Kwasy.html

Ten artykuł dotyczy związków chemicznych. Zobacz też: inne znaczenia tego słowa.

Kwasy – ogólnie – to związki chemiczne których cząsteczki zbudowane są z atomów wodoru i reszty kwasowej. W roztworach wodnych dysocjują one na kation wodoru i anion reszty kwasowej.

Spis treści

1 Kwas klasyczny
2 Kwas Brønsteda-Lowry’ego
3 Kwas Lewisa
4 Dysocjacja kwasów
5 Ważniejsze kwasy
6 Zobacz też
7 Linki zewnętrzne

edytuj Kwas klasyczny

Kwas wg klasycznej definicji Arrheniusa to każdy związek, który wprowadzony do roztworu wodnego zwiększa stężenie jonów oksoniowych $H 3 O +$ (zmniejsza pH roztworu). Automatycznie zasadą jest każdy związek, który zwiększa stężenie jonów wodorotlenkowych $O H -$ . Definicja ta ma głównie zastosowanie do roztworów wodnych.

edytuj 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) jon wodorowy. W reakcji kwasu i zasady Brønsteda-Lowry’ego powstaje nowy kwas i nowa zasada. Np. w reakcji:

$\rm HA + B \to A^- + HB^+$

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

Przykład reakcji:

$\rm NH_{3} + H_{2}O \to NH^{+}_{4} + OH^{-}$

Związki chemiczne (z wyjątkiem niektórych bardzo mocnych zasad i kwasów) mogą w zależności od warunków pełnić rolę kwasu lub zasady – związki takie nazywa się związkami amfoterycznymi.

W wyniku reakcji kwasów z zasadami powstają zazwyczaj sole.

edytuj Kwas Lewisa

Zobacz więcej w osobnym artykule: Teoria kwasów i zasad Lewisa.

Inną, bardziej ogólną definicję kwasu podał Gilbert 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 natomiast 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 AlCl₃). 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.

edytuj Dysocjacja kwasów

W roztworach wodnych kwasy dysocjują na kation hydroniowy H₃O⁺ (hydratowany kation wodorowy H⁺) i anion reszty kwasowej, np.:

HNO₃ + H₂O ⇌ H₃O⁺ + NO₃^- (anion azotanowy(V))

Kwasy wielowodorotlenowe dysocjują stopniowo:

H₃PO₄ + H₂O ⇌ H₂PO₄^- + H₃O⁺

cząsteczka kwasu ortofosforowego(V) rozpada się na anion diwodoroortofosforanowy(V) i kation wodoru

H₂PO₄^- + H₂O ⇌ HPO₄^2- + H₃O⁺

anion diwodoroortofosforanowy(V) rozpada się na dwuujemny anion wodoroortofosforanowy(V) i kation wodoru

HPO₄^2- + H₂O ⇌ PO₄^3- + H₃O⁺

anion wodoroortofosforanowy(V) rozpada się na trójujemny anion ortofosforanowy(V) i kation wodoru

edytuj Ważniejsze kwasy

Do najbardziej znanych tlenowych kwasów nieorganicznych (wg definicji Arrheniusa) zaliczyć można:

Najważniejsze beztlenowe kwasy nieorganiczne:

Kwasy nieorganiczne mocne:

Inne kwasy:

kwas tiosiarkowy – H₂S₂O₃
kwas nadsiarkowy – H₂S₂O₈
kwas manganowy(VII) – HMnO₄
kwas dichromowy(VI) – H₂Cr₂O₇
kwas chromowy(VI) – H₂CrO₄

Kwasy utleniające

kwas azotowy(V)(stężony i rozcieńczony)
kwas chlorowy(VII)(stężony i rozcieńczony)
kwas siarkowy(VI)(stężony)
kwas manganowy(VII)
kwas chromowy(VI)
kwas dichromowy(VI)

edytuj Zobacz też

edytuj Linki zewnętrzne

Teorie kwasów i zasad