Jeżeli pierwiastek tworzy więcej kwasów w których ma tę samą wartościowość rozróżnia się je poprzez
przedrostki:

meta

– mniejsza ogólna liczba atomów w cząsteczce,

orto

- większa ogólna liczba atomów w cząsteczce.

Np.
H

2

SiO

3

- kwas metakrzemowy(IV) H

4

SiO

4

- kwas ortokrzemowy(IV)

HPO

3

- kwas metafosforowy(V) H

3

PO

4

- kwas ortofosforowy(V).

Nazwa

kwasów beztlenowych

oprócz słowa kwas zawiera nazwę pierwiastka kwasotwórczego i końcówkę

wodorowy.
Np.: HBr – kwas bromowodorowy, HCl – kwas chlorowodorowy, HJ – kwas jodowodorowy,
H

2

S – kwas siarkowodorowy.

Kwasy tlenowe powstają w reakcji:

•

tlenków niemetali - bezwodników kwasowych z wodą;

N

2

O

5

+ H

2

O

→

2 HNO

3

SO

3

+ H

2

O

→

H

2

SO

4

•

mocnego kwasu z solą kwasu słabszego:

H

2

SO

4

+ CaCO

3

→

CaSO

4

+ H

2

O + CO

2

H

2

CO

3

•

wytrącania osadu kwasu trudno rozpuszczalnego w reakcji jego soli z mocnym kwasem.

Na

2

SiO

3

+ H

2

SO

4

→

H

2

SiO

3

↓

+ Na

2

SO

4

•

Beztlenowe kwasy powstają poprzez rozpuszczenie w wodzie gazowych wodorków niemetali z grupy

tlenowców i fluorowców:

H

2

S

(g)



 →



woda

H

2

S

(kwas)

HCl

(g)



 →



woda

HCl

(kwas)

Kwasy reagują z wodorotlenkami, tlenkami zasadowymi i z metalami.

Przykłady reakcji:

•

Reakcja z wodorotlenkami – reakcja zobojętnienia analogiczna do reakcji

wodorotlenków z kwasami:
HNO

3

+ KOH

→

KNO

3

+ H

2

O

•

Reakcja z tlenkiem zasadowym:

2 HBr + CaO

→

CaBr

2

+ H

2

O

•

Metale aktywne wypierają wodór z kwasów:

2 H

3

PO

4

+ 3 Mg

→

Mg

3

(PO

4

)

2

+ 3 H

2

↑

Metale mniej aktywne, tzw. szlachetne (Au ,Pt) lub półszlachetne , jak Cu, Ag, Hg –

reagują

tylko z kwasami utleniającymi, w tych reakcjach nie wydziela się wodór gazowy!!

Kwasy w roztworze wodnym ulegają

dysocjacji elektrolitycznej

czyli rozpadowi na jony:

jon wodorowy H

+

i anion reszty kwasowej.

Jon wodorowy natychmiast przyłącza cząsteczkę wody i tworzy się

jon hydroniowy H

3

O

+

:

H

+

+ H

2

O

→

H

3

O

+

i w takiej postaci znajduje się w roztworze.

!

W
od
ne
ro
zt
wo
ry
wo
do
rot
len
kó
w
ro
zp
us
zc
zal
ny
ch,
np
.
K
O
H,
Na
O
H,
M
g(
O
H)

2

na
zy
wa
ją
się
za
sa
da
mi
.
Ob
ec
ne
w
nic
h
jo
ny
O
H

-

po
wo
du
ją
za
ba
rw
ien
ie
ro
zt
wo
ru
fe
no
lof
tal
ein
y
na
ko
lor
ma
lin
ow
y,
a
or
an
żu
me
tyl
ow
eg
o
na
żół
to.

Obecność jonu hydroniowego

H

3

O

+

w roztworze powoduje zabarwienie wskaźników

kwasowo-zasadowych:

błękitu bromotymolowego

– na żółto,

a oranżu metylowego – na różowo

Dysocjacja różnych kwasów zachodzi w różnym stopniu

→

kwasy są elektrolitami o różnej mocy.

Kwasy wielowodorowe dysocjują stopniowo, np.:

H

2

SO

4



 →

←

woda

H

+

+ HSO

4

-

a następnie HSO

4

-



 →

←

woda

H

+

+ SO

4

2-

jon wodorosiarczanowy

i H

+

+ H

2

O

→

H

3

O

+

CO

2

+ H

2

O

 →

←

HCO

3

-

+ H

+

a następnie HCO

3

-

 →

←

H

+

+ CO

3

2-

jon wodoro-

węglanowy

Z reguły kolejne stopnie dysocjacji są znacznie mniejsze niż stopień pierwszy.

Do mocnych kwasów należą kwasy tlenowe

: HNO

3

azotowy(V) , H

2

SO

4

siarkowy (VI) i HClO

4

chlorowy

(VII), a wśród kwasów beztlenowych: HCl chlorowodorowy, HBr bromowodorowy i HJ jodowodorowy.

Moc kwasów rośnie ze wzrostem elektroujemności pierwiastka kwasotwórczego, a dla kwasów

tlenowych - ze wzrostem liczby atomów tlenu w cząsteczce.

Słabe kwasy jak H

2

CO

3

lub H

2

SO

3

są bardzo nietrwałe i występują głównie w postaci swoich soli.

Dlatego wzór kwasu węglowego zapisuje się jako CO

2

+ H

2

O.

!

W
od
ne
ro
zt
wo
ry
wo
do
rot
len
kó
w
ro
zp
us
zc
zal
ny
ch,
np
.
K
O
H,
Na
O
H,
M
g(
O
H)

2

na
zy
wa
ją
się
za
sa
da
mi
.
Ob
ec
ne
w
nic
h
jo
ny
O
H

-

po
wo
du
ją
za
ba
rw
ien
ie
ro
zt
wo
ru
fe
no
lof
tal
ein
y
na
ko
lor
ma
lin
ow
y,
a
or
an
żu
me
tyl
ow
eg
o
na
żół
to.

KWWSQRWDWHNSOFKHPLDSUH]HQWDFMD"QRWDWND