mniej stężony (60%), w wieżowej metodzie bardziej (75%).

• Zastosowanie

• do produkcji nawozów mineralnych

• w przemyśle barwników

• w przemyśle materiałów wybuchowych

• do osuszania gazów

• w syntezie organicznej do sulfonowania oraz podczas nitrowania

• do rafinacji olejów, nafty, tłuszczów

• do wytrawienia żelaza oraz oczyszczania powierzchni metali

• do produkcji kwasu solnego

• w produkcji akumulatorów

• jako chemiczny odczynnik

• w garbarstwie

• w branży spożywczej

• w przemyśle włókienniczym

• w przemyśle papierniczym

kwas fosforowy H₃PO₄

• Własności fizyczne

Ma postać cieczy o gęstości syropu.

• Właściwości chemiczne

• kwas o mocy średniej

• po ogrzaniu kondensuje z utworzeniem ortopolikwasów fosforowych

• tworzy sole

• tworzy estry

kwas azotowy(V) HNO₃

• Własności fizyczne

• bezbarwna ciecz

• dymi na powietrzu

• temperatura wrzenia 86°C

• gęstość 1,50 g/cm³

• tworzy 68-procentowy azeotrop z wodą o temperaturze wrzenia 121,8°C

• ma działanie żrące w stosunku do skórę, powoduje gojące się trudno oparzenia

• Właściwości chemiczne

• ulega rozkładowi wyniku wystawienia na światło na tlenek azot (IV), stąd jego żółte zabarwienie

• posiada silne właściwości kwasowe i utleniające

• roztwarza większość metali (oprócz platyny, złota, irydu, rodu i tantalu)

• powoduje pasywacje niektórych metali, np. żelaza, glinu

• działa nitrujaco lub utleniająco w stosunku do substancji organicznych

• Otrzymywanie

• W przemyśle pospolicie używa się metody kontaktowej. Istotą tego sposobu jest utlenianie amoniaku tlenem

• z powietrza atmosferycznego z zastosowaniem katalizatora - siatek platynowych:

• 4NH₃ + 5O₂ = 4NO + 6H₂O

• Tlenek azotu (II) ulega samorzutnemu utlenieniu do dwutlenku azotu (NO₂), a następnie rozpuszczony

• w wodzie destylowanej tworzy kwas. Inną metodą, obecnie nie używaną polega na otrzymywaniu kwasu poprzez przepuszczanie azotu i tlenu poprzez łuk elektryczny.

• Zastosowanie

• Używany jest powszechnie jako utleniacz.

kwas azotowy(III) HNO₂

• Właściwości chemiczne

• jest słaby i nietrwały, dlatego istnieje wyłącznie w roztworach wodnych rozcieńczonych

• ulega reakcji dysproporcjonowania:

• 3HNO₂ = HNO ₃ + 2NO + H₂O

• wykazuje słabe właściwości utleniające jaki i redukujące

• tworzy sole - azotany(III) i sole diazoniowe

• tworzy estry oraz związki nitrowe

• Zastosowanie

• Jego pochodna azotan(III) pentylu stosowana jest w lecznictwie.

kwas węglowy H₂CO₃

• Właściwości chemiczne

• jest słabym kwasem

• łatwo ulega rozkładowi:

• H₂CO₃ = CO₂ + H₂O

• tworzy sole obojętne i wodorosole

• Otrzymywanie

• Otrzymuje się go rozpuszczając CO₂ w wodzie:

• CO₂ + H₂O = H₂CO₃

kwas chlorowodorowy HCl (kwas solny)

• Własności fizyczne

• bezbarwna ciecz

• dusząca woń

• dymiący na powietrzu

• tworzy azeotrop przy stężeniu 20,24%, który wrze w temperaturze. 110°C

• Właściwości chemiczne

• bardzo mocny kwas

• reaktywny chemicznie

• roztwarza większość metali

• tworzy sole – chlorki

• Otrzymywanie

• Produkuje się go wykorzystując urządzenia kamionkowych (turyle) lub tantalowe do absorpcji chlorowodoru

• w wodzie.

• Zastosowanie

• w branży chemicznej,

• w przemyśle włókienniczym,

• w branży spożywczej,

• przy produkcji tworzyw sztucznych,

• w metalurgii,

• w analizie oraz syntezie chemicznej,

• jako rozpuszczalnik sam i w wodzie królewskiej

• uczestniczy w trawieniu - żołądkowy HCl

siarkowodór H₂S

• Własności fizyczne

• bezbarwny gaz

• zapach zgniłych jaj

• dobrze rozpuszcza się w wodzie

• temperatura wrzenia -60,3^oC

• działanie toksyczne

• Właściwości chemiczne

• gdy rozpuści się go w wodzie w małych stężeniach powstaje wodę siarkowodorową,

• a w dużych - kwas siarkowodorowy

• tworzy wielosiarkowodory (H₂S_x, x = 2 - 8)

• posiada właściwości redukujące

• Występowanie

• Powstaje wskutek gnicia białek, jest obecny w wyziewach wulkanicznych i wodach mineralnych.

• Otrzymywanie

• Można wytworzyć go w reakcji kwasów lub wody na siarczki.

• Zastosowanie

• do wytwarzania kwasu siarkowego

• jako chemiczny odczynnik

Główne właściwości chemiczne i fizyczne wodorotlenków

• Substancja stała o budowie jonowej.

• W roztworach wodnych dysocjują na kationy metalu i aniony OH^-.

• W stanie stopionym przewodzą prąd elektryczny.

• W reakcjach z kwasami tworzą sól i wodę.

• W wodzie powodują zabarwienie papierka uniwersalnego na niebieski.

