Istnieją setki przykładów kwasów i zasad, które można znaleźć we wszystkich gałęziach chemii, ale które jako całość są podzielone na dwie duże rodziny: nieorganiczne i organiczne. Kwasy nieorganiczne są zwykle znane jako kwasy mineralne, które charakteryzują się szczególnie silnym wpływem na kwasy organiczne.
Kwasy i zasady są rozumiane jako substancje, które mają odpowiednio kwaśny lub mydlany smak. Oba są żrące, chociaż słowo „żrący” jest często używane w odniesieniu do mocnych zasad. Krótko mówiąc: palą i korodują skórę, jeśli jej dotkną. Jego właściwości w mediach rozpuszczalnikowych kierowały szeregiem definicji w całej historii.
Zachowanie się kwasów i zasad po rozpuszczeniu w wodzie. Źródło: Gabriel Bolívar.
Poniższy rysunek przedstawia ogólne zachowanie kwasów i zasad po ich dodaniu lub rozpuszczeniu w szklance wody. Kwasy wytwarzają roztwory o wartościach pH poniżej 7 z powodu jonów hydroniowych, H 3 O + ; podczas gdy zasady tworzą roztwory o pH powyżej 7 ze względu na jony hydroksylowe (lub hydroksylowe), OH - .
Jeśli dodamy do szklanki kwas solny, HCl (czerwona kropla), jony H 3 O + i Cl - będą uwodnione. Z drugiej strony, jeśli powtórzymy eksperyment z wodorotlenkiem sodu, NaOH (fioletowa kropla), będziemy mieli jony OH - i Na + .
Definicje
Coraz częściej badane i rozumiane właściwości kwasów i zasad doprowadziły do powstania więcej niż jednej definicji tych związków chemicznych. Wśród tych definicji mamy definicję Arrheniusa, Bronsteda-Lowry'ego i wreszcie Lewisa. Przed zacytowaniem przykładów konieczne jest, aby było to jasne.
Arrhenius
Kwasy i zasady, według Arrheniusa, to te, które po rozpuszczeniu w wodzie wytwarzają odpowiednio jony H 3 O + lub OH - . Oznacza to, że obraz już reprezentuje tę definicję. Jednak sam w sobie zaniedbuje niektóre kwasy lub zasady zbyt słabe do produkcji takich jonów. Tutaj pojawia się definicja Bronsteda-Lowry'ego.
Bronsted-Lowry
Kwasy Bronsteda-Lowry'ego to te, które mogą oddawać jony H + , a zasady to te, które akceptują ten H + . Jeśli kwas bardzo łatwo oddaje H + , oznacza to, że jest to mocny kwas. To samo dzieje się z zasadami, ale akceptując H + .
Mamy więc mocne lub słabe kwasy i zasady, a ich siły mierzy się w różnych rozpuszczalnikach; zwłaszcza w wodzie, na podstawie której ustalane są znane jednostki pH (0 do 14).
Dlatego silny kwas HA całkowicie odda swój H + do wody w reakcji takiej jak:
HA + H 2 O => A - + H 3 O +
Gdzie A - jest sprzężoną zasadą HA. Stąd pochodzi H 3 O + obecny w szkle z kwaśnym roztworem.
W międzyczasie słaba zasada B deprotonuje wodę, aby uzyskać odpowiedni poziom H + :
B + H 2 O <=> HB + OH -
Gdzie HB jest sprzężonym kwasem B. Jest to przypadek amoniaku, NH 3 :
NH 3 + H 2 O <=> NH 4 + + OH -
Bardzo mocna zasada może bezpośrednio oddawać jony OH - bez konieczności reagowania z wodą; podobnie jak NaOH.
Chwytak
Wreszcie kwasy Lewisa to te, które uzyskują lub przyjmują elektrony, a zasady Lewisa to te, które przekazują lub tracą elektrony.
Na przykład zasada Bronsteda-Lowry'ego NH 3 jest również zasadą Lewisa, ponieważ atom azotu przyjmuje H + , przekazując mu swoją parę wolnych elektronów (H 3 N: H + ). Dlatego te trzy definicje nie są ze sobą sprzeczne, ale raczej przeplatają się i pomagają w badaniu kwasowości i zasadowości w szerszym spektrum związków chemicznych.
Przykłady kwasów
Po wyjaśnieniu definicji poniżej wymieniona zostanie seria kwasów wraz z ich odpowiednimi wzorami i nazwami:
-HF: kwas fluorowodorowy
-HBr: kwas bromowodorowy
-HI: kwas jodowodorowy
-H 2 S: siarkowodór
-H 2 Se: kwas selenowodorowy
-H 2 Te: kwas tellurowodorowy
Są to kwasy dwuskładnikowe, zwane także węglowodanami, do których należy wspomniany wyżej kwas solny HCl.
