Kwasy


Są to substancje, których roztwory wodne zawierają charakterystyczne
kationy wodorowe H+, niektóre z nich:
HCl - kwas solny (chlorowodorowy)
H2S - kwas siarkowodorowy
HNO3 - kwas azotowy
H2CO3 - kwas węglowy
H2SiO3 - kwas krzemowy
H2SO4 - kwas siarkowy
H3PO4 - kwas fosforowy
CH3CO2H - kwas octowy

Dysocjacja kwasów

Kwasy w roztworach wodnych dysocjują na kationy wodorowe i aniony reszt
kwasowych, np.
HCl › H + + Cl -
HNO3 › H+ + NO3-
H2SO4 › 2H+ + SO42-
CH3CO2H › CH3CO2- + H+


Zasady
Są to substancje, których roztwory wodne zawierają charakterystyczne
aniony wodorotlenkowe OH-, niektóre z nich:

NaOH - zasada sodowa (wodorotlenek sodu)
KOH - zasada potasowa (wodorotlenek potasu)
Ca(OH)2 - zasada wapniowa (wodorotlenek wapnia)
Ba(OH)2 - zasada barowa (wodorotlenek baru)
Al(OH)3 - zasada glinowa (wodorotlenek glinu)
NH3 - amoniak

Dysocjacja zasad

Zasady w roztworach wodnych dysocjują na aniony wodorotlenkowe i kationy metali
(lub kation amonowy), np.
NaOH › Na+ + OH-
Ca(OH)2 › Ca2+ + 2OH-
NH3 + H2 O › NH4+ + OH-

Temat: Kwasy, zasady, wodorotlenki i sole - charakterystyka ogólna.

Kwasy


Termin 'kwas' jst stosowany w chemii do charakteryzowania właściwości chemicznych oraz do celów nomenklaturowych. W tym pierwszym znaczeniu kwasem jest każda substancja, która wprowadzona do wody powoduje wzrost stężenia jonów wodorowych. Nazwa substancji zawiera słowo "kwas" w dwóch przypadkach:

1. Związki z elementem strukturalnym E - O - H zdolne do dysocjacji jonowej typu
E - O - H = E - O(minus) + H(plus)
są nazywane kwasami tlenowymi. Ich wzory chemiczne zapisuje się z wodorem na pierwszym miejscu: HEO, H2EO2 itp., co można uogólnić w postaci HnR, gdzie R - to tak zwana reszta kwasowa, czyli fragment cząsteczki, który po dysocjacji jonowej stanowi anion.

2. Wodne roztwory wodorków kwasowych (czyli wodorków fluorowców i siarkowców) są tradycyjnie nazwane kwasami beztlenowymi, a ich wzory chemiczne uzupełnia się, o symbole aq, np.:
H2S aq - kwas siarkowodorowy.

Ze względu na zawartość w cząsteczce kwasów atomów wodoru zdolnych do odszczepiania w postaci protonu kwasy dzielimy na:
*jednoproteinowe, np. HNO3;
*dwuproteinowe, np. H2SO4;
*trójproteinowe, np. H3PO4.

Kwasy są elektrolitami o zróżnicowanej mocy.

Moc kwasów tlenowych:
*rośnie ze wzrostem elektroujemności centralnego atomu reszty kwasowej, zarówno w okresach tablicy periodycznej, jak i w grupach;
*rośnie (poza nielicznymi wyjątkami) ze wzrostem liczby atomów tlenu;

Moc kwasów beztlenowych:
*rośnie w obrębie okresu ze wzrostem elektroujemności;
*maleje w obrębie grupy ze wzrostem elektroujemności;

W czasteczkach kwasów tlenowych atom centralny łączy się z atomami tlenu wiązaniami kowalencyjnymi lub koordynacyjnymi.
Według starych zasad nazwy kwasów tlenowych tworzy się od nazw pierwiastka tworzącego atom centralny w anionie dodając końcówkę -awy, gdy atom ten ma wartościowośc niższą oraz końcówkę -owy, gdy atom ten ma wartość wyższą. Jeżeli ten sam pierwiastek tworzy cztery kwasy, wówczas nazwa kwasu zawiera również przedrostki: pod-, gdy chodzi o najniższą wartościowość atomu centralnego, i nad-, gdy chodzi o jego najwyższą wartościowość.
Nowe zasady nazewnictwa kwasów są prostsze: wszystkie nazwy kwasów mają końcówkę -owy, a w nawiasie podaje się wartościowość atomu centralnego lub się ją omija, gdy chodzi o bardzo znany kwas.
H2SO3 - kwas siarkowy(IV); nazewnictwo stare - kwas siarkawy
HCLO - kwas chlorowy(I); nazewnictwo stare - kwas podchlorawy

