Kwas w roztworze wodnym tworzy jony. Rozpuszczając się w wodzie, oddaje jon wodorowy (${\text{H}}^{+}$) cząsteczce wody, tworząc jon oksoniowy (${\text{H}}_3{\text{O}}^{+}$).

Przykłady:

1. ${\mathrm{HCl}}_{\left(\mathrm{g}\right)}+{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}\to {\mathrm{H}}_3{{\mathrm{O}}^{+}}_{\left(\mathrm{aq}\right)}+\mathrm{C}{{\mathrm{l}}^{-}}_{\left(\mathrm{aq}\right)}$

2. ${\mathrm{HNO}}_3+{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}\to {\mathrm{H}}_3{{\mathrm{O}}^{+}}_{\left(\mathrm{aq}\right)}+\mathrm{N}{{{\mathrm{O}}_3}^{-}}_{\left(\mathrm{aq}\right)}$

3. ${\mathrm{CH}}_3\mathrm{COOH}+{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}\to {\mathrm{H}}_3{{\mathrm{O}}^{+}}_{\left(\mathrm{aq}\right)}+{\mathrm{CH}}_3\mathrm{CO}{{\mathrm{O}}^{-}}_{\left(\mathrm{aq}\right)}$

4. ${\mathrm{H}}_2{\mathrm{SO}}_4+{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}\to {\mathrm{H}}_3{{\mathrm{O}}^{+}}_{\left(\mathrm{aq}\right)}+\mathrm{S}{{{\mathrm{O}}_4}^{2-}}_{\left(\mathrm{aq}\right)}$

Doświadczenie 1

Polecenie 2

RC4PxJ3HNKXbe

Problem badawczy: Czy wodny roztwór HCl zabarwi lakmus na czerwono? Hipoteza: Wodny roztwór HCl zabarwi lakmus na czerwono. Sprzęt i odczynniki: probówka, roztwór lakmusu, roztwór kwasu chlorowodorowego. Wnioski (Uzupełnij)

Schemat doświadczenia

RtxlbHVuAsXh5

Na zdjęciu jest probówka umocowana do chwytnika stojaka. W probówce znajduje się roztwór HCl. Nad probówką zamieszczono strzałkę z podpisem: papierek wskaźnikowy.

Pokaż odpowiedź

Wnioski:

W wodnym roztworze $\mathrm{HCl}$ obecne są jony ${\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}$ i ${\text{Cl}}^{-}$. Papierek wskaźnikowy zabarwił się na czerwono, co potwierdza obecność w roztworze jonów oksoniowych.

W 1923 r. Brønsted oraz Lowry podali równocześnie i niezależnie od siebie najszerzej używaną w dzisiejszych czasach definicję kwasu. Brønsted szerzej przedstawił swoją teorię, dlatego definicje kwasu wiąże się głównie z jego nazwiskiem.

Według teorii Brønsteda kwas jest substancją zawierającą cząsteczki zdolne do oddawania protonów (${\text{H}}^{+}$), czyli kwas jest donorem protonu.

W powyższej reakcji kwas chlorowodorowy jest donorem protonu, czyli oddaje proton cząsteczce wody. Reakcja, w której cząsteczka kwasu traci proton, jest nazywana deprotonowaniem, czyli dysocjacją kwasową.

Kwas, tracąc proton, staje się zasadą, natomiast zasada, przyjmując proton, staje się kwasem, w ten sposób tworzą się pary sprzężonychkwas sprzężonysprzężonych kwasów i zasad. Przeanalizujmy jeszcze raz przykład:

W wyniku reakcji chlorowodoru (donor protonu, czyli kwas 1) z wodą (akceptor protonu, czyli zasada 2) tworzy się jon oksoniowy, który może być donorem protonu, oraz anion chlorkowy, który może być akceptorem protonu. W ten sposób powstają dwie pary sprzężonych kwasów i zasad. Pierwszą parą jest ${\text{HCl}}_{(aq)}$ z ${\text{Cl}}_{(aq)}^{-}$, a drugą parę tworzy ${\text{H}}_2\text{O}$ i ${\text{H}}_3{\text{O}}_{(aq)}^{+}$.

W powyższej reakcji woda jest donorem protonu (kationu wodorowego), który jest przyjmowany przez cząsteczkę amoniaku. Woda jest więc kwasem, natomiast amoniak zasadą Brønsteda-Lowry'ego.

Jon ${\text{NH}}_4^{+}$ przyjął proton (kation wodorowy) (jest więc w stanie go z powrotem oddać) jest więc sprzężonym kwasem – słabszym jednak od wody. Anion wodorotlenowy ${\text{OH}}^{-}$ jest natomiast słabszą od amoniaku sprzężoną zasadą.

Kwasy wieloprotonowe

Związki, które są kwasami wg. teorii kwasów Bronsteda, są również kwasami wg teorii Arheniusa. Dodatkowo, definicja kwasów wg Bronsteda obejmuje również substancje, które nie są kwasami wg teorii Arheniusa. Na przykład kwas siarkowy(VI) jest kwasem wieloprotonowymkwas wieloprotonowykwasem wieloprotonowym, więc dysocjacja tego kwasu przebiega w kilku etapach. W poniższym zapisie równania reakcji rozpatrzymy drugi etap dysocjacji tego kwasu:

Teoria kwasów Lewisa jest najbardziej ogólną teorią, która wiąże właściwości kwasowo‑zasadowe ze strukturą elektronową. W teorii tej kwasem jest każda substancja chemiczna, która w swojej strukturze posiada lukę elektronową, czyli może być akceptorem wolnej pary elektronowej.

Przykładem kwasu według teorii Lewisa jest na przykład ${\text{BH}}_3$, ponieważ posiada on lukę elektronową i ulega reakcji z zasadą.

W wyniku powyższej reakcji powstał kompleks ${\mathrm{H}}_3\mathrm{N}-{\mathrm{BH}}_3$, atom azotu łączy się z atomem boru poprzez wiązanie koordynacyjne (atom azotu jest donorem pary elektronowej).

W reakcji kwasu i zasady Lewisa wszystkie tworzące się wiązania są wiązaniami koordynacyjnymi, na przykład kwas chlorowodorowy przekazuje proton cząsteczce wody, tworząc jon oksoniowy. Proton jest kwasem wg teorii Lewisa, ponieważ może przyjąć wolną parę elektronową, a woda jest zasadą wg teorii Lewisa, ponieważ jest donorem pary elektronowej, a utworzony jon oksoniowy jest kompleksem.

RoPFOIr14UFfd

Na schemacie jest zapis reakcji. Pierwszy związek biorący udział w reakcji to woda. Atom tlenu znajduje się w centralnej części cząsteczki, dwa atomy wodoru połączone są z nim wiązaniami wodorowymi. Atomy wodoru rozmieszczone są jeden po lewej drugi po prawej stronie atomu tlenu. Nad atomem tlenu umieszczono dwie kropki. Cząsteczka wody łączy się z kationem wodoru. W wyniku reakcji powstał kation oksoniowy. Wzór jest umieszczony w nawiasie kwadratowym: atom tlenu, położony w centrum, łączy się z trzema atomami wodoru. od atomu tlenu od atomu wodoru położonego nad atomem tlenu biegnie strzałka.

Słownik

Bibliografia

Atkins P., Jones L., Chemia ogólna. Cząsteczki, materia, reakcje, Warszawa 2014.

Bielański A., Podstawy chemii nieorganicznej, Warszawa 1987.