Przeczytaj

KwasykwasyKwasy, zarówno organiczne, jak i nieorganiczne, można otrzymywać na kilka sposobów. Jedną z metod, którą można otrzymać wybrane kwasy, jest reakcja wymiany podwójnej. W tym przypadku, do soli słabego kwasu bądź jej wodnego roztworu dodajemy kwasu mocnego. W wyniku takiej reakcji chemicznej otrzymamy sól oraz słaby kwas, który zostaje wyparty ze swojej soli.

Ważne!

sól słabego kwasu + mocny kwas → słaby kwas + sól mocnego kwasu

bg‑azure

Moc kwasu

Kwasy charakteryzują się swoją indywidualną stałą dysocjacji kwasowej, która decyduje o mocy kwasu. Stała ta nie zależy od stężenia elektrolitu, lecz od rodzaju rozpuszczalnika i temperatury (ze wzrostem temperatury wartość stałej dysocjacji kwasowej rośnie). Wraz ze wzrostem wartości stałej dysocjacji kwasowej, dysocjacja zachodzi w większym stopniu, więc moc kwasu także rośnie.

Przykład 1

Porównajmy dwa kwasy: kwas octowy oraz kwas chlorowodorowy.

Proces dysocjacji obu kwasów możemy zilustrować następującymi równaniami:

dla kwasu octowego

{CH}_{3} COOH + H_{2} O ⇄ {CH}_{3} {COO}^{-} + H_{3} O^{+}

dla kwasu chlorowodorowego

HCl + H_{2} O \to H_{3} O^{+} + {Cl}^{-}

Zauważasz różnicę w zapisie tych procesów?

Wyrażenia na stałe dysocjacji dla tych kwasów wyglądają następująco:

K_{a} = \frac{[H_{3} O^{+}] [{CH}_{3} {COO}^{-}]}{[{CH}_{3} COOH]} = 1,8 \cdot 10^{- 5}

K_{a} = \frac{[H_{3} O^{+}] [{Cl}^{-}]}{[HCl]} = 1,0 \cdot 10^{7}

Jak widzisz, stała dysocjacji kwasu chlorowodorowego jest znacząco wyższa od stałej dysocjacji kwasu octowego. Oznacza to, że w kwasie chlorowodorowym występują tak naprawdę tylko jony, a kwas ten dysocjuje w 100%, stąd zapis reakcji dysocjacji ze strzałką w jedną stronę. W roztworze kwasu octowego stała dysocjacji jest mała – obecne są zdysocjowane jony oraz cząsteczki kwasu, które są w równowadze, dlatego zapisujemy równanie reakcji ze strzałkami w dwie strony.

Stałe dysocjacji wybranych kwasów nieorganicznych w roztworach wodnych w temperaturze 25°C
Kwas nieorganiczny	Stała dysocjacji $K_{a}$ lub KIndeks dolny a1
$HF$	6,3 · 10Indeks górny -4
$HCl$	1,0 · 10Indeks górny 7
$HBr$	3,0 · 10Indeks górny 9
$HI$	1,0 · 10Indeks górny 10
$H_{2} S$	1,0 · 10Indeks górny -7
$H_{2}$	1,9 · 10Indeks górny -4
$H_{2}$	2,5 · 10Indeks górny -3
$HClO$	5,0 · 10Indeks górny -8
${HClO}_{2}$	1,1 · 10Indeks górny -2
${HClO}_{3}$	5,0 · 10Indeks górny 2
${HNO}_{2}$	5,1 · 10Indeks górny -4
${HNO}_{3}$	27,5
$H_{2} {SO}_{3}$	1,5 ·10Indeks górny -2
$H_{3}$	5,8 · 10Indeks górny -10
$H_{3}$	5,9 · 10Indeks górny -10
$H_{3}$	6,5 · 10Indeks górny -4
$H_{3}$	6,9 · 10Indeks górny -3
$H_{3}$	3,2 · 10Indeks górny -10
$H_{2}$	4,5 · 10Indeks górny -7

Stałe dysocjacji wybranych kwasów organicznych w roztworach wodnych w temperaturze 25°C (jeśli w tabeli nie zaznaczono inaczej)
Kwas organiczny	Stała dysocjacji $K_{a}$
$HCOOH$	1,8 · 10Indeks górny -4 (T = 20°C)
${CH}_{3}$	1,8 · 10Indeks górny -5
${CH}_{3}$	1,4 · 10Indeks górny -5
$C_{6} H_{5}$	6,5 · 10Indeks górny -5
$C_{6} H_{5}$	1,3 · 10Indeks górny -10 (T = 20°C)

