wiele znaczeń

Kwas i zasada – dwa pojęcia, wiele znaczeń

dr Paweł Urbaniak ACCH, Łódź, 15.02.2017

KWAS – ZNACZENIE POTOCZNE

• Kwaśny smak (UWAGA: NIE WOLNO PRÓBOWAĆ WIĘKSZOŚCI KWASÓW!)

• Wiele kwasów potrafi rozpuszczać metale (ale nie wszystkie!)

• Barwią wskaźniki na odpowiednie kolory, co pozwala je odróżnić od innych substancji.

ZASADA – ZNACZENIE POTOCZNE

• Gorzki smak (UWAGA: BEZWZGLĘDNIE NIE WOLNO PRÓBOWAĆ ZASAD!)

• Powodują, że skóra staje się śliska

• Barwią wskaźniki na odpowiednie kolory, co pozwala je odróżnić od innych substancji.

SVANTE AUGUST ARRHENIUS

• Svante Arrhenius (1859-1927) (Szwecja)

• Laureat Nagrody Nobla 1903 r.

SVANTE AUGUST ARRHENIUS

• Svante Arrhenius 1859-1927 (Szwecja)

• Laureat Nagrody Nobla w 1903 r.

• Arrhenius podstawy teorii sformułował w 1884 r., w swojej pracy doktorskiej.

• Doktorat został oceniony jako bardzo słaby…

Teoria Arrheniusa (1887)

• KWAS – związek, który odszczepia jon wodorowy H⁺.

• Kwasy barwią papierek lakmusowy na czerwono.

Teoria Arrheniusa

• Odłączeniu od cząsteczki w postaci jonu H⁺ może ulec wyłącznie atom wodoru połączony z silnie elektroujemnym atomem.

CHLOROWODÓR ^JON

WODOROWY

JON

CHLORKOWY

KWAS CHLOROWODOROWY

Teoria Arrheniusa

• Przykłady dysocjacji kwasów:

HNO₃  H⁺ + NO₃^-. HNO₂  H⁺ + NO₂^-.

H₂CO₃  H⁺ + HCO₃^-. HCO₃^-  H⁺ + CO₃^2-.

Przykładowe kwasy

Nazwa Wzór

Chlorowodorowy HCl Azotowy (V) HNO₃ Siarkowy (VI) H₂SO₄ Fosforowy H₃PO₄

Etanowy CH₃COOH Azotowy (III) HNO₂

Węglowy H₂CO₃

• Nie wszystkie atomy wodoru ulegają odszczepieniu (dysocjacji):

CH₃COOH  CH₃COO^- + H⁺.

Teoria Arrheniusa

ULEGA DYSOCJACJI NIE ULEGA

DYSOCJACJI

• ZASADA – związek, który odszczepia jon wodorotlenowy OH^-.

• Zasady barwią papierek lakmusowy na niebiesko

Teoria Arrheniusa

Przykładowe zasady

Nazwa Wzór Rozpuszczalność

Wodorotlenek sodu NaOH Bardzo dobra

Wodorotlenek potasu KOH Bardzo dobra

Wodorotlenek wapnia Ca(OH)₂ Słaba

Wodorotlenek magnezu Mg(OH)₂ Bardzo słaba

Teoria Arrheniusa

• Przykład reakcji dysocjacji zasady:

WODOROTLENEK SODU

JON

SODOWY

JON

WODOROTLENOWY

• W reakcji kwasu i zasady powstaje sól i woda.

• Teoria bardzo dobrze tłumaczy, dlaczego ciepło zobojętniania ma stałą wartość (57,27 kJ/mol):

Teoria Arrheniusa

HNO₃  H⁺ + NO₃^-. KOH  K⁺ + OH^-.

HNO₃ + KOH  KNO₃ + H₂O H⁺ + OH^-  H₂O

HClO₄  H⁺ + ClO₄^-. NaOH  Na⁺ + OH^-.

