Materiały pochodzą z Platformy Edukacyjnej Portalu www.szkolnictwo.pl Wszelkie treści i zasoby edukacyjne publikowane na łamach Portalu www.szkolnictwo.pl mogą być wykorzystywane przez jego Użytkowników wyłącznie w zakresie własnego użytku osobistego oraz do użytku w szkołach podczas zajęć dydaktycznych. Kopiowanie, wprowadzanie zmian, przesyłanie, publiczne odtwarzanie i wszelkie wykorzystywanie tych treści do celów komercyjnych jest niedozwolone. Plik można dowolnie modernizować na potrzeby własne oraz do wykorzystania w szkołach podczas zajęć dydaktycznych.

KWASY ZASADY

Spis treści: Klasyczna teoria Arrheniusa Autodysocjacja wody Iloczyn jonowy wody Skala kwasowości, pH Wskaźniki ( indykatory ) Teoria Brønsteda i Lowry'ego Elektronowa teoria Lewisa Teoria Usanowicza

KLASYCZNA TEORIA ARRHENIUSA W1661 roku Robert Boyle w swoim dziele "Chemik Sceptyk" podał podstawy klasyfikacji substancji chemicznych, dzieląc je na: pierwiastki, ziemie, kwasy, zasady i sole. Odkrył też zmiany barwy lakmusu pod działaniem kwasów i zasad oraz pierwszy wprowadził do prac chemicznych papierki wskaźnikowe. KLASYCZNA TEORIA ARRHENIUSA W 1884 roku Arrhenius sformułował teorię dysocjacji elektrolitycznej. W 1887 roku poszerzył ją o definicję kwasu i zasady. Kwasem jest substancja odszczepiająca w roztworze wodnym jony wodorowe Zasadą jest substancja odszczepiająca w roztworze wodnym jony wodorotlenowe W wyniku zobojętnienia kwasu zasadą (i odwrotnie) powstaje sól i woda. Reakcje zobojętniania rozpatruje się, zgodnie z tą teorią, tylko w środowisku wodnym. Teoria zawodzi, gdy trzeba wyjaśnić pojęcia oraz reakcje kwasów i zasad w innych rozpuszczalnikach. Teoria klasyczna nie tłumaczy zasadowego zachowania się amin organicznych. Trudno też rozpatrywać sole, które w roztworze kwaśnym mają wszystkie cechy zasady, jak np. Na2CO3, bądź też kwasu, jak NaHSO4.

AUTODYSOCJACJA WODY Rozpuszczalniki polarne mają zdolność do samo-jonizacji (autojonizacji). Oznacza to, że cząsteczki tych rozpuszczalników mogą reagować ze sobą tworząc odpowiednie kationy i aniony. Dla wody proces autodysocjacji można opisać równaniem:                      W wyniku tej reakcji powstaje jon hydroniowy oraz jon hydroksylowy (wodorotlenowy) Jon hydroniowy można traktować jako kation wodorowy (zjonizowany atom wodoru – proton) solwatowany jedną cząsteczką wody Reakcję można uprościć odejmując jedną cząsteczkę wody:                        

ILOCZYN JONOWY WODY Iloczynem jonowym wody nazywamy iloczyn stężeń molowych jonów wodorowych (hydroniowych) i jonów hydroksylowych.  W temperaturze pokojowej (200C ) i pod ciśnieniem atmosferycznym (1013 hPa)iloczyn ten wynosi 10-14 Stężenie molowe wody: Dane: Vr = 1dm3 d = 1g / cm3 = 1000g / dm3 MH2O = 18 g / mol n = 1000 g / 18 g /mol = 55,56 mola Cm = 55,56 mola / dm3 Dla czystej wody stężenie jonów wodorowych jest równe stężeniu jonów hydroksylowych:

Logarytmując równanie iloczynu jonowego wody otrzymujemy: SKALA KWASOWOŚCI, PH Operowanie liczbami rzędu 10-7 jest kłopotliwe, dlatego wprowadzono tzw. wykładnik stężenia jonów wodorowych. Wykładnik stężenia jonów wodorowych pH jest to ujemny logarytm dziesiętny stężenia kationów wodorowych, wyrażonego w mol/dm3 pH to wartość wykładnika potęgi ze znakiem ujemnym, do której należy podnieść liczbę 10, aby uzyskać stężenie jonów wodorowych. Logarytmując równanie iloczynu jonowego wody otrzymujemy: Roztwór obojętny to taki, który zawiera równe ilości jonów wodorowych (hydroniowych) i wodorotlenowych (identyczne stężenia). [OH-] = [H3O+] pH < 7 w roztworach kwaśnych pH = 7 w roztworach obojętnych pH >7 w roztworach zasadowych

Graficzny wykres zależności między pH a stężeniem jonów wodorowych i hydroksylowych