Stałe dysocjacji wybranych zasad w roztworach wodnych w temperaturze 25°C
Zasada	Stała dysocjacji KIndeks dolny b
${NH}_{3}$	1,8 · 10Indeks górny -5
${CH}_{3}$	4,3 · 10Indeks górny -4
${CH}_{3}$	5,0 · 10Indeks górny -4
${CH}_{3}$	4,0 · 10Indeks górny -4
${({CH}_{3})}_{2}$	7,4 · 10Indeks górny -4
${({CH}_{3})}_{3} N$	7,4 · 10Indeks górny -5
$C_{6} H_{5}$	4,3 · 10Indeks górny -10

Indeks górny Źródło: A. Bielański, Podstawy chemii nieorganicznej, Warszawa 2010.
J. Sawicka, A. Janich‑Kilian, W. Cejner‑Mania, G. Urbańczyk, Tablice chemiczne, Gdańsk 2001. Indeks górny koniec

RowqopSB0acpb

Ćwiczenie 1

Na podstawie tabeli nr 1, porównaj moc kwasów i uporządkuj od najmocniejszego do najsłabszego.

$HBr$
${CH}_{3}$
$HClO$
${HNO}_{2}$

Moc kwasów beztlenowych ( $HA$ , gdzie $A$ to niemetal) można określić za pomocą porównania elektroujemności atomu niemetalu. Wraz ze wzrostem elektroujemności atomu niemetalu w okresie, moc kwasów się zwiększa. Czym większa jest różnica elektroujemności pomiędzy pierwiastkami $H$ i $A$ w wiązaniu, tym wiązanie jest bardziej spolaryzowane. Większe spolaryzowanie wiązania sprzyja rozpadowi substancji chemicznej na jony. Moc kwasów beztlenowych w grupie zwiększa się wraz ze zmniejszeniem się wartości elektroujemności w atomie $A$ .

Powyżej opisana tendencja ma jednak charakter orientacyjny. W przypadku kwasów beztlenowych czynnikiem decydującym o mocy kwasu jest wielkość promienia atomowego – im większy promień atomowy niemetalu, połączonego z atomem wodoru, tym moc kwasu będzie równie większa.

Dla zainteresowanych

Przeanalizujmy teraz kwasy z pierwiastkami z grupy 17. układu okresowego pierwiastków.

RPDizebESw7Xt

Na ilustracji fragment układu okresowego pierwiastków z pierwiastkami grupy od piętnastej do osiemnastej. Wyróżniono pierwiastki z grupy siedemnastej. We fluorze - który znajduje się na pierwszym miejscu w tej grupie - strzałka wskazuje na wartość 4,0, opis: elektroujemność. Pod fluorem są następujące pierwiastki oraz ich wartość elektroujemności: chlor 3,0, brom 2,8, jod 2,5, astat 2,2, tenes. — Źródło: GroMar Sp. z o.o., licencja: CC BY-SA 3.0.

Porównując wartości elektroujemności niemetali 17. grupy układu okresowego pierwiastków, można stwierdzić, że $HF$ jest kwasem najsłabszym, ponieważ fluor wykazuje największą wartość elektroujemności, a co za tym idzie – promień atomowy fluoru jest najmniejszy. Najmocniejszym kwasem z tej grupy jest natomiast $HI$ , ponieważ jod ma najniższą wartość elektroujemności, a więc jego promień atomowy jest największy.

Polecenie 1

Korzystając z powyższego fragmentu układu okresowego pierwiastków, odczytaj wartości elektroujemności fluorowców oraz postaraj się ustalić, który z tych niemetali tworzy kwasy najmocniejsze.

Ryp0nCrFnVxMz

Odpowiedź:

Porównując elektroujemność niemetali 17. grupy układu okresowego pierwiastków, można stwierdzić, że $HF$ jest kwasem najsłabszym, ponieważ fluor wykazuje największą elektroujemność. Najmocniejszym kwasem z tej grupy jest natomiast $HI$ , ponieważ ma najniższą wartość elektroujemności.

Moc kwasów tlenowych wzrasta wraz ze wzrostem wartości elektroujemności atomów pierwiastka zawartego w reszcie kwasowej – zarówno w grupie, jak i w okresie układu okresowego pierwiastków chemicznych.

