A kwas jest substancją, która jest zdolna do uwalniania jonów wodór (Jednak substancja, która może otrzymać parę elektronów jest również uważana za kwas.
W odniesieniu do baza jest uważana za substancję zdolną do dysocjacji jonów wodorotlenek (OH-) w roztworze i są również uważane za substancje zdolne do oddawania pary elektronów.
Kwasy i zasady można rozpoznać na podstawie ich pozycji w skali pH. Kwasy mają wartość poniżej 7, natomiast zasady powyżej 7.
| Kwas | Podstawa | |
|---|---|---|
| Definicja | Kwas to substancja, która w roztworze ma zdolność do wydzielania jonów wodorowych H+. | Zasada to substancja zdolna do dysocjacji jonów wodorotlenkowych OH- w roztworze. |
| Teoria Arrheniusa | Substancja, która w roztworze wodnym wydziela jony wodorowe H+. | Substancja, która w środowisku wodnym dysocjuje anion wodorotlenkowy OH-. |
| Teoria Brønsteda-Lowry'ego | Są to substancje posiadające zdolność do oddawania lub poświęcania protonów (atomy wodoru bez ich ujemnego elektronu: H+). | Substancja zdolna do przyjmowania protonów (H+) w roztworze. |
| Teoria Lewisa | Substancja zdolna do przyjęcia pary elektronów. | Substancja, która ma zdolność oddawania lub odbierania elektronów. |
| Właściwości |
|
|
| Poziom pH | Mniej niż 7. | Powyżej 7. |
| Przykłady |
|
|
Co to jest kwas?
Kwas to substancja zdolna do uwalniania jonów wodorowych do roztworu. Ponadto za kwas uważa się również związek, który może otrzymać parę elektronów.
Słowo "kwas" pochodzi od łac. acidus co oznacza "kwaśny" lub "ostry" i odnosi się do nieprzyjemnego smaku niektórych substancji (np. octu).
Mocne i słabe kwasy
Kwasy można uznać za mocne lub słabe w zależności od tego, jak dysocjują w środowisku wodnym, czyli ile jonów wodorowych uwalniają do roztworu.
Kwas to mocny gdy łatwo ulega jonizacji, tzn. zdecydowana większość jego jonów wodorowych lub protonów zostaje oddana w roztworze. Kwasy te są silnie żrące i dobrze przewodzą prąd elektryczny.
Przykładami mocnych kwasów są: kwas siarkowy H SO kwas chlorowodorowy, kwas wodorobromowy (HBr) i kwas solny (HCl).
Z kolei kwasy słaba to takie, które nie uwalniają dużej ilości jonów wodorowych i są mniej żrące niż mocne kwasy. Przykładami słabych kwasów są: kwas węglowy (H CO ) i kwas acetylosalicylowy (C H 8 O ).
Właściwości kwasu
- Są one wysoce rozpuszczalne w wodzie.
- Reagują z niektórymi metalami.
- Pełnią one funkcję przewodników prądu elektrycznego.
- Mają kwaśny smak (np. cytryna).
- Zmieniają one kolor papierka lakmusowego z niebieskiego na czerwony.
- Mogą one niszczyć tkanki organiczne.
- Reagują one z zasadami, wytwarzając wodę i sól.
- Reakcje kwasowo-zasadowe są egzotermiczne (uwalniają ciepło).
Przykłady kwasów w życiu codziennym
- Kwas askorbinowy (witamina C).
- Kwas cytrynowy, obecny w niektórych owocach.
- Kwas octowy (ocet i wino).
- Kwas mlekowy, wytwarzany podczas ćwiczeń anaerobowych.
- Kwas acetylosalicylowy (aspiryna).
- Kwas solny (sok żołądkowy).
- Kwas siarkowy.
Poznaj inne właściwości kwasów i zasad.
Co to jest baza?
Podstawa to substancja zdolna do dysocjacji jonów wodorotlenkowych w roztworze, o pH większym niż 7. Substancja zdolna do oddania pary elektronów jest również uważana za zasadę i obejmuje wszystkie roztwory alkaliczne.
Słowo "baza" pochodzi z greckiego podstawa i oznacza "iść" lub "chodzić", natomiast "alkaliczny" pochodzi z łac. alkalia co z kolei pochodzi od arabskiego Al-Qali i oznacza "popiół", szczególnie ten pochodzący ze spalonego drewna.
