Kwasy

Kwasy dzielimy na tlenowe i beztlenowe, a ich ogólne wzory możemy przedstawić w sposób:

H_nN_mO_z   (H_nR)  - kwasy tlenowe                                                H_nR kwasy beztlenowe

Cząsteczki kwasów zawierają jedno lub kilka ugrupowań H-O-E, a pozostałe atomy tlenu połączone są z tylko z atomem E.

 

OTRZYMYWANIE KWASÓW:

1)   reakcja tlenku kwasowego z wodą:

tlenek kwasowy + woda -- > kwas

SO₂+H₂O-->H₂SO₃

SO₃ + H₂O --> H₂SO₄

CO₂ + H₂O-->H₂CO₃

N₂O₃ + H₂O --> 2 HNO₂

N₂O₅+H₂O-->2HNO₃

 P₂O₅ + 3H₂O-->2H₃P0₄

B₂O₃ + H₂O-->2H₃BO₃

 

2)   strącanie osadów trudno rozpuszczalnych kwasów:

H₂SO₄ + Na₂SiO₃-->H₂SiO₃ + Na₂SO₄

WŁAŚCIWOŚCI FIZYCZNE:

Kwasy są dostępne najczęściej w postaci wodnych roztworów o różnych stężeniach. Podczas pracy z kwasami należy zachować szczególną ostrożność, ponieważ niektóre z nich są żrące i mogą spowodować oparzenia skóry. Do kwasów szczególnie niebezpiecznych należą stężone roztwory: H₂SO4, H₃PO₄, HF, HO, HBr i HI

Moc kwasów tlenowych rośnie ze wzrostem elektroujemności centralnego atomu reszty kwasowej (w grupach i okresach):

 

H₄SiO₄ < H₃PO₄ < H₂SO₄ < HClO₄       

HIO<HBRO<>

 

Rośnie też (z nielicznymi wyjątkami) ze wzrostem liczby atomów tlenu:

HClO < HClO₂ < HClO₃ < HClO₄

 

WŁAŚCIWOŚCI CHEMICZNE:

 

1)   reakcja z wodorotlenkami (zobojętniania):

kwas + wodorotlenek --> sól + H₂O

H₃PO₄ + 3 KOH-->K₃PO₄ + 3 H₂O

 

2)   reakcja z metalami (stojące przed wodorem w szeregu napięciowym):

metal + kwas --> sól + H₂O

2 Al + 6 HCl --> 2 AlCl₃ + 3 H₂ metale szlachetne i półszlachetne są roztwarzane i nie wypierają wodoru:

Cu + 2 H₂SO₄ --> CuSO₄ + SO₂ + 2 H₂O

2 Ag + 2 H₂SO₄ --> Ag₂SO₄ + SO₂ + 2 H₂O

Fe + H₂SO_4(rozc) --> FeSO₄ + H₂

2 Fe + 6 H₂SO_4(stęż) --> Fe₂(SO₄)₃ + 3 SO₂ + 6 H₂O

3 Cu + 8 HNO_3(rocz.) --> 3 Cu(NCh)2 + 2 NO + 4 H₂O

Cu + 4 HNO_3(stęż) --> Cu(NO₃)₂ + 2 NO₂ + 2 H₂O

Srebro reaguje dopiero ze stężonym kwasem azotowym:

Ag + 2 HNO₃ --> AgNOs + NO₂ + H₂O

 

Mieszanina l :3 stężonych kwasów azotowego i solnego to woda królewska

Au + 4 HCl+ HNO₃ --> HAuCl₄ + NO + 2 H₂O

                        HAuCl_{4 -}   kwas czterochlorozłotowy

Przebieg reakcji z metalami zależy od:

-     rodzaju metalu

-     stężenia kwasu

-     temperatury

 

3) reakcja z tlenkami zasadowymi:

kwas + tlenek zasadowy --> sól + 2 HCl + CaO -->CaCl₂ + H₂0

 

NAZEWNICTWO:

Wzór	Nazwa systematyczna	Nazwa zwyczajowa
H2SO4	Kwas siarkowy (VI)	Kwas siarkowy
H2SO3	Kwas siarkowy (IV)	Kwas siarkawy
H2SO2	Kwas siarkowy (II)	Kwas sulfoksylowy
HNO3	Kwas azotowy (V)	Kwas azotowy
HNO2	Kwas azotowy (III)	Kwas azotawy
H3PO4	Kwas fosforowy(V) lub ortofosforowy (V)	Kwas fosforowy lub ortofosforowy
H4P2O7	Kwas dwufosforowy(V) lub pirofosforowy (V)	Kwas dwufosforowy lub pirofosforowy
H2CO3	Kwas węglowy
H2SiO3	Kwas metakrzemowy	Kwas krzemowy
H4SiO4	Kwas ortokrzemowy
H2BO3	Kwas borowy lub Kwas ortoborowy
HClO	kwas chlorowy (I)	[Kwas podchlorawy]
HClO2	kwas chlorowy (III)	[Kwas chlorawy]
HClO3	kwas chlorowy (V)	Kwas chlorowy
HClO4	kwas chlorowy (VII)	[Kwas nadchlorowy]

