Chemia nieorganiczna/Kwasy

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

Wzór ogólny kwasów: H_nR

H – wodór

R – reszta kwasowa

n – jest równe liczbie atomów wodoru połączonych z resztą kwasową.

Właściwości kwasów

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 kwasów

Ze względu na obecność atomów tlenu

• kwasy tlenowe
• kwasy beztlenowe

Ze względu na stopień dysocjacji

• 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 kwasu

Kwas klasyczny

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’ego

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 Lewisa

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 kwasów

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⁺ + HPO₄^2-
3. HPO₄^2- ←H₂O→ H⁺ + PO₄^3-

Można jednak zapisać to sumarycznie: H₃PO₄ ←H₂O→ 3H⁺ + PO₄^3-