Kwasy i zasady - Kwasy i zasady wg Arrheniusa Kwasy i zasady wg teorii protonowej Brőnsteda i Lowry`ego Kwasy i zasady wg teorii elektronowej Lewisa

Podstawowe pojęcia Dysocjacja jonowa – rozpad elektrolitu na jony (dodatnie – kationy, ujemne – aniony) pod wpływem wody lub innych rozpuszczalników polarnych Elektrolity – to związki, które po rozpuszczeniu w wodzie lub w innych rozpuszczalnikach polarnych oraz w stanie stopionym przewodzą prąd elektryczny Nieelektrolity – to związki, które nie ulegają dysocjacji jonowej Suma ładunków dodatnich na kationach w roztworze jest równa sumie ładunków ujemnych na anionach

Kwasy i zasady wg Arrheniusa Kwasy – eletrolity, które ulegają całkowitej lub częściowej dysocjacji na kation(y) wodoru i anion reszty kwasowej: Kwasy wieloprotonowe (wielowodorowe) ulegają dysocjacji stopniowo, np. H3PO4 dysocjuje trójstopniowo: I stopień: II stopień: III stopień: HnR n H2O n H3O+ Rn- H3PO4 H3O+ H2PO4- H2O H PO42- H2PO4- H2O H3O+ HPO42- PO43- H2O H3O+

Kwasy i zasady wg Arrheniusa Zasady – wodorotlenki, które ulegają całkowitej lub częściowej dysocjacji na kation metalu i anion(y) wodorotlenowe (wodorotlenkowe) Wodorotlenki wielowodorotlenowe dysocjują wielostopniowo, np. Ca(OH)2 dysocjuje dwustopniowo: I stopień: II stopień: H2O Me(OH)m Me m+ m OH - H2O Ca(OH)2 CaOH + OH - H2O Ca 2+ CaOH + OH -

Kwasy i zasady wg Arrheniusa Sole – elektrolity, które dysocjują całkowicie na kation(y) metalu(i) (wyjątek NH4+ - kation amonowy) i anion(y) reszty kwasowej H2O MenRm n Mem+ m Rn- H2O 3 SO42- Al2(SO4)3 2 Al3+

Kwasy i zasady wg teorii protonowej Brőnsteda i Lowry`ego + O H Br H Kwas 1 kwas 2 Zasada 1 - Zasada 2

Kwasy i zasady wg teorii protonowej Brőnsteda i Lowry`ego Kwas – związek chemiczny lub jon zdolny do oddania protonów (kationu wodorowego) – protonodonor (protonodawca) HBr(g) H2O(c) Br(c)- H3O(c)+ zasada 2 kwas 1 zasada 1 kwas 2 kwas 1 sprzężony z zasadą 2 zasada 1 sprzężona z kwasem 2

Kwasy i zasady wg teorii protonowej Brőnsteda i Lowry`ego + N H H O H kwas 2 Kwas 1 - Zasada 1 Zasada 2

Kwasy i zasady wg teorii protonowej Brőnsteda i Lowry`ego Zasada – związek chemiczny lub jon zdolny do pobrania protonów (kationu wodorowego) – protonoakceptor (protonobiorca) NH4 (c)+ NH3(g) H2O(c) OH(c)- kwas 2 zasada 1 kwas 1 zasada 2 kwas 1 sprzężony z zasadą 2 zasada 1 sprzężona z kwasem 2

Kwasy i zasady wg teorii elektronowej teorii Lewisa Kwas – atom, cząsteczka lub jon, które mogą przyjąć parę elektronową i utworzyć wiązanie koordynacyjne (np. H+; NH4+; kationy metali: np. Cu2+, Fe3+, Al3+; AlCl3, SO3 H+ jest kwasem a cząsteczka wody jest zasadą – w kationie hydroniowym występuje wiązanie koordynacyjne: O H H+ O H H + Kation hydroniowy Kwas Zasada

Kwasy i zasady wg teorii elektronowej teorii Lewisa Zasada – atom, cząsteczka lub jon dysponujące wolną parą elektronową (np. OH-, Cl-, Br-, H-; F-, SO42-, H2O) Al(OH)3 + OH- ↔ [Al(OH)4]- AlCl3 + Cl- ↔ [AlCl4]- SO3 + H2O ↔ H2SO4 H+ + NH3 ↔ NH4+ Zasada Kwas