HCl - kwas solny (chlorowodorowy)
Właściwości : bezbarwna ciecz o max. stężeniu 36%. w stanie stężonym dymi na biało. ma właściwości żrące. zabarwia papierek wskaźnikowy na różowo
Zastosowanie : farmaceutyczny, barwniki, cukierniczy, lutownictwo, chemiczne, tworzywa sztuczne, garbarstwo, włókienniczy.
Otrzymywanie:
1) H2 + Cl2 = 2HCl^ 2) HCl^ + H2O = HClc

H2S - kwas siarkowodorowy
Właściwości: bezbarwna ciecz, o ostrym zapachu zgniłych jaj, trująca, łatwo rozpuszcza się w wodzie.
Zastosowanie: jako odczynnik chemiczny w laboratoriach.
Otrzymywanie:
1) H2 + S = HhS^ 2) H2S^ + H2O = H2Sc

- tlenowe, można otrzymać w wyniku reakcji chemicznej odpowiedniego tlenku niemetalu z wodą np.:
H2SO4 - kwas siarkowy (VI)
Właściwości : ma 2x większą gęstość niż woda i zabarwia papierek wskaźnikowy na
czerwono.
Zastosowanie: materiały wybuchowe, akumulator, środki piorące, sztuczne włókna, petrochemiczny, nawozy sztuczne, kosmetyki, barwniki.
Otrzymywanie:
SO3 + H2O = H2SO4

H2SO3 - kwas siarkowy (IV)
Właściwości: ciecz, bakteriobójcza, grzybobójcza, owadobójcza, niszczy rośliny, bieląca, trująca i silnie drażniącą błony śluzowe.
Zastosowanie: włókienniczy do bielenia, papierniczy.
Otrzymywanie:
SO2 + H2O = H2SO3

HNO3 - kwas azotowy (V)
Właściwości : Bezbarwna ciecz dymiąca na brązowo, reagująca z białkiem, zabarwiając je na żółto. zabarwia papierek wskaźnikowy na różowo.
Zastosowanie : lakiery, barwniki, materiały wybuchowe, leki, nawozy i tworzywa sztuczne.
Otrzymywanie:
1) 2N2 + 5O2 = 2N2O5 2) N2O5 + H2O = 2HNO3

H2CO3 - kwas węglowy
Właściwości : słaby i nietrwały, łatwo się rozkłada na H2O i CO2.
Zastosowanie: produkcja napojów gazowanych.
Otrzymywanie:
1) C + O2 = CO2 2) CO2 + H2O = H2CO3

H3PO4 - kwas fosforowy (V)
Właściwości: substancja stała o max. stężeniu 85%, bezbarwna, krystaliczna dobrze rozpuszczalna w wodzie, działa drażniąco na skórę i błony śluzowe, ale nie jest silnie żrąca.
Zastosowanie: nawozy sztuczne, preparaty farmaceutyczne, odrdzewiane metali.
Otrzymywanie:
1) P4 + 5O2 = P4O10 2) P4O10 + 6H2O = 4H3PO4

H2SiO3 - kwas krzemowy, CH3CO2H - kwas octowy, H3BO3 - kwas borowy itp.

Dysocjacja kwasów
Kwasy w roztworach wodnych dysocjują na kationy (+) wodorowe i aniony (-) reszt kwasowych.
Ogólne równanie dysocjacji: HnRn + H2O = nH+ + Rn - np.:
HCl = H+ + Cl- , kwas solny pod wpływem H2O dysocjuje na kation wodorowy i anion chlorkowy.
H2S = 2H+ + S2 - , kwas siarkowodorowy pod wpływem H2O dysocjuje na 2 kationy wodorowe i anion siarczkowy.
H2SO4 = 2H+ + SO42 - , kwas siarkowy (VI) pod wpływem H2O dysocjuje na 2 kationy wodorowe i anion siarczanowy (VI).
HNO3 = H+ + NO3- , kwas azotowy (V) pod wpływem H2O dysocjuje na kation wodorowy i anion azotanowy (V)
H3PO4 = 3H+ + PO43 - , kwas fosforowy (V) pod wpływem H2O dysocjuje na 3 kationy wodorowe i anion fosforowy (V)
H2SO3 i H2CO3 nie ulegają dysocjacji ponieważ są nietrwałe.

