kwasy nieorganiczne

 

Kwasami nazywamy związki, których cząsteczki zbudowane są z jednego lub więcej atomów wodoru oraz reszty kwasowej.

Wzór ogólny kwasów:

H_nR

H - atom wodoru
R - reszta kwasowa
n- liczba naturalna 1,2,3... ilość atomów wodoru równa wartościowości reszty kwasowej

WZORY I NAZEWNICTWO KWASÓW

 

 

 

 

 

Nazwy kwasów	Wzory kwasów
kwas azotowy (III)	HNO2
kwas siarkowy (IV)	H2SO3
kwas węglowy (II)	H2CO2
kwas fosforowy(III)	H3PO3
kwas bromowodorowy	HBr
kwas siarkowodorowy	H2S
kwas chlorowy (I)	HClO
kwas chlorowy (III)	HClO2
kwas chlorowy (V)	HClO3
kwas chlorowy (VII)	HClO4

 

WŁAŚCIWOŚCI KWASÓW:

      Kwasy są elektrolitami o różnej mocy.

      Moc kwasów tlenowych zwiększa się wraz ze wzrostem elektroujemności atomu centralnego (np. HIO á HBrO á HClO) i ze wzrostem stopnia utlenienia atomu centralnego (np. HClO á HClO₂ á HClO₃ á HClO₄ ).

      Moc kwasów beztlenowych zwiększa się w obrębie okresu ze wzrostem elektroujemności (np. słaby H₂S áá mocny HCl) i zmniejsza się w obrębie grupy ze wzrostem elektroujemności(np. HI > HBr > HCl).

Kwasy zmieniają barwę wskaźników, papierek uniwersalny barwią na czerwono.

Do najważniejszych właściwości kwasów należy ich zdolność do reagowania z:

• Wodorotlenkami
  
  wodorotlenek + kwas -> sól + woda
  
  np. 2NaOH + H₂SO₄ ->Na₂SO₄ + H₂O
  
  Szczegółowe omówienie reakcji zobojętniania znajduje się w części dotyczącej soli.
  
• Tlenkami zasadowymi i amfoterycznymi
  
  tlenek metalu + kwas -> sól + woda
  
  np. CuO + H₂SO4 -> CuSO₄ + H₂O
  
  CrO + 2HCl(aq) -> CrCl₂ + H₂O
  
  ale CrO + HNO₃ (rozcieńczony) -> nie reaguje
  
  Nie każdy tlenek reaguje z dowolnie wybranym kwasem
  (Fe₃O₄, Al₂O₃, Cr₂O₃ i SnO₂).
  
• Niektórymi solami
  
  mocny kwas + sól słabego kwasu -> słaby kwas + sól mocnego kwasu
  
  2HCl + CaCO₃ -> H₂CO₃ + CaCl₂
  
  mocny kwas tlenowy + sól kwasu beztlenowego -> gazowy wodorek + sól kwasu tlenowego
  
  H₂SO₄ + 2NaCl -> 2HCl + Na₂SO₄
  
• Niektórymi metalami
  
  metal + kwas -> sól + wodór
  
  np. Zn + H₂SO₄ -> ZnSO₄ + H₂
  
  Reakcji tej nie ulegają metale szlachetne (Au, Pt) i półszlachetne oraz kilka innych metali stojących na prawo od wodoru w tzw. szeregu napięciowym. Nie oznacza to jednak, że wymienione w ogóle nie reagują z kwasami. Dla każdego metalu, nawet dla złota, można dobrać odpowiedni kwas, tylko reakcja przebiega według innego schematu, tzn. nie prowadzi do wyparcia wodoru. Na przykład miedź reaguje ze stężonym kwasem siarkowym następująco:
  
  Cu + 2 H₂SO₄ -> CuSO₄ + SO₂ + 2 H₂O
  
  (nie reaguje natomiast z kwasem solnym, bez względu na stężenie kwasu i temperaturę).
  
  W zależności od liczby atomów wodoru, zdolnych do wymiany na atom metalu, rozróżnia się:
  
  - kwasy jednoprotonowe, np. HNO₃,
  - kwasy dwuprotonowe, np. H₂SO₄,
  - kwasy trójprotonowe, np. H₃PO₄.

UWAGA:

Rozpuszczaniu stężonych kwasów (np. stężonego kwasu siarkowego (VI)) towarzyszy gwałtowny wzrost temperatury roztworu. Należy więc zawsze pamiętać o zasadzie:

KWAS WLEWA SIĘ DO WODY !!!

Odwrotna kolejność wlewania może doprowadzić do pryskania cieczy z naczynia i oblania kwasem całego otoczenia. Efekt ten wynika z różnych gęstości kwasu i wody oraz egzotermiczności procesu mieszania.

OTRZYMYWANIE KWASÓW

Kwasy tlenowe można otrzymać w reakcji tlenków niemetali z wodą.

SO₃ + H₂O -> H₂SO₄

CO₂ + H₂O -> H₂CO₃

N₂O₅ + H₂O -> 2HNO₃

Przykład: otrzymywanie kwasu siarkowego (IV)

SO₂ + H₂O -> H₂SO₃

Kwasy beztlenowe można otrzymać w procesie rozpuszczania w wodzie produktu reakcji łączenia wodoru z niemetalem.

H₂ + Cl₂ -> 2HCl

Niektóre kwasy np. kwas krzemowy (IV) otrzymuje się przez działanie innym kwasem na odpowiednia sól.

Na₂SiO₃ + 2HCl -> H₂SiO₃ + 2 NaCl