Chemia nieorganiczna/Kwasy

Kwasy – związki chemiczne, które w roztworach wodnych dysocjują na kation wodoru i anion reszty kwasowej.

Wzór ogólny kwasów: HnR

  • H – wodór
  • R – reszta kwasowa
  • n – jest równe liczbie atomów wodoru połączonych z resztą kwasową.

    Właściwości kwasówEdytuj

    1. Barwią lakmus na czerwono.
    2. Substancje o budowie kowalencyjnej.
    3. Podczas rozpuszczania w wodzie ulegają dysocjacji jonowej na kationy H+ i aniony reszty kwasowej R-.
    4. Wodne roztwory kwasów przewodzą prąd elektryczny.
    5. Reagują z zasadami.

    Podział kwasówEdytuj

    Ze względu na obecność atomów tlenuEdytuj

    • kwasy tlenowe
    • kwasy beztlenowe

    Ze względu na stopień dysocjacjiEdytuj

    • Kwasy mocne to takie, które są całkowicie albo prawie całkowicie zdysocjowane w wodnym roztworze. Do kwasów mocnych zaliczamy: HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4, HClO4, HMnO4.
    • Kwasy słabe ulegają dysocjacji w znacznie mniejszym stopniu: tylko niewielki ułamek cząsteczek rozpada się na jony, a reszta pozostaje w roztworze pod postacią cząsteczek niezdysocjowanych. Do kwasów słabych zaliczamy: HF, HNO2, H2SO3, H2CO3.

    Definicja kwasuEdytuj

    Kwas klasycznyEdytuj

    Kwas wg klasycznej definicji Arrheniusa to każdy związek, który wprowadzony do roztworu wodnego zwiększa stężenie jonów oksoniowych H3O+. Automatycznie zasadą jest każdy związek, który zwiększa stężenie jonów wodorotlenkowych OH. Definicja ta ma głównie zastosowanie do roztworów wodnych.

    Kwas Brønsteda-Lowry’egoEdytuj

    Według teorii kwasów i zasad Brønsteda-Lowry’ego, kwas to każdy związek chemiczny, który w warunkach danej reakcji jest donorem (czyli inaczej dostarczycielem) jonu wodorowego H+.

    Z drugiej strony zasada to każdy związek, który może być akceptorem (czyli inaczej przyjmującym) jonu wodorowego. W reakcji kwasu i zasady Brønsteda-Lowry’ego powstaje nowy kwas i nowa zasada; np. w reakcji:

    HA + B → A- + HB+

    Związek HA jest kwasem, a związek B zasadą. Jon A- jest nową zasadą, a HB+ nowym kwasem.

    Przykład reakcji: NH3 + H2O → NH4+ + OH-

    Kwas LewisaEdytuj

    Inną, bardziej ogólną definicję kwasu podał Gilbert Newton Lewis: kwas to związek, który jest akceptorem (przyjmującym) w warunkach danej reakcji parę elektronową (więc zasada jest donorem pary elektronowej).

    Definicja nie obejmuje klasycznych kwasów (tj. kwasów protonowych np. HCl), które wg teorii Brønsteda-Lowry'ego są kwasami, w myśl definicji Lewisa kwasami nie są. Stanowią one zaś addukty kwasowo-zasadowe.

    Definicja Lewisa obejmuje jednak związki chemiczne, które zachowują się jak kwasy, bo mają silny deficyt elektronów, mimo że w ogóle nie posiadają w swojej strukturze atomu wodoru (np. chlorek glinu(III) AlCl3).

    Tradycyjnie takie związki są nazywane kwasami Lewisa.

    W przypadku zasad, definicje Lewisa i Brønsteda-Lowry’ego praktycznie się pokrywają, tzn. nie istnieją takie związki, które by były zasadami wg definicji Lewisa, a nie były nimi wg definicji Brønsteda-Lowry’ego.

    Jeszcze bardziej ogólnym od kwasów i zasad Lewisa podziałem związków chemicznych pod kątem nadmiaru lub deficytu elektronów są pojęcia elektrofila i nukleofila.

    Dysocjacja kwasówEdytuj

    Kwasy dysocjucją na kation wodoru i anion reszty kwasowej.

    HNO3 ←H2O→ H+ + NO3-

    HCl ←H2O→ H+ + Cl-

    Dysocjacja kwasów przebiega stopniowo:

    1. H3PO4 ←H2O→ H+ + H2PO4-
    2. H2PO4- ←H2O→ H+ + HPO42-
    3. HPO42- ←H2O→ H+ + PO43-

    Można jednak zapisać to sumarycznie: H3PO4 ←H2O→ 3H+ + PO43-