UWAGA!! Pamiętaj chemiku młody wlewaj zawsze kwas do wody!!

Wodorotlenki ( zasady)
Wodorotlenki są związkami pierwiastków (zwykle metali) i grupy wodorotlenowej.
Wzór ogólny zasad: Men(OH)n [ Me - metal, OH - grupa wodorotlenowa lub hydroksylowa, n - ilość grup i wart. metalu]
Wodorotlenki rozpuszczalne w wodzie tworzą zasady, np.:
NaOH - zasada sodowa (wodorotlenek sodu)
Właściwości: substancja stała, biała, higroskopijna, rozpuszczalna w wodzie, żrąca, stężona to soda żrąca.
Zastosowanie: mydło i środki piorące, papieru, szkła, barwników, gumy, sztucznego jedwabiu.
Otrzymywanie:
metal + woda = wodorotlenek + wodór gaz 2Na + 2H2O = 2NaOH + H2^
LUB
tlenek metalu + woda = zasada Na2O + H2O = 2NaOH

KOH - zasada potasowa (wodorotlenek potasu)
Właściwości: substancja stała, biała, rozpuszcza się w wodzie przy czym daje dużo ciepła, silnie żrąca, higroskopijna.
Zastosowanie: mydło, suszenia i bielenie, odczynnik laboratoryjny, w litografii w procesie grawerowanie, do pochłaniania gazów np.: CO2 z powietrza.
Otrzymywanie:
2K + 2H2O = 2KOH + H2^
LUB
K2O + H2O = 2KOH

Ca(OH)2 - zasada wapniowa (wodorotlenek wapnia), Ba(OH)2 - zasada barowa (wodorotlenek baru),
Al(OH)3 - zasada glinowa (wodorotlenek glinu) ,

Dysocjacja zasad

Zasady w roztworach wodnych dysocjują na kationy (+) metali i aniony (-) wodorotlenowe OH
Ogólne równanie dysocjacji: Men(OH)n + H2O = Men+ + nOH-
NaOH = Na+ + OH- , zasada sodowa pod wpływem H2O dysocjuje na kation sodu i anion wodorotlenowy.
KOH = K+ + OH- , zasada potasowa pod wpływem H2O dysocjuje na kation potasu i anion wodorotlenowy.
Ca(OH)2 = Ca2+ + 2OH- , zasada wapniowa pod wpływem H2O dysocjuje na kation wapnia i 2 aniony wodorotlenowe.
Mg(OH)2 = Mg2+ + 2OH- , zasada magnezowa pod wpływem H2O dysocjuje na kation magnezu i 2 aniony wodorotlenowe
Ba(OH)2 = Ba2+ + 2OH- , zasada barowa pod wpływem H2O dysocjuje na kation baru i 2 aniony wodorotlenowe.

Otrzymywanie:

•    reakcja tlenku metalu z wodą:

 CaO + H₂O --> Ca(OH)₂

 •    w reakcji samego metalu z wodą

 2Na + 2H₂O -- > 2NaOH + H₂

 Obserwacja przebiegu reakcji, sprawdzenie odczynu.

•    w reakcji wymiany pomiędzy dwoma związkami

 CuCl₂ + 2NaOH -- >  Cu(OH)₂ + 2NaCl

Sole nieorganiczne

- są w przyrodzie dość dobrze rozpowszechnionymi związkami chemicznymi o budowie jonowej - ich sieć krystaliczna zawiera kationy metalu oraz tzw. RESZTY KWASOWE. Reszta kwasowa to ta grupa atomów lub jeden atom, które pozostają po oderwaniu od cząsteczki kwasu atomu(ów) wodoru.

Rozróżnia się: sole obojętne (np.  AlF₃), wodorosole (np. KHSO₄) i hydroksosole (np.  Ca(OH)Br). Sole w stanie stopionym lub rozpuszczone w odpowiednim rozpuszczalniku przewodzą prąd elektryczny. Metody otrzymywania soli obejmują reakcje:

1) kwasów  z zasadami, np. H₂SO₄ + 2NaOH = Na₂SO₄ + 4H₂O,

2) kwasów  z metalami, np. 3Ag + 4HNO₃ = 3AgNO₃ + NO + 2H₂O,

3) kwasów  z tlenkami metali, np. CuO + 2HCl = CuCl₂ + H₂O,

4) wodorotlenków  z tlenkami niemetali, np. Ca(OH)₂ + CO₂ = CaCO₃ + H₂O,

5) wodorotlenków  z niemetalami, np. P₄ + 3KOH + 3H₂O = PH₃ + 3KH₂PO₂,

6) podwójnej wymiany  pomiędzy solami, np. BaS + ZnSO₄ = BaSO₄ + ZnS,

7) dysproporcjonowania,  np. 3AuCl = 2Au + AuCl₃,

8) bezpośredniej syntezy  z pierwiastków, np. 2K + Cl₂ = 2KCl (ałuny i hydraty).