HClO₄ + NaOH  NaClO₄ + H₂O H⁺ + OH^-  H₂O

Teoria Arrheniusa – słabe strony

• Jeśli w reakcji kwasu i zasady powstają sole to zawsze powinny

wykazywać odczyn obojętny. Jednak są sole, których roztwory barwią papierki lakmusowe na czerwono lub niebiesko.

• Dlaczego amoniak NH₃ barwi papierek lakmusowy tak samo jak roztwór NaOH?

STAWIANE PYTANIA

• Czy „kwasowość” jest cechą substancji samą w sobie, niezmienną dla danej substancji?

• Czy uprawnione jest nazywanie danej substancji ZAWSZE kwasem?

• Czy właściwości kwasowe zależą od rozpuszczalnika?

• Czy bycie kwasem jest nierozerwalnie powiązane z posiadaniem w cząsteczce atomu wodoru?

Skala pH

• Soren Peter Sorensen (1868-1939) (Dania)

• W 1909 r. wprowadza stosowaną do dziś skalę pH.

pH = -log [H⁺]

• Do jakiej potęgi należy podnieść 10, aby po zmianie jej znaku na przeciwny, uzyskać żądaną liczbę.

• pH = 7, co oznacza [H⁺] = 10^-7 mol/dm³.

• pH < 7 – roztwory z przewagą jonów H⁺ - kwasowe

• pH > 7 – roztwory z przewagą jonów OH^- - zasadowe

pH przykładowych

roztworów

Wskaźniki pH

Teoria Bronsteda-Lowry’ego (1923)

• Węglan sodu czy amoniak są zasadami, ale nie posiadają w strukturze grup OH.

• Na wiele z przedstawionych wcześniej pytań odpowiedzieli równocześnie, niezależnie od siebie:

Teoria Bronsteda-Lowry’ego

• Teoria Bronsteda-Lowry’ego

• KWAS – donor (dawca) protonu H⁺.

• ZASADA – akceptor (biorca) protonu H⁺.

• Kwas w wyniku dysocjacji protonu zamienia się w zasadę. Kwas i powstającą z niego zasadę nazywamy PARĄ SPRZĘŻONĄ.

• Aby kwas mógł odszczepić proton w jego otoczeniu (w układzie) musi być obecna zasada wchodząca w skład drugiej pary sprzężonej

• Teoria obejmuje wszystkie kwasy z teorii Arrheniusa

• Teoria rozszerza pojęcie zasady o związki, których nie uwzględnia teoria Arrheniusa

Teoria Bronsteda-Lowry’ego

amoniak woda jon amonowy Jon hydroksylowy

• Niektóre substancje pojawiają się w obu kolumnach.

• Przykład: woda, jon wodorowęglanowy.

• Są to substancje amfoteryczne.

• Ich rola zależy od właściwości drugiej obecnej w układzie pary sprzężonej

Przykłady par sprzężonych Kwas Zasada HCl Cl^–

H₂SO₄ HSO₄^– H₃O⁺ H₂O HSO₄^– SO₄^2–

CH₃COOH CH₃COO^– H₂CO₃ HCO₃⁻

HCO₃^– CO₃^2–

NH₄⁺ NH₃

–

Teoria Bronsteda-Lowry’ego

KWAS ZASADA

Najmocniejszy ^HClO₄ ^ClO₄^- Najsłabsza

Kwas ^H₂^SO₄ ^HSO₄^- zasada

HI I^-

HBr Br^-

HCl Cl^-

HNO₃ NO₃^-

H₃O⁺ H₂O

HSO₄^- SO₄^2-

H₂SO₃ HSO₃^-

H₃PO₄ H₂PO₄^-

HNO₂ NO₂^-

HF F^-

CH₃CO₂H CH₃CO₂^-

H₂CO₃ HCO₃^-

H₂S HS^-

NH₄⁺ NH₃

HCN CN^-

HCO₃^- CO₃^2-

HS^- S^2-

H₂O OH^-

Najsłabszy ^NH₃ ^NH₂^- Najmocniejsza

Kwas OH^- O^2- zasada

• W obecności substancji o silniejszych właściwościach kwasowych, woda będzie pełnić rolę zasady, zamieniając się w kwas.