Silne i słabe podstawy
Silne zasady jonizują całkowicie, oddając swoje jony wodorotlenkowe do roztworu. Przykładami silnych zasad są wodorotlenek litu (LiOH), wodorotlenek potasu (KOH) i wodorotlenek sodu (NaOH).
Słabe zasady to takie, które częściowo dysocjują. Przykładami słabych zasad są amoniak (NH ) i wodorowęglan sodu (NaHCO ).
Charakterystyka podstaw
- Nie wchodzą w reakcje z metalami.
- W roztworze przewodzą prąd elektryczny.
- Mają gorzki smak (mydlany, jak chlor/leach).
- Zmieniają one kolor papierka lakmusowego z czerwonego na niebieski.
- W roztworze są śliskie w dotyku.
- Reagują z kwasami, tworząc wodę i sól.
- Reakcje kwasowo-zasadowe są egzotermiczne (uwalniają ciepło).
- Jego pH wynosi powyżej 7.
Przykłady oddolności w życiu codziennym
- Wodorotlenek magnezu (mleko magnezowe).
- Podchloryn sodu (wybielacz, chlor).
- Soda oczyszczona (proszek do pieczenia).
- Tetraboran sodu (boraks).
- Amoniak.
- Wodorotlenek sodu (soda kaustyczna).
Poznaj więcej przykładów kwasów i zasad tutaj.
Teorie kwasów i zasad
Historycznie substancje te były badane pod kątem ich właściwości i interakcji z innymi pierwiastkami, istnieje kilka teorii wyjaśniających te zjawiska, które są używane do dziś.
Jedne z najbardziej znanych, które zostaną przedstawione poniżej, to teoria kwasowo-zasadowa Arrheniusa (wywodząca się z jego teorii dysocjacji elektrolitycznej) z 1887 roku, teoria kwasowo-zasadowa Brønsteda-Lowry'ego (wprowadzająca pojęcie sprzężonych par kwasowo-zasadowych) z 1923 roku oraz teoria Lewisa (w której fundamentalne znaczenie ma przyjmowanie i oddawanie elektronów).
Teoria kwasów i zasad Arrheniusa
Według szwedzkiego chemika Svante Augusta Arrheniusa (1859-1927) kwas to substancja, która w roztworze wodnym (woda) uwalnia jony wodorowe H+.
W teorii dysocjacja elektrolityczna Według Arrheniusa (1887) kwasy to związki posiadające wodór, które po rozpuszczeniu w medium wodne uwalniają jony wodorowe (protony) lub jony hydroniowe (H W tym przypadku elektrolity (aniony lub kationy) są w stanie przewodzić ładunki elektryczne.
Zasada to substancja, która dysocjuje ujemnie naładowany jon (anion) wodorotlenku (OH-) w środowisku wodnym.
Definicja Arrheniusa ma to ograniczenie, że nie uwzględnia reakcji, w których nie ma wodnego roztworu, ani tych związków zasadowych, które nie wydzielają wodorotlenku.
Przykład kwasu i zasady Arrheniusa
Kwas: kwas solny lub HCI → CI-(aq) + H+(aq)
Zasada: wodorotlenek sodu lub NaOH → Na+(aq) + OH-(aq)
Teoria kwasowo-zasadowa Brønsteda-Lowry'ego
Duński naukowiec Johannes Nicolaus Brønsted (1879-1947) i angielski naukowiec Thomas Martin Lowry (1874-1936) opublikowali badania (1923), w których kwasy zostały zdefiniowane jako substancje posiadające zdolność do oddawania lub oddawania energii do środowiska. odstąpić protony (jony wodoru H+ bez ich ujemnego elektronu) do innego, który musi je przyjąć.Jeśli chodzi o bazę, to jest to substancja zdolna do przyjmować protony (H+) w roztworze.
W ramach tej teorii kwasy nie ograniczają się do rozpuszczania w wodzie, uwzględnia się również inne rozpuszczalniki.
Definicja ta stanowi więc rozszerzenie definicji przedstawionej przez Arrheniusa, w której kwas ograniczał się do substancji uwalniającej jony wodorowe w środowisku wodnym. Innymi słowy, kwas to substancja oddająca protony innej substancji, podczas gdy zasada przyjmuje je od innej substancji.
