Dysocjacja kwasów, odczyn roztworu i pH - Chemia Nowej Ery 8

1.Elektrolit

Związek chemiczny, którego wodny roztwór przewodzi prąd elektryczny. Wszystkie omawiane kwasy są elektrolitami.

2.Dysocjacja elektrolityczna (jonowa)

Rozpad elektrolitów na jony dodatnie (kationy) i jony ujemne (aniony) pod wpływem cząsteczek wody.

3.Dysocjacja elektrolityczna (jonowa) kwasów

Rozpad cząsteczek kwasów na kationy wodoru i aniony reszt kwasowych pod wpływem cząsteczek wody.

4.Przebieg dysocjacji kwasu chlorowodorowego

Cząsteczki chlorowodoru i wody są dipolami (cząsteczkami polarnymi). Cząsteczki wody otaczają cząsteczkę $\ce{HCl}$: biegunem ujemnym zwracają się do atomu wodoru, a dodatnim - do atomu chloru. Wiązanie słabnie i w końcu się rozrywa, a powstałe jony $\ce{H+}$ i $\ce{Cl-}$ są otoczone cząsteczkami wody.

5.Przewodzenie prądu przez roztwory kwasów

Roztwory kwasów przewodzą prąd elektryczny, bo są w nich jony - nośniki ładunku elektrycznego. Jony powstają, gdy cząsteczki wody rozrywają wiązania w cząsteczkach kwasu. Świadczy o tym świecąca żarówka w obwodzie z elektrodami zanurzonymi w roztworze kwasu.

6.Reakcja odwracalna

Reakcja, w której cząsteczki rozpadają się na jony, a jony mogą się ponownie łączyć w cząsteczki. Dysocjacja większości kwasów jest reakcją odwracalną; zapisuje się ją dwiema strzałkami skierowanymi w przeciwne strony: $\ce{<-->}$.

7.Wzór ogólny i rodzaje kwasów (powtórka)

Wzór ogólny kwasów: $\ce{H_{m}R}$, gdzie m - liczba atomów wodoru równa wartościowości reszty kwasowej, R - symbol reszty kwasowej. Kwasy dzielimy na nieorganiczne i organiczne, a nieorganiczne - na beztlenowe (np. $\ce{HCl}$) i tlenowe (np. $\ce{H2SO4}$).

8.Ogólne równanie dysocjacji elektrolitycznej kwasów

$\ce{H_{m}R <-->[H2O] m H+ + R^{m-}}$, gdzie R - symbol reszty kwasowej, m - wartościowość reszty kwasowej, równa liczbie atomów wodoru w cząsteczce. Ładunek anionu reszty kwasowej jest równy jej wartościowości.

9.Kwasy (definicja przez dysocjację)

Substancje, których cząsteczki w wodnych roztworach dysocjują na kationy wodoru i aniony reszty kwasowej.

10.Dysocjacja stopniowa i zapis sumaryczny

Kwasy, których cząsteczki mają więcej niż jeden atom wodoru, dysocjują stopniowo - kationy wodoru odłączają się po kolei. W roztworze są wszystkie jony powstające na kolejnych etapach. Sumaryczny zapis równania dysocjacji pokazuje tylko produkty końcowe.

11.Dysocjacja kwasu chlorowodorowego

Jednostopniowa: $\ce{HCl ->[H2O] H+ + Cl-}$. W roztworze są kationy wodoru $\ce{H+}$ i aniony chlorkowe $\ce{Cl-}$.

12.Dysocjacja kwasu siarkowodorowego

Dwustopniowa: 1) $\ce{H2S <-->[H2O] H+ + HS-}$ (anion wodorosiarczkowy), 2) $\ce{HS- <-->[H2O] H+ + S^2-}$ (anion siarczkowy). Zapis sumaryczny: $\ce{H2S <-->[H2O] 2H+ + S^2-}$. W roztworze są jony $\ce{H+}$, $\ce{HS-}$ i $\ce{S^2-}$.

13.Dysocjacja kwasu azotowego(V)

Jednostopniowa: $\ce{HNO3 ->[H2O] H+ + NO3-}$. W roztworze są kationy wodoru $\ce{H+}$ i aniony azotanowe(V) $\ce{NO3-}$.

14.Dysocjacja kwasu węglowego

Dwustopniowa: 1) $\ce{H2CO3 <-->[H2O] H+ + HCO3-}$ (anion wodorowęglanowy), 2) $\ce{HCO3- <-->[H2O] H+ + CO3^2-}$ (anion węglanowy). Zapis sumaryczny: $\ce{H2CO3 <-->[H2O] 2H+ + CO3^2-}$. W roztworze są jony $\ce{H+}$, $\ce{HCO3-}$ i $\ce{CO3^2-}$.