Dla mocnych elektrolitów, rozcieńczonych elektrolitów przyjmujemy α=1 Przykłady ? Oblicz stężenie jonów wodorowych i wodorotlenowych w 0,001 molowym roztworze KOH. Oblicz pH roztworu Dane: Cm = 0,001 mol/dm3 Dla mocnych elektrolitów, rozcieńczonych elektrolitów przyjmujemy α=1 KOH -- > K+ + OH- ? Oblicz pH 0,01 molowego kwasu solnego Dane: Cm = 0,01 mol/dm3 HCl jest mocnym kwasem, więc α=1 Cm = 10-2 mol/dm3 → pH = 2

Wskaźniki ( indykatory ) substancje zmieniające barwę w zależności od odczynu roztworu. Służą do orientacyjnego badania pH Fenoloftaleina Wskaźnik uniwersalny Oranż metylowy Błękit bromotymolowy Lakmus Wywar z czerwonej kapusty Esencja herbaciana Sok z jagód Papierki uniwersalne są nasączone mieszaniną różnych wskaźników. Każdej wartości pH odpowiada inne zabarwienie papierka. Dołączony jest wzorzec z zabarwieniem dla każdej wartości pH. Odczyn  roztworu jest cechą roztworu określającą,  czy w roztworze znajduje się nadmiar  kationów wodorowych (odczyn jest kwaśny),  nadmiar anionów wodorotlenkowych oznacza, że  odczyn jest zasadowy, czy są one w  równowadze, wówczas odczyn jest obojętny.

Zmiany zabarwienia wskaźnika uniwersalnego pH 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 Odczyn obojętny Odczyn kwaśny Odczyn zasadowy

Wskaźnik Śr . kwasowe Śr obojętne Śr zasadowe fenoloftaleina bezbarwna malinowa pH> 8,3 Wskaźnik uniwersalny Czerwień - pomarańcz żółty Zielony - niebieski Oranż metylowy czerwona jasno-pomarańczowa żółta Błękit bromotymolowy ( 6 – 7,6 PH) niebieska Lakmus (Zakres zmiany barwy pH 5-8) fioletowa Wywar z czerwonej kapusty fioletowo - niebieska Słabo zasadowy - barwa zielona Silnie zasadowy - barwa żółta Esencja herbaciana barwę jasno - żółta pH< 5,5 jasno - brązowa Ciemno - brązowa pH> 7,5 Sok z jagód bez zmian ciemno - zielona

Czerwona kapusta - wskaźnik pH Przygotowywanie: Składniki: - czerwona kapusta - woda destylowana - alkohol etylowy ok. 90% Posiekaj kilka przemytych wodą destylowaną liści czerwonej kapusty, zalej wodą(najlepiej także destylowaną) i gotuj przez ok. 10 minut. Poczekaj aż wywar ostygnie, a następnie przesącz przez bibułę filtracyjną lub jak czystą ściereczkę. Przesącz zmieszaj z alkoholem etylowym w stosunku 3:2. Tak przygotowany wyciąg przechowuj w lodówce. Do kilku ml wywaru dodajemy niewielką ilość badanej substancji, wstrząsamy i po upływie kilkunastu sekund sprawdzamy jego kolor. Nasz wskaźnik jest dość czuły na zmianę pH.

Elektrochemiczny pomiar pH – pH-metry Większość pH-metrów to w istocie mierniki potencjału, w których pH ustala się na podstawie pomiaru siły elektromotorycznej (SEM) ogniwa utworzonego z elektrody wskaźnikowej (zanurzonej w roztworze badanym) i elektrody porównawczej (zanurzonej w roztworze wzorcowym o znanym pH). Ogniwa te są zwykle połączone z elektronicznym woltomierzem o dużej czułości, który automatycznie przelicza zmierzony SEM ogniwa na skalę pH W pomiarze tym wykorzystuje się  liniową zależność potencjału niektórych elektrod, od pH roztworu. Zależność ta wynika z równania Nernsta Zależność potencjału elektrody wodorowej od pH.

TEORIA BRØNSTEDA I LOWRY'EGO Znacznym rozszerzeniem teorii Arrheniusa jest ogłoszona w 1923 roku, niezależnie przez J.N. Brønsteda i T.M. Lowry'ego, tzw. teoria protolityczna (również protonowa) kwasów i zasad. "p" oznacza proton przenoszony w reakcji kwas-zasada , w odróżnieniu od symboli H+ lub H3O+ oznaczających uwodniony proton, który może istnieć tylko w roztworach wodnych. Wg teorii Brønsteda i Lowry'ego Kwasem jest substancja, która może oddawać proton innej, jest więc donorem protonów. Zasady mogą przyjmować protony, są więc akceptorami protonów. Reakcje odłączania i przyłączania protonu są odwracalne, cząsteczka (lub jon) utworzona wskutek odłączenia protonu od kwasu może więc z powrotem przyłączać proton. Tak więc w odwracalnej reakcji odłączenia protonu od donora (kwasu) powstaje akceptor (zasada). kwas ↔ zasada + p Kwasem lub zasadą może być zarówno obojętna cząsteczka, jak i jon - kation lub anion Równowaga kwasowo-zasadowa Brönsteda i Lowry’ego zakłada, że z każdym kwasem musi być sprzężona jakaś zasada.