Należy jednak pamiętać, że regułę tę możemy stosować tylko w przypadku porównywania kwasów o tej samej budowie, np. $H_{2} E O_{3}$ , gdzie $E$ jest symbolem pierwiastka. Zatem możemy porównywać ze sobą $H_{2} {SiO}_{3}$ i $H_{2} {CO}_{3}$ , nie zaś np. $H_{2} {SO}_{3}$ i $HClO$ . Stąd uniwersalnym kluczem, który umożliwia porównanie mocy kwasów, jest analiza zgodna z wartościami stałych dysocjacji.

R197E7eMhvtiD1

Na ilustracji jest układ okresowy pierwiastków. W układzie pogrubioną linią zakreślono nastepujące pierwiastki: poziomo fosfor, siarka, chlor, a pionowo fluor, chlor, brom, jod. Nad układem jest strzałka na całej długości układu okresowego z grotem skierowanym w prawo. Nad strzałką napis: rośnie moc kwasu, rośnie elektroujemność niemetalu. Po prawej stronie układu okresowego strzałka w górę z napisem: rośnie moc kwasu, rośnie elektroujemność niemetalu. — Źródło: GroMar Sp. z o.o., licencja: CC BY-SA 3.0.

Porównując moc kwasów tlenowych tego samego pierwiastka, należy pamiętać, że moc kwasu wzrasta wraz ze wzrostem stopnia utlenienia atomu centralnego.

HClO < {HClO}_{2} < {HClO}_{3} < {HClO}_{4}

bg‑azure

Czy zawsze mocniejszy kwas wypiera słabszy z jego soli? Co ma wpływ na tę reakcję chemiczną?

Przykład 2

Gdy do roztworu octanu sodu ( ${CH}_{3} COONa$ ) doda się kwas solny (np. $HCl$ ), to równanie omawianej reakcji chemicznej wygląda następująco:

{CH}_{3} COONa + HCl \to {CH}_{3} COOH + NaCl

Jak widać, w wyniku powyższej reakcji otrzymano chlorek sodu oraz kwas octowy (etanowy). Octan (etanian) sodu jest solą złożoną z kationu metalu oraz anionu reszty kwasu octowego, który jest słabym kwasemkwas słabysłabym kwasem ( $K_{a}$ = 1,8 · 10Indeks górny -5). Natomiast kwas solny jest kwasem mocnym ( $K_{a}$ = 1,0 · 10Indeks górny 7; $K_{a, {CH}_{3} COOH} < K_{a, HCl}$ ) , który wyparł kwas słabszy (kwas octowy) z roztworu jego soli.

Im większa różnica w mocy kwasu, tym silniej stan równowagi przesunięty jest w prawo. Jednak dotyczy to tylko przypadku słabych kwasów i bardzo mocnych.

sól słabego kwasu + mocny kwas ➡ słaby kwas + sól mocnego kwasu

bg‑azure

Metody otrzymywania kwasu przez wypieranie go z jego soli

Wypierany kwas jest słabszy niż kwas działający na sól

Kwasy, których tlenki nie reagują z wodą, otrzymuje się zazwyczaj z ich soli. Na taką sól działa się innym mocnym kwasem, w wyniku czego interesujący nas kwas zostaje wyparty z soli.

Ćwiczenie 2

Problem badawczy: czy po zmieszaniu wodnego roztworu krzemianu sodu i rozcieńczonego kwasu chlorowodorowego otrzymamy kwas krzemowy?

RzZ94kH0FcfOl

Wybierz jedną z poniższych hipotez.

W wyniku zmieszania roztworu krzemianu sodu i rozcieńczonego kwasu chlorowodorowego otrzyma się kwas krzemowy.
W wyniku zmieszania roztworu krzemianu sodu i rozcieńczonego kwasu chlorowodorowego nie otrzyma się kwasu krzemowego.

R1EgJL7SAua9A

Sprzęt i odczynniki:

probówki;

roztwór wodny krzemianu sodu i rozcieńczony kwas chlorowodorowy.
Wykonanie:
1. Do probówki wlej 2-3 cm³ roztworu krzemianu sodu.
2. Dodaj około 1 cm³ kwasu chlorowodorowego.
3. Obserwuj zachodzące zmiany.

Narysuj schemat doświadczenia.
Schemat wykonaj w zeszycie do lekcji chemii, zrób zdjęcie, a następnie umieść je w wyznaczonym polu.

Obserwacje:

Równanie reakcji chemicznej:
Równanie reakcji zapisz w zeszycie, zrób zdjęcie, a następne umieść je w wyznaczonym polu.

Podsumowanie:

Rc2ELfUt3r9Wi

Sprawdź, czy Twoje odpowiedzi zawierają poniższe informacje:

RTUuWxNZq9MAV