HCl + H₂O  H₃O⁺ + Cl^-.

• W obecności substancji o słabszych właściwościach kwasowych, woda będzie pełnić rolę kwasu, zamieniając się w zasadę.

NH₃ + H₂O  NH₄⁺ + OH^-.

Teoria Bronsteda-Lowry’ego

kwas

kwas zasada

zasada

zasada

zasada kwas

kwas

• Inne ciekawe przykłady:

NaHCO₃  Na⁺ + HCO₃^-

HCO₃^- + H₂O  CO₃^2- + H₃O⁺.

• Stały NaOH ulega w wodzie dysocjacji na jony:

NaOH  Na⁺ + OH^-.

• Rozpada się na jony bardzo słabego kwasu Na⁺ oraz bardzo mocnej zasady OH^-.

Teoria Bronsteda-Lowry’ego

kwas zasada zasada kwas

• Dlaczego jony metali są kwasami?

• Bo ulegają w wodzie hydratacji. Powstają kompleksy, które mogą odszczepiać proton:

Fe(H₂O)₆³⁺  Fe(H₂O)₅(OH)²⁺ + H⁺.

Teoria Bronsteda-Lowry’ego

kwas sprzężona zasada

• Pojęcie kwasu zbliżone do ujęcia Arrheniusa

• Zdecydowanie rozszerzone pojęcie zasady

• Kwas w wyniku odszczepienia protonu staje się zasadą (i odwrotnie – zasada zamienia się w kwas)

• To czy substancja jest kwasem czy zasadą zależy od środowiska reakcji, konkretnie od właściwości drugiej obecnej w układzie pary sprzężonej – wygrywa silniejszy!.

Teoria Bronsteda-Lowry’ego

Teoria Lewisa (1923)

• Gilbert Lewis 1875 – 1946 (St. Zjednoczone)

• KWAS – akceptor pary elektronowej

• ZASADA – donor pary elektronowej

• W wyniku reakcji powstają addukt lub kompleks.

kwas zasada

Teoria Lewisa

• Przykład reakcji kompleksowania:

Ag⁺ + 2 :NH₃  Ag(NH₃)₂⁺. Fe³⁺ + 6 :SCN^-  Fe(SCN)₆^3-.

• Inny przykład:

kwas zasada

kwas zasada

Porównanie 3 teorii kwasów i zasad

Definicje kwasu i zasady

Teoria Kwas zasada

Arrhenius Odszczepia H⁺ Odszczepia OH^– Brønsted-Lowry Donor H⁺ Akceptor H⁺

Lewis Akceptor pary elektronowej

Donor pary elektronowej

Teoria Pearsona (1965)

• Teoria Pearsona – Ralph Pearson (ur. 1919)

• Czy pojęcie kwasu i zasady może służyć do przewidywania biegu reakcji?

• Pearson odpowiedział na to pytanie twierdząco.

• Definicje kwasu i zasady identyczne jak w teorii Lewisa, ale kwasy i zasady klasyfikuje się na TWARDE oraz na MIĘKKIE.

• Stąd bierze się nazwa teorii: HSAB – Twardych i miękkich kwasów i zasad (Hard and Soft Acids and Bases).

Teoria Pearsona

• TWARDE KWASY to związki trudno polaryzowalne – małe jony o dużych ładunkach dodatnich.

• MIĘKKIE KWASY to związki łatwo polaryzowalne – duże jony o małych ładunkach (nawet zerowych!)

• TWARDE ZASADY to związki trudno polaryzowalne – małe jony o dużym ładunku ujemnym.

• MIĘKKIE ZASADY to związki łatwo polaryzowalne – duże jony o małych ładunkach (nawet zerowych!)