Pod względem rodzaju reszty kwasowej wyróżnić możemy dwa podstawowe typy soli:

• SOLE KWASÓW TLENOWYCH - np. niektóre sole tlenowego kwasu siarkowego (VI): Na₂SO₄ (siarczan (VI) sodu - zawiera jednododatnie  KATIONY sodu - Na⁺ oraz dwu ujemne ANIONY tlenowej reszty kwasowej SO4^2-); MgSO₄ (siarczan (VI) magnezu - zawiera dwudodatnie  kationy magnezu Mg²⁺ oraz aniony reszty kwasowej) itd.

• SOLE KWASÓW BEZTLENOWYCH - np. sole beztlenowego kwasu chlorowodorowego (solnego): NaCl (chlorek sodu, czyli dobrze nam znana sól kuchenna, zbudowana z  kationów sodu i anionów reszty kwasowej, czyli anionów Cl-); MgCl2 (chlorek magnezu) itd.

Istnieje różnica w nazewnictwie obu  typów soli. Pierwszy człon nazwy soli, pochodzący od kwasu, z którego sól powstała, kończy się dla soli tlenowych na -an, a dla soli beztlenowych na -ek. Np. chloran (I) sodu to sól tlenowego  kwasu chlorowego (I) - HClO, a chlorek  sodu to sól beztlenowego kwasu chlorowodorowego - HCl.

Część soli to związki dobrze rozpuszczalne w wodzie  i chętnie dysocjujące na jony (np. Na₂SO₄ 2Na⁺ + SO₄^2- ). Reszta soli strąca się całkowicie lub częściowo w  postaci różnobarwnych osadów.

Otrzymywanie soli

-  w wyniku jednej z kilku prostych reakcji. Pierwszą z metod jest tzw. REAKCJA ZOBOJĘTNIANIA, czyli reakcja kwasu z zasadą, w wyniku której aniony reszty  kwasowej łączą się z kationami metalu ze zdysocjowanej zasady dając sól, a jony OH- łączą się jonami H⁺  z kwasu dając wodę (np. NaOH + HCl NaCl + H-O-H). Gdy w wyniku reakcji powstaje sól, która jest trudno rozpuszczalna (co sprawdzić możesz w tabeli rozpuszczalności) wytrąca się ona w postaci osadu, a przy jej wzorze w równaniu chemicznym dopisujemy strzałkę w dół (np. Sr(OH)₂ + H₂SO₄ SrSO₄ + 2H₂O). Innymi reakcjami  dającymi sole są: reakcja kwasu z metalem (np. HCl + Zn ZnCl₂, ale nie z każdym  metalem dany kwas przereaguje, solny z tego przykładu nie przereagowałby np. z miedzią!); reakcja kwasu z tlenkiem metalu (np. 2HCl + CuO CuCl₂ + H₂O); reakcja zasad z tlenkami niemetali (np. 2NaOH + CO₂ Na₂CO₃ + H₂O); stopienie tlenku niemetalu z tlenkiem metalu (np. MgO + CO₂ MgCO₃). Ciekawą reakcją dającą sól  jest reakcja dwóch innych soli.  Taka zachodzi jednak dopiero wtedy, gdy obie sole-substraty są dobrze rozpuszczalne w  wodzie, a sól-produkt strąca się jako osad (nie rozpuszcza się w wodzie). Zwykle obok soli-osadu powstaje drugi  produkt - sól dobrze rozpuszczalna.  Przykład takiej reakcji: 2AlCl₃ + 3K₂SO₃ Al₂(SO₃)₃ + 6KCl. Tak naprawdę w reakcji tej reagują tylko dwa jony: jon Al³⁺ powstały z dysocjacji chlorku  glinu w roztworze  oraz jon SO32- z dysocjacji siarczanu (IV) potasu. Do takiego wniosku dojść można rozpisując powyższą reakcję jonowo:
2Al³⁺ + 6Cl^- + 6K⁺ + = 3SO₃^2- Al₂(SO₃)₃ + 6K⁺ + 6Cl^-
2Al³⁺ + 6Cl^- + 6K⁺ + = 3SO₃^2- Al₂(SO₃)₃ + 6K⁺ + 6Cl^-
2Al³⁺ + 3SO₃^2- = Al₂(SO3)₃