I. Kwas 1 ↔ p + zasada 1 II. Zasada 2 + p ↔ kwas 2 Przykłady Wszelkie reakcje typu kwas-zasada polegają na przeniesieniu protonu z cząsteczki kwasu do cząsteczki zasady. W roztworach wolne protony nie mogą samodzielnie istnieć, wobec tego muszą połączyć się z inną cząsteczką lub jonem. Taka cząsteczka lub jon ma charakter akceptora protonu, a więc zasady. Dlatego w rzeczywistości nie przebiegają reakcje odłączenia protonu od kwasu, a jedynie reakcje przeniesienia protonu do cząsteczki innej zasady, będącej mocniejszym akceptorem protonów od zasady sprzężonej z danym kwasem. Jednocześnie przebiegają reakcje dwóch sprzężonych par: I. Kwas 1 ↔ p + zasada 1 II. Zasada 2 + p ↔ kwas 2 Sumaryczna reakcja: kwas 1 + zasada 2 ↔ zasada 1 + kwas 2

Reakcje kwas-zasada zachodzą często w roztworach z udziałem rozpuszczalnika. Cząsteczki wody, jako rozpuszczalnik, mogą zarówno łączyć się z protonami, tworząc jon hydroniowy H3O+, jak też oddawać proton, przechodząc w jon wodorotlenowy OH-. Związki, które według tej teorii mogą pełnić rolę zarówno kwasu jak i zasady nazywamy związkami amfiprotycznymi Jeśli substancja ma właściwości donorowe mocniejsze niż cząsteczki wody, to przebiegnie reakcja z wytworzeniem jonów H3O+ i substancję tę będziemy w roztworach traktowali jako kwas. Przykłady W reakcjach tych woda występuje zawsze jako zasada. Jeśli woda ma mocniejsze właściwości donorowe niż substancja rozpuszczona, to obecność tej ostatniej w roztworze wodnym spowoduje powstanie jonów OH-. Wówczas taką substancję określamy jako zasadę Przykład

CH3COOH + NH3 ↔ CH3COO- + NH4+ Jeśli w roztworze wodnym znajduje się substancja, która jest mocniejszym akceptorem protonów (zasadą) niż woda bądź mocniejszym donorem protonów (kwasem) niż woda, to jej udział będzie dominujący. Przykład Amoniak wprowadzony do roztworu wodnego kwasu octowego jest mocniejszym akceptorem, a więc silniejszą zasadą niż woda. Zachodzi w przeważającym stopniu reakcja CH3COOH + NH3 ↔ CH3COO- + NH4+ Ogólna reguła charakteryzująca reakcje kwas-zasada - kwasy reagują w pierwszej kolejności z najmocniejszą w danych warunkach zasadą, zaś zasady - z najmocniejszym kwasem. Jeśli zatem porównamy z sobą substancje pod względem zdolności do odłączania i przyłączania protonów, to stwierdzimy, że im kwas ma mocniejsze właściwości donorowe, tym mniej chętnie sprzężona z nim zasada łączy się z protonem, jest więc tym słabszym akceptorem. Odwrotnie, im zasada ma bardziej zdecydowane właściwości akceptorowe, tym sprzężony z nią kwas jest słabszy.

ELEKTRONOWA TEORIA LEWISA Lewis zwrócił uwagę na fakt, że zasadami są przeważnie cząsteczki, atomy lub jony bogate w wolne pary elektronowe. Efekt ten jest widoczny w oddziaływaniu cząsteczki wody i cząsteczki amoniaku z jonem wodorowym: Według tej teorii kwasy to substancje będące akceptorami pary elektronowej, natomiast zasady to substancje będące donorami pary elektronowej. W ogólności, reakcję kwasowo-zasadową wg Lewisa można zapisać w postaci: Przykłady W reakcji kwas azotowy(V) pełni rolę kwasu, a mocznik zasady.

Teoria Usanowicza Jeszcze bardziej ogólną teorię sformułował M. Usanowicz w 1939 r. Zgodnie z nią kwasem nazywamy substancję, której cząsteczka odszczepia kation, przyłącza anion lub elektron i zdolna jest do zobojętniania zasad i tworzenia soli. Z kolei zasadą jest substancja, której cząsteczki odszczepiają anion, przyłączają kation i zdolna jest do zobojętniania zasad i tworzenia soli. Dzięki wprowadzonym modyfikacjom praktycznie wszystkie kwasy i zasady, zarówno Arrheniusa, jak i Brønsteda-Lowry'ego, są sklasyfikowane jak poprzednio, natomiast można dodatkowo sklasyfikować nowe związki. Na przykład w reakcji amoniaku z wodorkiem boru można ten ostatni uważać za kwas, czego nie dałoby się objaśnić poprzednimi teoriami

Bibliografia „Repetytorium maturzysty_chemia” Iwona Król „ Chemia od A do Z” M. Klimaszewska http://pl.wikipedia.org http://atos.wmid.amu.edu.pl/ http://www.mlyniec.gda.pl/ http://oen.dydaktyka.agh.edu.pl