Teoria Pearsona

• Polaryzowalność – podatność na działanie innych jonów prowadzące do deformacji chmury elektronowej otaczającej atom, jon czy

cząsteczkę.

Twarde i miękkie kwasy i zasady

Teoria Pearsona

• Podobnie jak w teorii Lewisa: kwas reaguje z zasadą i powstaje kompleks (albo addukt).

• Jednak dzięki wprowadzeniu rozróżnienia wśród kwasów i wśród zasad teoria HSAB rozwija dotychczasowe spojrzenie na kwas czy zasadę.

• Podstawowe hasło teorii: Twarde kwasy preferują łączenie się z twardymi zasadami, zaś miękkie kwasy z zasadami miękkimi.

• Przykład reakcji: do roztworu wprowadzamy jony: K⁺, S^2-, Cd²⁺, Cl^-. Jakie reakcje zajdą w roztworze?

K₂S + CdCl₂  2KCl + CdS

• Do roztworu zawierającego jony fluorkowe F^- oraz jodkowe I^- wprowadzam jony srebra Ag⁺. Z którymi jonami połączą się wprowadzane jony metalu?

Ag⁺ + I^-  AgI

Teoria Pearsona

Inne teorie kwasów i zasad

• Istnieje ok. 10 teorii kwasów i zasad.

• Dwie mają znaczenie historyczne (Lavoisiera i Liebiga), pozostałe są wykorzystywane w miarę potrzeby.

• Do najpopularniejszych należą teorie Bronsteda i Lowry’ego oraz Lewisa.

• Teoria Arrheniusa nadal jest stosowana ze względu na swoją wygodę.

• Teoria Persona jest bardzo ceniona i ostatnio przeżywa prawdziwy renesans

• Ale to nie wszystko…

Nazwa Data Definicja Kwasu Definicja zasady przykł. kwas przykł. zasada

Lavoisiera 1776 tlenki N, P, S reaguje z kwasami SO₃ NaOH

Liebiga 1838 H wypierany przez metal reaguje z kwasami HNO₃ NaOH

Arrheniusa 1887-94 dysocjuje jony H⁺ dysocjuje jony OH^- HNO₃ NaOH Bronsteda-

Lowry’ego

1923 donor protonu akceptor protonu HCl, H₃O⁺ NH₃, OH^-

Lewisa 1923 akceptor pary elektronowej donor pary elektronowej Fe³⁺ NH₃

Ingolda-Robinsona 1932 elektrofil nukleofil BF₃ NH₃

Luxa-Flooda 1939 akceptor jonu tlenkowego donor jonu tlenkowego SiO₂ CaO Usanowicza 1939 akceptor elektronu,

odszczepia kation, przyłącza anion

donor elektronu, przyłącza kation, odszczepia anion

Cl₂ Na

rozpuszczalnikowa lata 1950-te kation rozpuszczalnika anion rozpuszczalnika BrF₂⁺, SO²⁺ BrF₄^-, SO₃^2-

Teorie kwasów i zasad

Kilka pytań do przemyślenia wykładu

• Czym jest HCl?

• Czy HCl może stać się zasadą?

• Czym jest amoniak NH₃?

• Jak poszczególne teorie tłumaczą czym jest jon Fe³⁺?

• Czym jest NaOH?

Podsumowanie

• Istnieje kilka teorii kwasów i zasad.

• Do najważniejszych należą: Arrheniusa, Bronsteda-Lowry’ego, Lewisa.

• Właściwości kwasów i zasad zmieniają się w zależności od środowiska reakcji. Mocny kwas może stać się słabym, a nawet zamienić w

zasadę!

• Teoria Persona odpowiada nie tylko na pytanie czym jest kwas lub zasada, ale także pozwala na przewidywanie biegu wielu reakcji chemicznych.

Dziękuję za uwagę!

Zapraszam na pokazy!