15.Dysocjacja kwasu siarkowego(IV)

Zapis sumaryczny: $\ce{H2SO3 <-->[H2O] 2H+ + SO3^2-}$. Kwas dysocjuje dwustopniowo: najpierw powstaje anion wodorosiarczanowy(IV) $\ce{HSO3-}$, a z niego anion siarczanowy(IV) $\ce{SO3^2-}$; w roztworze są jony $\ce{H+}$, $\ce{HSO3-}$ i $\ce{SO3^2-}$.

16.Dysocjacja kwasu siarkowego(VI)

Zapis sumaryczny: $\ce{H2SO4 ->[H2O] 2H+ + SO4^2-}$. Kwas dysocjuje dwustopniowo: 1) $\ce{H2SO4 ->[H2O] H+ + HSO4-}$, 2) $\ce{HSO4- <-->[H2O] H+ + SO4^2-}$. W roztworze są jony $\ce{H+}$, $\ce{HSO4-}$ (wodorosiarczanowe(VI)) i $\ce{SO4^2-}$ (siarczanowe(VI)).

17.Dysocjacja kwasu fosforowego(V)

Zapis sumaryczny: $\ce{H3PO4 <-->[H2O] 3H+ + PO4^3-}$. Kwas dysocjuje trójstopniowo; kolejno powstają aniony diwodorofosforanowe(V) $\ce{H2PO4-}$, wodorofosforanowe(V) $\ce{HPO4^2-}$ i fosforanowe(V) $\ce{PO4^3-}$ - wszystkie są w roztworze razem z $\ce{H+}$.

18.Nazwy anionów reszt kwasowych

$\ce{Cl-}$ - anion chlorkowy, $\ce{S^2-}$ - siarczkowy, $\ce{NO3-}$ - azotanowy(V), $\ce{SO3^2-}$ - siarczanowy(IV), $\ce{SO4^2-}$ - siarczanowy(VI), $\ce{CO3^2-}$ - węglanowy, $\ce{PO4^3-}$ - fosforanowy(V). Kation wodoru to $\ce{H+}$.

19.Aniony powstające w dysocjacji stopniowej

$\ce{HS-}$ - anion wodorosiarczkowy, $\ce{HSO3-}$ - wodorosiarczanowy(IV), $\ce{HSO4-}$ - wodorosiarczanowy(VI), $\ce{HCO3-}$ - wodorowęglanowy, $\ce{H2PO4-}$ - diwodorofosforanowy(V), $\ce{HPO4^2-}$ - wodorofosforanowy(V).

20.Równość ładunków w dysocjacji

Liczba ładunków dodatnich powstających w wyniku dysocjacji elektrolitycznej jest równa liczbie ładunków ujemnych, np. z $\ce{H2SO4}$ powstają 2 kationy $\ce{H+}$ (2+) i 1 anion $\ce{SO4^2-}$ (2-), więc razem ładunek wynosi 0.

21.Budowa kwasów i ich występowanie

W cząsteczkach kwasów występują wiązania kowalencyjne. Cząsteczki kwasów są zbudowane podobnie, więc kwasy mają podobne właściwości. Kwasy nieorganiczne nie występują powszechnie w przyrodzie; wyjątki to kwas chlorowodorowy (w soku żołądkowym) i kwas siarkowodorowy (w wodach leczniczych).

22.Wspólne właściwości kwasów

Pod wpływem wody dysocjują na kationy wodoru i aniony reszt kwasowych; ich roztwory przewodzą prąd elektryczny; zmieniają barwę oranżu metylowego z żółtej na czerwoną i barwią uniwersalny papierek wskaźnikowy na czerwono. Większość z nich w temperaturze pokojowej to ciecze (wyjątek: kwas fosforowy(V)), a stężone roztwory są żrące.

23.Różnice w otrzymywaniu kwasów beztlenowych i tlenowych

Kwasy beztlenowe: wodór reaguje z niemetalem, a powstały gaz rozpuszcza się w wodzie, np. $\ce{H2 + Cl2 -> 2HCl}$, potem $\ce{HCl(g) ->[H2O] HCl(aq)}$. Kwasy tlenowe: tlenek kwasowy reaguje z wodą, np. $\ce{SO2 + H2O -> H2SO3}$. Kwasy beztlenowe nie mają tlenków kwasowych.

24.Powstawanie kwaśnych opadów

Spalanie węgla kamiennego, ropy naftowej i gazu ziemnego daje tlenki siarki, a spalanie benzyny - tlenki azotu. Tlenki te łączą się w atmosferze z parą wodną i tworzą kwasy, np. $\ce{SO2 + H2O -> H2SO3}$. Deszcz, mgła i śnieg mają wtedy odczyn lekko kwasowy. Wiatr przenosi zanieczyszczenia na duże odległości.