• Pochłaniają dwutlenek węgla z powietrza.

• Wykazują tak zwaną śliskość roztworu.

• Wodorotlenki to z reguły substancje aktywne chemicznie. Najbardziej charakterystyczną reakcją dla wodorotlenków jest reakcja z kwasami. Podobnie jak kwasy, roztwory wodne przewodzą prąd elektryczny. Jeżeli roztwory wodorotlenków przewodzą prąd elektryczny, to dowodzi że w roztworze muszą znajdować się nośniki prądu elektrycznego.nki to bez wyjątku ciała stałe, często zabarwione, o różnej rozpuszczalności w wodzie.

• Wodorotlenki

• wodorotlenek sodu

• NaOH

• wodorotlenek potasu

• KOH

• wodorotlenek wapnia

• Ca(OH)₂

• wodorotlenek magnezu

• Mg(OH)₂

• wodorotlenek glinu

• Al(OH)₃

• wodorotlenek żelaza(III)

• Fe(OH)₃

• wodorotlenek miedzi(II)

• Cu(OH)₂

• Wodorotlenki w praktycznym zastosowaniu

• Najważniejszymi wodorotlenkami są;

• wodorotlenek sodu

• wodorotlenek wapnia

• Wodorotlenek sodu

• Wodorotlenek sodowy NaOH mazywany jest sodą kaustyczną. Jest to biała substancja, która pochłania wilgoć z powietrza i łatwo rozpuszcza się w wodzie.

• Roztwory jej są w dotyku śliskie jak mydło i działają wybitnie niszcząco na naskórek.
  Wodorotlenek sodowy jest cennym odczynnikiem i należy do ważnych chemikaliów przemysłowych. Używa się go do wytwarzania:

• mydła

• rafinacji ropy naftowej

• produkcji papieru, tekstyliów

• szkła

Zastosowanie:

Służy do wyrobu mydła środków piorących, celulozy, jedwabiu wiskozowego, barwników, papieru, szkła, detergentów. Jest stosowany w przemyśle włókienniczym, regeneracji kauczuku, do rafinacji ropy naftowej. Jest ważnym odczynnikiem, stosowanym w laboratoriach.

 Otrzymywanie :

połączenie tlenku sodu z wodą:

Reakcja ta przebiega energicznie z uwolnieniem swobodnego wodoru, który może ulec zapłonowi. Użycie niewielkiej ilości sodu jest jednak bezpieczne i dlatego też jest często pokazywane w szkołach jako przykład reakcji metalu aktywnego z wodą.

Wodorotlenek wapnia

• Wodorotlenek wapnia znany jest pod nazwą wapno gaszone i otrzymywany jest w reakcji tlenku wapnia (wapno palone) z wodą.

• Otrzymane w ten sposób wapno gaszone jest białym proszkiem, który po zmieszaniu z wodą i piaskiem daje zaprawę murarską. Zaprawa tężeje w wyniku reakcji chemicznej dwutlenku węgla z powietrza z wodorotlenkiem wapnia. Powstaje węglan wapnia (sól), który spaja ziarna piasku.

Zastosowanie:

• Wodorotlenek wapnia w przemyśle wykorzystuje się do:

• produkcji matertiałów budowlanych

• produkcji leków

• produkcji środków odkażających i dezynfekcyjnych

• w przemyśle cukierniczym

Otrzymywanie :

• Wodorotlenek wapnia otrzymuje się na skalę przemysłową w reakcji gaszenia wapna palonego, czyli reakcją z wodą:

• Wodorotlenek glinu

• Otrzymywanie 

• Otrzymuje się go zwykle jako biały, krystaliczny osad w wyniku wprowadzenia dwutlenku węgla do roztworu glinianu.

• Charakterystyka 

• Po wysuszeniu jest to biały, bezpostaciowy proszek. Postać osadu zależy od sposobu strącenia, gdy wodorotlenek strąca się powoli otrzymuje się krystaliczny osad, który ulega znacznie trudniej działaniu kwasów i ługów. Świeżo strącony bezpostaciowy osad, który nie zdążył się "zestarzeć" i przejść w postać krystaliczną łatwo rozpuszcza się w kwasach i zasadach. Ogrzewanie wodorotlenku glinu prowadzi do powstania tlenek glinu.

• Zastosowanie :

• Jest on stosowany w produkcji papieru, mydła, kosmetyków, środków na nadkwaśność żołądka (w połączeniu z wodorotlenkiem magnezu oraz w lecznictwie (substancja ścierająca i polerująca przy produkcji proszków i past do zębów). Z uwagi na wydzielanie wody w podwyższonej temperaturze, dodaje się go do izolacji specjalnych kabli energetycznych w celu zwiększenia ich odporności na ogień.

Wodorotlenek potasu

Wodorotlenek potasu (potaż żrący, potaż kaustyczny), KOH - nieorganiczny związek chemiczny z grupy wodorotlenków, jedna z najsilniejszych zasad.

Otrzymywanie:

potasu Na skalę przemysłową otrzymuje się go poprzez elektrolizę roztworu chlorku potasu wykorzystaniem katody rtęciowej (proces analogiczny jak przy produkcji wodorotlenku sodu). Dawniejszą metodą produkcji wodorotlenku potasu była kaustyfikacja węglanu.

Zastosowanie:

• stosowany jako środek suszący i bielący, w technikach graficznych,

• wykorzystywany w litografii w procesie grawerowania,

• do pochłaniania dwutlenku węgla i pary wodnej z powietrza,

• stosowany do otrzymywania innych związków potasu, głównie soli,

• stosuje się go też do wyrobu miękkich mydeł,

• w syntezach organicznych jako mocna zasada.