Wolna encyklopedia

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

Kwas klasyczny

Kwas wg klasycznej definicji Arrheniusa to każdy związek, który wprowadzony do roztworu wodnego zwiększa stężenie jonów oksoniowych H3O + (zmniejsza pH roztworu). Automatycznie zasadą jest każdy związek, który zwiększa stężenie jonów wodorotlenkowych OH − . Definicja ta ma głównie zastosowanie do roztworów wodnych.

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.

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.

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 ⇌ HPO42- + H3O+

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

HPO42- + H2O ⇌ PO43- + H3O+

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

Ważniejsze kwasy

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

Najważniejsze beztlenowe kwasy nieorganiczne:

Kwasy nieorganiczne mocne:

Inne kwasy:

Kwasy utleniające

Zobacz też

Linki zewnętrzne

Źródło: „haslo,Kwasy”