Kwasy beztlenowe otrzymuje się przez rozpuszczenie w wodzie wodorotlenków, natomiast kwasy tlenowe powstają w wyniku reakcji chemicznej tlenków kwasowych z wodą. Jeżeli tlenek kwasowy nie reaguje z wodą, jak np. SiO2, to kwas otrzymuje się z jego rozpuszczalnej soli przez działanie na nią innym, mocniejszym kwasem.

Do najważniejszych właściwości chemicznych kwasów nalezy ich zdolność do reagowania z:
*wodorotlenkami,
*tlenkami zasadowymi i amfoterycznymi,
*metalami.

Reakcja kwasów z wodorotlenkami polega na reakcji łączenia się kationów wodorowych z anionami wodorotlenkowymi w cząsteczkę wody. Towarzyszy temu powstawanie soli, która pozostaje w roztworze w postaci zdysocjowanej, albo wytrąca się w postaci osadu w zalezności od tego, czy jest dobrze, czy też trudno rozpuszczalna.

Tlenowe kwasy siarki:
Spośród kilkunastu znanych kwasów siarki dwa są najważniejsze:

*Kwas siarkowy(VI) H2SO4, zwany po prostu siarkowym, a w postaci handlowej to bezbarwna, oleista, higroskopijna ciecz stanowiąca ok. 98% roztwór wodny wywołujący oparzenia skóry i zwęglający związki organiczne. Przy rozcieńczaniu tego roztworu następuje znaczna, trwała kontrakcja objętości i gwałtowny, ale przejściowy, wzrost temperatury. Kwas siarkowy (VI) jest mocnym elektrolitem. Roztwarza metale półszlachetne z wydzieleniem SO2, oraz metale nieszlachetne z wydzieleniem H2. Kwas siarkowy (VI) powstaje w reakcji SO3 z wodą. Szeroki zakres zastosowań laboratoryjnych i przemysłowych wynika z tego, że jest najtańszym kwasem.
*Kwas siarkowy (IV) H2SO3, zwany tradycyjnie siarkawym, może istnieć tylko w postaci rozcieńczonych, kilkuprocentowych roztworów wodnych, w których wytwarza się stan rónowagi chemicznej.
Roztwór jest bezbarwny, o duszącej woni utleniającego się SO2. Kwas siarkowy (IV) jest słabym elektrolitem dysocjującym dwuetapowo. W wielu rejonach geograficznych jest głównym składnikiem kwaśnych deszczy.
Zastosowanie laboratoryjne i przemysłowe wynika z redukujących właściwości SO2 obecnego w roztworze tego kwasu.

Tlenowe kwasy azotu:
Spośród kilkunastu znanych kwasów siarki dwa są najważniejsze:

*Kwas azotowy(V) HNO3, zwany po prostu azotowym, w postaci handlowej jest to dymiąca (w wilgotnym powietrzu) ciecz (bezbarwna, jeśli nie jest zanieczyszczona), stanowiąca około 60/70% roztwór wodny, wywołujący trudno gojące się oparzenia skóry. Jest mocnym elektrolitem, ma silne właściwości utleniające. Roztwarza większość metali w tym - po zmieszaniu z kwasem solnym - również metale szlachetne.
Do nielicznych wyjatków należy glin (Al). Kwas azotowy można otrzymac z jego tlenku N2O5 lub z tlenku NO2.
*Kwas azotowy(III) HNO2, zwany tradycyjnie azotawym, występuje tylko w postaci rozcieńczonych roztworów wodnych, uzyskiwanych w reakcji N2O3 z wodą.

Tlenowe kwasy fosforu:
Spośród kilkunastu znanych kwasów fosforu na uwagę zasługuje kwas ortofosforowy(V) H3PO4, zwany po prostu fosforowym. Jest to ciało stałe, białe, doskonale rozpuszczalne w wodzie. W handlu i laboratoriach stosuje się roztwory. Kwas fosforowy jest elektrolitem średniej mocy, dysocjuje trójetapowo. Powstaje w reakcji P2O5 z wodą. Znajduje zastosowanie w produkcji nawozów sztucznych z grupy fosforanów.



