OH H O+ - Wydział Chemii

TEORIE
KWASÓW I ZASAD
+
H3O
−
OH
TEORIA ARRHENIUSA (1884 r.)
autojonizacja (autodysocjacja) wody:
+
−
H2O →
← H + OH
kwas: substancja dysocjująca z wytworzeniem jonów H+
HA → H+ + A−
+
−
HA →
← H + A
Svante August Arrhenius
(1859-1927)
Nagroda Nobla w 1903 r.
(α = 1)
(α < 1)
zasada: substancja dysocjująca z wytworzeniem jonów OH–
MeOH → Me+ + OH−
reakcja: kwas + zasada = sól + woda
• nie tłumaczy kwasowych właściwości soli, np. Al(NO3)3 w H2O;
• nie tłumaczy zasadowych właściwości związków chemicznych niezawierających
grup hydroksylowych, np. Na2CO3 w H2O, aminy w wodzie;
• nie tłumaczy dlaczego mocznik w wodzie jest obojętny, w ciekłym NH3
jest kwasem a w bezwodnym CH3COOH jest zasadą;
dr Henryk Myszka - Uniwersytet Gdański - Wydział Chemii
TEORIA BRÖNSTEDA I LOWRY’EGO (1923 r.)
autojonizacja (autodysocjacja) wody:
+ + OH−
H2O + H2O →
← H3 O
kwas: substancja będąca donorem protonów (H+)
HA + H2O → H3O+ + A−
+
−
HA + H2O →
← H3O + A
(α = 1)
(α < 1)
zasada: substancja będąca akceptorem protonów
MeOH → Me+ + OH−
+
−
B + H2 O →
← BH + OH
(α = 1)
(α < 1)
(wodorotlenki metali nie stanowią właściwie zasad w sensie teorii Brönsteda,
zasadą jest w nich anion OH− wykazujący silne powinowactwo do protonów)
dr Henryk Myszka - Uniwersytet Gdański - Wydział Chemii
dr Henryk Myszka - Uniwersytet Gdański - Wydział Chemii
dr Henryk Myszka - Uniwersytet Gdański - Wydział Chemii
reakcja protolityczna:
kwas 1 + zasada 2 = kwas 2 + zasada 1
HA +
B
=
BH+ +
A−
Istotą tych reakcji jest przeniesienie protonu od kwasu do zasady.
Układ składający się z kwasu i powstającej z niego przez odszczepienie
protonu zasady nosi nazwę sprzężonej pary kwas-zasada.
Substancje, które w reakcjach roztworze, w zależności od warunków,
mogą przyłączać bądź oddawać protony nazywa się substancjami
amfiprotycznymi (np. woda) lub amfolitami.
np.:
H2PO4−, HPO42−, HS−, HCO3−, H2AsO4−, HAsO42−, HSO3−,
Al(H2O)5OH2+, Zn(H2O)3OH+, Fe(H2O)4(OH)2+, itp.
HA− + H2O
HA− + H2O
→
←
→
←
H3O+ + A2−
H2A + OH−
dr Henryk Myszka - Uniwersytet Gdański - Wydział Chemii
TEORIA LEWISA (1923 r.)
(Lewis uniezależnił definicję kwasów i zasad od tego,
czy zawierają one protony i czy reagują z rozpuszczalnikiem)
kwas: akceptor pary elektronowej
zasada: donor pary elektronowej
H+ + INH3 = [H ← NH3]+ = NH4+
H+ + H2O = H3O+
INH3 + BF3 = H3N → BF3
AlCl3 + Cl− = AlCl4−
H2O + HCl = [H2O → HCl] = H3O+ + Cl−
Reakcję dysocjacji HCl w wodzie teoria Lewisa traktuje jako wypieranie
z adduktu HCl słabszej zasady Cl− przez zasadę mocniejszą H2O
reakcja:
kwas + zasada = addukt
(wiązanie koordynacyjne)
• kwasy Lewisa to odczynniki elektrofilowe
• zasady Lewisa to odczynniki nukleofilowe
dr Henryk Myszka - Uniwersytet Gdański - Wydział Chemii
TEORIA ROZPUSZCZALNIKOWA
(Cady i Elsey, 1925-28 r.)
