Kwasy i zasady to dwie powiązane ze sobą grupy chemiczne. Są to dwie substancje o dużym znaczeniu i obecne w życiu codziennym.
Kwasy i zasady są badane przez chemię nieorganiczną, dział zajmujący się badaniem związków, które nie są tworzone przez węgiel.
Koncepcje kwasów i zasad
Pojęcie Arrheniusa
Jedna z pierwszych koncepcji kwasów i zasad opracowana pod koniec XIX wieku przez szwedzkiego chemika Svante Arrheniusa.
Według Arrheniusa kwasy to substancje, które w roztworze wodnym cierpią jonizacja, uwalniając jako kationy tylko H+.
HCl (wodny) → H+ (aq) + Cl- (tutaj)
Tymczasem bazy to substancje, które cierpią dysocjacja jonowa, uwalniając jako jedyny typ anionu jony OH- (hydroksylowe).
NaOH (roztwór wodny) → Na+ (aq)+OH- (tutaj)
Jednak koncepcja Arrheniusa dotycząca kwasów i zasad ograniczała się do wody.
Przeczytaj również o: Teoria Arrheniusa i Reakcja neutralizacji.
Koncepcja Bronsteda-Lowry'ego
Koncepcja Bronsteda-Lowry'ego jest szersza niż koncepcja Arrheniusa i została wprowadzona w 1923 roku.
Zgodnie z tą nową definicją kwasy są substancjami zdolnymi do oddania protonu H+ do innych substancji. A zasady to substancje zdolne do przyjęcia protonu H+ innych substancji.
To jest kwas jest donorem protonów, a zasadą jest receptor protonów.
Charakteryzuje się mocny kwas jako taki, który całkowicie jonizuje się w wodzie, czyli uwalnia jony H+.
Jednak substancja może być amfiprotyczna, to znaczy może zachowywać się jak kwas lub baza Bronsted. Spójrz na przykład wody (H2O), substancja amfiprotyczna:
HNO3(aq) + H2O(l) → NIE3- (aq) + H3O+(aq) = Bronsted baza, przyjął proton
NH3(aq) + H2O(l) → NH4+(aq) + OH-(aq) = kwas Bronsteda, oddał proton
Ponadto substancje zachowują się jak pary sprzężone. Wszystkie reakcje między kwasem i a baza Bronsteda obejmują przeniesienie protonu i mają dwie sprzężone pary kwasowo-zasadowe. Zobacz przykład:
HCO3- i CO32-; H2O i H3O+ są sprzężonymi parami kwasowo-zasadowymi.
Dowiedz się więcej o:
- Funkcje nieorganiczne
- Wskaźniki kwasowo-zasadowe
- Miareczkowanie
Nomenklatura kwasów
Aby zdefiniować nomenklaturę, kwasy dzielą się na dwie grupy:
- Hidrakwasy: kwasy bez tlenu;
- Tlenokwasy: kwasy z tlenem.
Hidrakidy
Nomenklatura wygląda następująco:
kwas + nazwa pierwiastka + hydric
Przykłady:
HCl = kwas solny
HI = kwas jodowodorowy
HF = kwas fluorowodorowy
kwasy tlenowe
Nomenklatura kwasów tlenowych podlega następującym zasadom:
ty kwasy standardowe każdej rodziny (rodziny 14, 15, 16 i 17 Układu Okresowego) postępują zgodnie z ogólną zasadą:
kwas + nazwa elementu + ic
Przykłady:
HClO3 = kwas chlorowy
H2TYLKO4 = kwas siarkowy
H2WSPÓŁ3: kwas węglowy
W przypadku innych kwasów, które tworzą się z tym samym pierwiastkiem rdzeniowym, nazywamy je na podstawie ilości tlenu, kierując się następującą zasadą:
| Ilość tlenu w stosunku do standardowego kwasu | Nomenklatura |
|---|---|
| + 1 tlen | Kwas + za + nazwa elementu + ico |
| - 1 tlen | Kwas + nazwa elementu + kość |
| - 2 tleny | Kwas + hipo + nazwa elementu + kość |
Przykłady:
HClO4 (4 atomy tlenu, o jeden więcej niż kwas standardowy): kwas nadchlorowy;
HClO2 (2 atomy tlenu, jeden mniej niż standardowy kwas): kwas chlorawy;
HClO (1 atom tlenu, dwa mniej niż standardowy kwas): kwas podchlorawy.
Możesz być zainteresowanym także tym: Kwas Siarkowy
Nomenklatura podstawowa
W przypadku nomenklatury podstawowej obowiązuje ogólna zasada:
Wodorotlenek + nazwa kationu
Przykład:
NaOH = Wodorotlenek sodu
Jednakże, gdy ten sam pierwiastek tworzy kationy o różnych ładunkach, na końcu nazwy dodaje się numer ładunku jonu cyframi rzymskimi.
Możesz też dodać sufiks -oso do najmniej naładowanego jonu i sufiks -ico do najbardziej naładowanego jonu.
Przykład:
Żelazo
Wiara2+ = Fe(OH)2 = Wodorotlenek żelaza II lub wodorotlenek żelaza;
Wiara3+ = Fe(OH)3 = Wodorotlenek żelaza III lub wodorotlenek żelazowy.
Pamiętaj, aby sprawdzić pytania egzaminacyjne na ten temat, z komentowaną rozdzielczością, w: Ćwiczenia z funkcji nieorganicznych.