Koniugacja pary kwas-zasada
Wraz z teorią Brønsteda-Lowry'ego wprowadza się pojęcie sprzężonych par kwas-zasada, poprzez przeniesienie protonu, w którym kwas oddaje protony, a zasada je przyjmuje. W tym przypadku kwas i zasada współistnieją, ponieważ kwas może działać tylko w obecności zasady i odwrotnie.
Kiedy kwas oddaje proton, nazywa się to kwasem koniugat podstawy To samo dzieje się, przeciwnie, gdy baza otrzymuje proton.Ta baza jest znany jako sprzężony kwas .
Dzieje się tak, ponieważ kwas staje się zasadą sprzężoną, gdy oddaje proton, czyli substancją zdolną do przyjęcia protonu. W przypadku zasady, gdy przyjmuje ona proton, staje się substancją zdolną do oddania protonu.
Reakcja neutralizacji
Reakcja neutralizacji zachodzi, gdy kwas i zasada tworzą woda i sól .
Przykład reakcji kwasowo-zasadowej Brønsteda-Lowry'ego
Kwas chlorowodorowy i amoniak :
HCl (jest kwasem) + NH (jest bazą) ⇋ NH + (jest to sprzężony kwas) + Cl- (jest to sprzężona zasada)
Teoria kwasów i zasad Lewisa
Amerykański naukowiec Gilbert Lewis (1875-1946) w tym samym czasie (1923), kiedy przedstawiono teorię Brønsteda-Lowry'ego, zaproponował teorię.Dla tego naukowca kwas to substancja, która jest w stanie zaakceptować kilka elektrony .
Ta definicja kwasu obejmuje wszystkie kwasy Brønsteda-Lowry'ego, ponieważ jony wodoru (protony) są akceptorami elektronów, i obejmuje wiele innych substancji, które nie zawierają wodoru.
W teorii Lewisa zasady to substancje, które mają zdolność do przekazać kilka elektrony .
Poprzez włączenie kwasów i zasad Brønsteda-Lowry'ego (odpowiednio donorów i akceptorów protonów), teoria Lewisa obejmuje również kwasy i zasady Arrheniusa (jony wodorowe i wodorotlenowe reagujące w środowisku wodnym).
Przykład reakcji kwasowo-zasadowej Lewisa
Amoniak i trójfluorek boru:
BF (jest kwasem) + NH (jest podstawą) → H N - BF
Zobacz także:
- Rodzaje reakcji chemicznych
- Różnica między związkami organicznymi i nieorganicznymi.
Skala pH
pH to. potencjał wodoru roztworu, opracowany przez duńskiego naukowca Sørena Pedera Lauritza Sørensena (1868-1939) w 1909 r. Oznacza stężenie jonów wodorowych w substancji. Stężenie to jest reprezentowane przez skalę, która wskazuje poziom zasadowości lub kwasowości roztworu.
Skala pH wskazuje na stężenie wodoru w danej substancji.
Kwasy mają wartość pH poniżej 7, natomiast zasady mają wartość pH powyżej 7.
Skala ta jest określona ilościowo od 0 do 14. Substancje o poziomie poniżej 7 są uważane za kwaśne, natomiast substancje o poziomie powyżej 7 są uważane za zasady (alkaliczne).
Skala pH: pH = -log 10 [H+]
Każdy ruch z jednego punktu do drugiego na skali jest logarytmiczny, co oznacza, że jeden stopień zwiększa lub zmniejsza kwasowość/zasadowość 10 razy w odniesieniu do stopnia znajdującego się bezpośrednio pod lub nad nim, czyli jeśli kwasowość octu wynosi pH 3, to kwasowość soku z cytryny jest 10 razy wyższa i wynosi pH 2.
Woda ma pH w zakresie od 6,5 do 8,5, gdzie. czysta woda Gdy woda ma pH poniżej 6,5, może mieć w swoim składzie toksyczne metale, jest żrąca i kwaśna. Gdy jej pH wynosi powyżej 8,5, nazywana jest wodą twardą, bardziej zasadową lub alkaliczną, z większą obecnością magnezu i węglanów.
Może Cię zainteresować Mocne i słabe kwasy i zasady.