autodysocjacja rozpuszczalników:
+
−
2 H2O →
← H3O + OH
+
−
2 NH3 →
← NH4 + NH2
−
+
N2O4 →
← NO + NO3
+
−
2 CH3COOH →
← CH3COOH2 + CH3COO
+
−
2 HF →
← H2F + F
+
−
2 H2SO4 →
← H3SO4 + HSO4
kwas: substancja dająca w roztworze takie same kationy jak rozpuszczalnik
zasada: substancja zwiększająca stężenie anionów
charakterystycznych dla rozpuszczalnika
reakcja:
kwas + zasada = sól + rozpuszczalnik
dr Henryk Myszka - Uniwersytet Gdański - Wydział Chemii
• sole amonowe w ciekłym NH3 są kwasami
NH4Cl → NH4+ + Cl−
• amidek sodu (NaNH2) w ciekłym NH3 jest zasadą
NaNH2 → Na+ + NH2−
• chlorek nitrozylu (NOCl) w N2O4 jest kwasem
NOCl → NO+ + Cl−
• w N2O4 NaNO3 jest zasadą
NaNO3 → Na+ + NO3−
• CH3COOH w bezw. H2SO4 jest zasadą
H2SO4 + CH3COOH → HSO4− + CH3COOH2+
• mocznik, który jest obojętny w wodzie,
stanowi kwas w ciekłym NH3
NH3 + CO(NH2)2 → NH4+ + H2NC(O)NH−
dr Henryk Myszka - Uniwersytet Gdański - Wydział Chemii
ZOBOJĘTNIANIE
zobojętnianie mocnego kwasu mocną zasadą:
NaOH + HCl → NaCl + H2O
Na+ + OH− + H+ + Cl− → Na+ + Cl− + H2O
w istocie reakcja zachodzi pomiędzy jonami H+ i OH−
H+ + OH− → H2O
H3O+ + OH− → H2O + H2O
zobojętnianie słabego kwasu mocną zasadą:
CH3COOH + NaOH → CH3COONa + H2O
CH3COOH + Na+ + OH− → CH3COO− + Na+ + H2O
CH3COOH + OH− → CH3COO− + H2O
HA + OH− → A− + H2O
dr Henryk Myszka - Uniwersytet Gdański - Wydział Chemii
zobojętnianie mocnego kwasu słabą zasadą:
HNO3 + NH3 → NH4NO3
H+ + NO3− + NH3 → NH4+ + NO3−
H+ + NH3 → NH4+
H3O+ + B → BH+ + H2O
zobojętnianie słabego kwasu słabą zasadą:
HNO2 + NH3 → NH4NO2
HNO2 + NH3 → NH4+ + NO2−
HA + B → BH+ + A−
dr Henryk Myszka - Uniwersytet Gdański - Wydział Chemii
JONOWY ZAPIS REAKCJI
reakcje soli z kwasami bądź zasadami zachodzą wówczas, gdy w wyniku
tych reakcji powstaje związek lotny, trudno rozpuszczalny lub słabiej
zdysocjowany niż substraty, np.:
Na2CO3 + 2 HCl → 2 NaCl + CO2↑ + H2O
2 Na+ + CO32− + 2 H+ + 2 Cl− → 2 Na+ + 2 Cl− + CO2↑ + H2O
CO32− + 2 H+ → CO2↑ + H2O
CuSO4 + 2 NaOH → Cu(OH)2↓ + Na2SO4
Cu2+ + SO42− + 2 Na+ + 2 OH− → Cu(OH)2↓ + 2 Na+ + SO42−
Cu2+ + 2 OH− → Cu(OH)2↓
CH3COONa + HNO3 → CH3COOH + NaNO3
CH3COO− + Na+ + H+ + NO3− → CH3COOH + Na+ + NO3−
CH3COO− + H+ → CH3COOH
dr Henryk Myszka - Uniwersytet Gdański - Wydział Chemii
reakcje pomiędzy dobrze rozpuszczalnymi solami zachodzą wówczas,
gdy jedna z soli będąca produktem reakcji jest trudno rozpuszczalna
w wodzie, np.:
AgNO3 + NaCl → AgCl↓ + NaNO3
Ag+ + NO3− + Na+ + Cl− → AgCl↓ + Na+ + NO3−
Ag+ + Cl− → AgCl↓
po zmieszaniu np. wodnych roztworów Na2SO4 i KCl nie obserwuje się
żadnych zmian w roztworze, co oznacza, iż nie zachodzi tu żadna reakcja,
a w roztworze występuje mieszanina jonów: Na+, SO42−, K+ i Cl−
dr Henryk Myszka - Uniwersytet Gdański - Wydział Chemii