-HNO 3 : kwas azotowy
-HNO 2 : kwas azotawy
-HNO: kwas pod azotawy
-H 2 CO 3 : kwas węglowy
-H 2 CO 2 : kwas węglowy, który właściwie jest lepiej znany pod nazwą kwasu mrówkowego, HCOOH, najprostszego kwasu organicznego ze wszystkich
-H 3 PO 4 : kwas fosforowy
-H 3 PO 3 lub H 2 : kwas fosforawy z wiązaniem HP
-H 3 PO 2 lub H: kwas podfosforawy, z dwoma wiązaniami HP
-H 2 SO 4 : kwas siarkowy
-H 2 SO 3 : kwas siarkowy
-H 2 S 2 O 7 : kwas siarkowy
-HIO 4 : kwas nadjodowy
-HIO 3 : kwas jodowy
-HIO 2 : kwas jodowy
-HIO: kwas hipojodowy
-H 2 CrO 4 : kwas chromowy
-HMnO 4 : kwas manganowy
-CH 3 COOH: kwas octowy (ocet)
-CH 3 SO 3 H: kwas metanosulfonowy
Wszystkie te kwasy, z wyjątkiem mrówkowego i dwóch ostatnich, są znane jako kwasy oksydowe lub trójskładnikowe.
Inne:
-AlCl 3 : chlorek glinu
-FeCl 3 : chlorek żelazowy
-BF 3 : trifluorek boru
-Kationy metali rozpuszczone w wodzie
-Carbocations
-H (CHB 11 Cl 11 ): superkwasowy karboran
- FSO 3 H: kwas fluorosulfonowy
- HSbF 6 : kwas fluoroantymonowy
- FSO 3 H SbF 5 : magiczny kwas
Ostatnie cztery przykłady składają się na przerażające superkwasy; związki zdolne do rozpadu prawie każdego materiału przez samo dotknięcie. AlCl 3 jest przykładem kwasu Lewisa, ponieważ metalowy środek aluminium jest zdolny do przyjmowania elektronów z powodu jego niedoboru elektronicznego (nie uzupełnia swojego oktetu walencyjnego).
Przykłady podstaw
Wśród zasad nieorganicznych mamy wodorotlenki metali, takie jak wodorotlenek sodu, i niektóre wodorki molekularne, takie jak wspomniany już amoniak. Oto inne przykłady baz:
-KOH: wodorotlenek potasu
-LiOH: wodorotlenek litu
-RbOH: wodorotlenek rubidu
-CsOH: wodorotlenek cezu
-FrOH: wodorotlenek franu
-Be (OH) 2 : wodorotlenek berylu
-Mg (OH) 2 : wodorotlenek magnezu
-Ca (OH) 2 : wodorotlenek wapnia
-Sr (OH) 2 : wodorotlenek strontu
-Ba (OH) 2 : wodorotlenek baru
-Ra (OH) 2 : radio wodorotlenek
-Fe (OH) 2 : wodorotlenek żelazawy
-Fe (OH) 3 : wodorotlenek żelazowy
-Al (OH) 3 : wodorotlenek glinu
-Pb (OH) 4 : wodorotlenek ołowiu
-Zn (OH) 2 : wodorotlenek cynku
-Cd (OH) 2 : wodorotlenek kadmu
-Cu (OH) 2 : wodorotlenek miedziowy
-Ti (OH) 4 : wodorotlenek tytanu
-PH 3 : fosfina
-AsH 3 : arsyn
-NaNH 2 : amidek sodu
- C 5 H 5 N: pirydyna
- (CH 3 ) N: trimetyloamina
- C 6 H 5 NH 2 : fenyloamina lub anilina
-NaH: wodorek sodu
-KH: wodorek potasu
-Carbaniones
-Li 3 N: azotek litu
-Alkoksylany
- 2 NLi: diizopropyloamidek litu
-Anion dietynylobenzenu: C 6 H 4 C 4 2- (najsilniejsza znana dotychczas zasada)
Bibliografia
- Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Chemia (8th ed.). CENGAGE Learning.
- Shiver & Atkins. (2008). Chemia nieorganiczna. (Czwarta edycja). Mc Graw Hill.
- Naomi Hennah. (10 października 2018). Jak uczyć kwasów, zasad i soli. Odzyskany z: edu.rsc.org
- Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (31 sierpnia 2019). Formuły wspólnych kwasów i zasad. Odzyskany z: thinkco.com
- David Wood. (2019). Porównanie popularnych kwasów i zasad. Badanie. Odzyskany z: study.com
- Ross Pomeroy. (23 sierpnia 2013). Najsilniejsze kwasy świata: jak ogień i lód. Odzyskany z: realclearscience.com
- Wikipedia. (2019). Dianion dietynylobenzenu. Odzyskane z: en.wikipedia.org