Lista popularnych silnych i słabych kwasów
Silne i słabe kwasy są kluczowymi pojęciami w chemii. Mocne kwasy całkowicie dysocjują na swoje jony w wodzie, podczas gdy słabe kwasy dysocjują niekompletnie. Istnieje tylko kilka silnych kwasów, ale wiele słabych kwasów.
Silne kwasy
Silne kwasy całkowicie dysocjują w wodzie na swoje jony i produkują jeden lub więcej protonów lub kationów wodoru na cząsteczki. Kwasy mineralne lub nieorganiczne mają tendencję do bycia mocnymi kwasami. Istnieje tylko 7 popularnych mocnych kwasów. Oto ich nazwy i wzory:
- HCl – kwas chlorowodorowy
- HNO3 – kwas azotowy
- H2SO4 – kwas siarkowy (uwaga: HSO4- jest słabym kwasem)
- HBr – kwas hydrobromowy
- HI – kwas hydrojodowy
- HClO4 – kwas nadchlorowy
- HClO3 – kwas chlorowy
Dysocjacja silnych kwasów
Silny kwas w wodzie jonizuje się całkowicie, więc kiedy reakcja dysocjacji jest zapisana jako reakcja chemiczna, strzałka reakcji jest skierowana w prawo:
- HCl → H+(aq) + Cl-(aq)
- HNO3 → H+(aq) + NO3(aq)-
- H2SO4 → 2H+(aq) + SO42-(aq)
Słabe kwasy
O ile mocnych kwasów jest tylko kilka, o tyle słabych kwasów jest wiele. Słabe kwasy niekompletnie dysocjują w wodzie, aby uzyskać stan równowagi, który zawiera słaby kwas i jego jony. Na przykład, kwas fluorowodorowy (HF) jest uważany za słaby kwas, ponieważ niektóre HF pozostaje w roztworze wodnym, oprócz jonów H+ i F-. Oto częściowa lista popularnych słabych kwasów, uporządkowanych od najsilniejszego do najsłabszego:
- HO2C2O2H – kwas szczawiowy
- H2SO3 – kwas siarkowy
- HSO4 – – jon wodorosiarczanowy
- H3PO4 – kwas fosforowy
- HNO2 – kwas azotowy
- HF – kwas fluorowodorowy kwas
- HCO2H – kwas metanowy
- C6H5COOH – kwas benzoesowy
- CH3COOH – kwas octowy
- HCOOH – kwas mrówkowy
Dysocjacja słabych kwasów
Słabe kwasy dysocjują niecałkowicie, tworząc stan równowagi zawierający słaby kwas i jego jony. Tak więc, strzałka reakcji wskazuje w obie strony. Przykładem jest dysocjacja kwasu etanowego, który tworzy kation hydroniowy i anion etanianowy:
CH3COOH + H2O ⇆ H3O+ + CH3COO-
Siła kwasu (mocne vs. słabe kwasy)
Siła kwasu jest miarą tego, jak łatwo kwas traci proton lub kation wodorowy. Jeden mol mocnego kwasu HA dysocjuje w wodzie, dając jeden mol H+ i jeden mol zasady sprzężonej z kwasem A-. W przeciwieństwie do tego, jeden mol słabego kwasu daje mniej niż jeden mol kationu wodorowego i sprzężonej zasady, podczas gdy część pierwotnego kwasu pozostaje. Dwa czynniki, które decydują o tym, jak łatwo zachodzi deprotonacja, to wielkość atomu i polarność wiązania H-A.
Ogólnie rzecz biorąc, można zidentyfikować silne i słabe kwasy na podstawie stałej równowagi Ka lub pKa:
- Silne kwasy mają wysokie wartości Ka.
- Silne kwasy mają niskie wartości pKa.
- Słabe kwasy mają małe wartości Ka.
- Słabe kwasy mają duże wartości pKa.
Stężony vs. Rozcieńczony
Pojęcia silny i słaby nie są takie same jak stężony i rozcieńczony. Stężony kwas zawiera bardzo mało wody. Rozcieńczony kwas zawiera duży procent wody. Rozcieńczony roztwór kwasu siarkowego jest nadal silnym roztworem kwasu i może spowodować oparzenie chemiczne. Z drugiej strony, 12 M kwas octowy jest stężonym słabym kwasem (i nadal jest niebezpieczny). Jeśli rozcieńczysz kwas octowy wystarczająco, otrzymasz stężenie występujące w occie, który jest bezpieczny do picia.
Silny vs. Żrący
Większość kwasów jest silnie żrąca. Mogą one utleniać inne substancje i powodować oparzenia chemiczne. Jednak siła kwasu nie jest wyznacznikiem jego korozyjności! Nadkwasy karboranowe nie są żrące i można się nimi bezpiecznie posługiwać. Tymczasem kwas fluorowodorowy (słaby kwas) jest tak żrący, że przenika przez skórę i atakuje kości.
Typy kwasów
Trzy główne klasyfikacje kwasów to kwasy Brønsteda-Lowry’ego, kwasy Arrheniusa i kwasy Lewisa:
- Kwasy Brønsteda-Lowry’ego: Kwasy Brønsteda-Lowry’ego oddają protony. W roztworze wodnym, dawca protonu tworzy kation hydroniowy (H3O+). Jednak teoria kwasowo-zasadowa Brønsteda-Lowry’ego dopuszcza również istnienie kwasów w rozpuszczalnikach innych niż woda.
- Kwasy Arrheniusa: Kwasy Arrheniusa są donorami wodoru. Kwasy Arrheniusa dysocjują w wodzie i oddają kation wodorowy (H+) tworząc kation wodorowy (H3O+). Kwasy te charakteryzują się również zmieniając kolor na czerwony lakmusowy, mają kwaśny smak i reagują z metalami i zasadami tworząc sole.
- Kwasy Lewisa: Kwasy Lewisa są akceptorami pary elektronowej. Zgodnie z tą definicją kwasu, gatunek albo natychmiast przyjmuje parę elektronową, albo oddaje kation wodorowy lub proton, a następnie przyjmuje parę elektronową. Technicznie rzecz biorąc, kwas Lewisa musi utworzyć wiązanie kowalencyjne z parą elektronową. Według tej definicji, kwasy Lewisa często nie są kwasami Arrheniusa lub Brønsteda-Lowry’ego. Na przykład, HCl nie jest kwasem Lewisa.
Wszystkie trzy definicje kwasów mają swoje miejsce w przewidywaniu reakcji chemicznych i wyjaśnianiu zachowania. Popularne kwasy to kwasy Brønsteda-Lowry’ego lub Arrheniusa. Kwasy Lewisa (np. BF3) są specjalnie określone jako „kwasy Lewisa.”
.