SOLE KWASU
solnego siarkowego (VI) azotowego (V) fosforowego (V) węglowego
to
CHLORKI to
SIARCZANY (VI) to
AZOTANY (V) to
FOSFORANY (V) to
WĘGLANY
REAKCJE OTRZYMYWANIA SOLI [ jest 16]:
SÓL + WODÓR^ , reakcja◊1. METAL + KWAS wypierania wodoru, nie ulęgają jej metale szlachetne i półmetale oraz kwas azotowy, np.:
zapis słowny: magnez + kwas siarkowy (VI) = siarczan (VI) magnezu + wodór^
zapis cząsteczkowy: Mg + H2SO4 = MgSO4 + H2^
zapis jonowy: Mg + 2H+ + SO42- = Mg+ + SO42- + H2^
skrócony zapis jonowy: Mg + H2 = Mg+ + H2^

SÓL + WODA , reakcja zobojętniania,◊2. ZASADA + KWAS np.:
zapis słowny: wodorotlenek magnezu + kwas fosforowy (V) = fosforan (V) magnezu + woda
zapis cząsteczkowy: 3Mg(OH)2 +2H3PO4 = Mg3 (PO4)2 + 6H2O
zapis jonowy: 3Mg2+ + 6OH- + 6H+ + 2PO43- = 3Mg2+ + PO43- + 6H2O
skrócony zapis jonowy: 6OH- + 6H+ = 6H2O

◊3. TLENEK METALU + KWAS SÓL + WODA np.:
zapis słowny: tlenek glinu + kwas węglowy = węglan glinu + woda
zapis cząsteczkowy: Al2O3 + 3H2CO3 = Al2(CO3)3 + 3H2O

4. SÓL + INNA SÓL + INNY KWAS , reakcja zachodzi tylko wtedy gdy powstaje sól◊KWAS trudno rozpuszczalna wodzie, np.:
zapis słowny: chlorek baru + kwas siarkowy (VI) = siarczan (VI) baru + kwas solny
zapis cząsteczkowy: BaCl2 + H2SO4 = BaSO4 + 2HCl
zapis jonowy: Ba2+ + 2Cl- + 2H+ + SO42- = BaSo4 + 2H+ + 2Cl-
skrócony zapis jonowy: Ba2+ + SO42- = BaSo4

◊5. SÓL 1 + ZASADA 1 SÓL 2 + ZASADA 2 , reakcja zachodzi tylko wtedy gdy powstaje sól trudno rozpuszczalna wodzie, np.:
zapis słowny: siarczan (VI) miedzi (II) + wodorotlenek sodu = siarczan (VI) sodu + wodorotlenek miedzi (II)
zapis cząsteczkowy: 2NaOH + CuSO4 = Na2SO4 + Cu(OH)2
zapis jonowy: 2Na+ + 2OH- + Cu2+ + SO42- = 2Na+ + SO42- + Cu(OH)2
skrócony zapis jonowy: 2OH- + Cu2+ = Cu(OH)2

SÓL 3 + SÓL 4 , reakcja zachodzi tylko wtedy◊6. SÓL 1 + SÓL 2 gdy powstaje sól trudno rozpuszczalna wodzie, np.:
zapis słowny: węglan sodu + chlorek wapnia = chlorek sodu + węglan wapnia
zapis cząsteczkowy: Na2Co3 + CaCl = NaCl + CaCO3

SÓL + WODA ,◊7. WODOROTLENEK + TLENEK KWASOWY np.:
zapis słowny: wodorotlenek wapnia + tlenek siarki (VI) = siarczan (VI) wapnia + woda
zapis cząsteczkowy: Ca(OH)2 + SO3 = CaSO4 + H2O

Dysocjacja soli

Są sole nierozpuszczalne i rozpuszczalne, Sole rozpuszczalne w wodzie ulęgają dysocjacji jonowej pod wpływem cząsteczek wody na kationy (+) i aniony (-). Kationami są dodatnie jony metalu, wartość ich ładunku zależy od wartościowości metalu. Anionami są ujemne jony reszty kwasowej, wartość ich ładunku zależy od wartościowości reszty kwasowej.
Ogólne aMb+ + bRa- , np.:◊równanie dysocjacji soli: MaRb
Al2(SO4)3 = 2Al3+ + 3SO42- , 1 cząsteczka siarczanu (VI) glinu pod wpływem H2O dysocjuje na 2 kationy glinu i 3 aniony siarczanowe (VI)

---