25.Skutki kwaśnych opadów

Zakwaszają zbiorniki wodne, co niszczy żyjące w nich rośliny i zwierzęta. Zakwaszają glebę: korzenie pobierają zakwaszoną wodę, tkanki roślin są niszczone i zostaje wstrzymana fotosynteza - giną trawy, mchy i drzewa. Przyspieszają też niszczenie budynków i rzeźb.

26.Ograniczanie kwaśnych opadów

Zmniejszanie ilości spalanych paliw (węgla kamiennego, ropy naftowej, gazu ziemnego), odsiarczanie paliw, stosowanie filtrów i odpylaczy gazów przemysłowych oraz wykorzystywanie energii słonecznej, wody i wiatru zamiast tradycyjnych źródeł energii.

27.Wskaźniki kwasowo-zasadowe

Substancje, których barwa zmienia się w zależności od odczynu roztworu, np. oranż metylowy, fenoloftaleina, uniwersalny papierek wskaźnikowy. Naturalnymi wskaźnikami są barwniki roślin: płatki hortensji są niebieskie na glebie o odczynie kwasowym, a różowe - na glebie o odczynie zasadowym.

28.Odczyn roztworu

Cecha roztworu określająca, czy w roztworze znajduje się nadmiar kationów wodoru $\ce{H+}$, anionów wodorotlenkowych $\ce{OH-}$, czy też ich stężenia są równe. Określa się go za pomocą wskaźników.

29.Rodzaje odczynu roztworu

Odczyn kwasowy - jonów $\ce{H+}$ jest więcej niż $\ce{OH-}$. Odczyn obojętny - liczba jonów $\ce{H+}$ i $\ce{OH-}$ jest równa. Odczyn zasadowy - jonów $\ce{H+}$ jest mniej niż $\ce{OH-}$.

30.Dysocjacja elektrolityczna wody

Woda dysocjuje w bardzo niewielkim stopniu: $\ce{H2O <--> H+ + OH-}$ (kation wodoru i anion wodorotlenkowy). W wodzie i w roztworach o odczynie obojętnym jest bardzo mało tych jonów, a ich liczby są sobie równe.

31.pH roztworu

Miara kwasowości roztworu, zależna od stężenia jonów wodoru $\ce{H+}$ w tym roztworze. Czytamy: pe ha.

32.Skala pH

Skala liczbowa obejmująca wartości od 0 do 14, które informują o stężeniu kationów wodoru $\ce{H+}$ w roztworze. pH mniejsze od 7 - odczyn kwasowy, pH równe 7 - odczyn obojętny, pH większe od 7 - odczyn zasadowy.

33.Zmiana pH a stężenie jonów wodoru

Im mniejsze pH, tym większe stężenie jonów $\ce{H+}$, mniejsze stężenie jonów $\ce{OH-}$ i większa kwasowość roztworu. Im większe pH, tym większa zasadowość. Zmiana pH o 1 oznacza 10-krotną zmianę stężenia jonów $\ce{H+}$.

34.Barwy uniwersalnego papierka wskaźnikowego

W roztworach o odczynie kwasowym papierek przyjmuje barwy od pomarańczowej do czerwonej (czerwoną przy bardzo niskim pH), a w roztworach o odczynie zasadowym - od zielonej do granatowej.

35.Wyznaczanie pH roztworu

Wskaźniki kwasowo-zasadowe pozwalają tylko oszacować wartość pH. Najdokładniej pH mierzy urządzenie zwane pehametrem. pH gleby można zbadać kwasomierzem.

36.Znaczenie odczynu roztworu

Rolnictwo: od pH gleby zależy dobór roślin i nawozów zmieniających jej odczyn. Medycyna: nawet mała zmiana pH krwi świadczy o zaburzeniach w organizmie. Przemysł farmaceutyczny: kapsułki z lekiem rozpuszczają się przy określonym pH. Ochrona środowiska: rekultywację wysypisk zaczyna się od zbadania pH odpadów.

37.pH wybranych substancji z otoczenia

Odczyn kwasowy: kwas siarkowy(VI) w akumulatorze (pH poniżej 1), ocet (2,4-3,4), truskawki (3,0-3,5), czarna kawa (5,5), mleko (6,3-6,6). Odczyn zasadowy: mydło (9,0-10,0), proszek do pieczenia (9,0-11,0), wybielacz (12,0-13,0), środek do czyszczenia piekarnika (13,8).

38.pH płynów ustrojowych człowieka

Sok żołądkowy ma odczyn kwasowy (pH 1,0-3,0), krew - lekko zasadowy (pH 7,4-7,5), płyn mózgowo-rdzeniowy - pH 7,3-7,5, ślina - 6,5-7,5, mocz - 4,8-8,4. Już odchylenie pH krwi o 0,2 świadczy o chorobie.