6. metal + niemetal = sól

Obok soli typu MnRm istnieją też takie, które oprócz kationów metalu i anionów reszty kwasowej zawierają jony wodorowe - tzw. wodorosole Mn(HkR)m, lub jony wodorotlenkowe, tzw. hydrosole [M(OH)k]nRm
Wodorosole powstają z kwasów przez niecałkowite zastąpienie kationów wodorowych kationami metalu.
A oto przykłady niektórych wodorosoli:
NH4HCO3 - wodorowęglan amonu
Ca(HCO3)2 - wodorowęglan wapnia
Hydrosole powstają z wodorotlenków przez niecałkowite zastąpienie anionów wodorotlenkowcyh anionami reszty kwasowej.
Przykładem takiej soli jest [Cu(OH)2]CO3 - węglan hydroksomiedzi(II), który tworzy się na powierzchni miedzi po dłuższym jej zetknięciu z powietrzem.

Dla odróżnienia od wodorosoli i hydrosoli pozostałe sole nazywa się obojętnymi.
Sole obojętne nie zawsze mają odczyn obojętny.
Wiele soli w stanie stałym ma wbudowane w sieć krystaliczną cząsteczki wody. Są to tzw. sole uwodnione (hydraty), a wodę ę nazywa się wodą hydratacyjną.

Dysocjacja wody

H₂O + H₂O <=> H₃O⁺ + OH^-

Wzór na stałą dysocjacji wody

K = [H₃O⁺]*[OH^-] / [H₂O]²

Iloczyn jonowy wody

K_H2O = K*[H₂O]² = [H₃O⁺]*[OH^-]

Stężenia jonów [H₃O⁺] [OH^-]

Hydroliza,

1) hydroliza soli, rozkład substancji pod wpływem wody. Najczęściej hydrolizie ulegają sole słabych kwasów i mocnych zasad, sole mocnych kwasów i słabych zasad oraz sole słabych kwasów i słabych zasad.

Po dysocjacji takiego związku jony soli pochodzące od słabego kwasu lub słabej zasady reagują z cząsteczkami wody, dzięki czemu następuje odtworzenie niezdysocjowanego słabego kwasu lub zasady, a w roztworze pojawia się nadmiar jonów OH^- lub H₃O⁺ (roztwór soli przybiera odczyn zasadowy lub kwaśny).

Stopień hydrolizy β zdefiniowany jest jako stosunek liczby zhydrolizowanych cząsteczek soli do liczby wszystkich rozpuszczonych cząsteczek soli. Stała hydrolizy soli mocnej zasady i słabego kwasu K_h jest równa: K_h=K_w/K_k, stała hydrolizy soli słabej zasady i mocnego kwasu jest równa: K_h=K_w/K_z, stała hydrolizy soli słabej zasady i słabego kwasu jest równa: K_h=K_w/K_z⋅K_k, gdzie: K_w - iloczyn jonowy wody, K_k - stała dysocjacji słabego kwasu, K_z - stała dysocjacji słabej zasady (Bronsteda teoria kwasów i zasad).

2) hydroliza związków organicznych, reakcje związków organicznych z wodą, katalizowane często przez kwasy i zasady.

Stała dysocjacji, K, stała równowagi reakcji dysocjacji elektrolitycznej

Stopień dysocjacji  - jest to stosunek cząsteczek (moli) zdysocjowanych (c) do liczby cząsteczek (moli) wprowadzonych pierwotnie do roztworu (c_o)

 = c / c_o

Stała dysocjacji kwasowej - wynika z prawa działania mas. Stałe dysocjacji okreslają równowagę między jonami i niezdysocjowanymi cząsteczkami - są wielkościami charakterystycznymi dla elektrolitów słabych.

Przykład

CH₃COOH + H₂O <=> H₃O⁺ + CH₃COO^-

Dla wyżej napisanego przykładu równanie na stałą dysocjacji kwasowej ma postać

K_c = [H₃O⁺] * [CH₃COO^-] / [CH₃COOH]

Stopień dysocjacji i stała dysocjacji są wzajemnie ze sobą powiązane zgodnie z prawem rozcieńczeń Oswalda

K_c = ² * c_o / 1 - 

gdzie c_o stężenie wyjściowe

Elektrolity mocne nie podlegają prawu działania mas - ponieważ są całkowicie zdysocjowane

---