Kwasy nieorganiczne, takie jak $\text{HCl}$ (kwas chlorowodorowy), $\text{HBr}$ (kwas bromowodorowy) czy ${\text{HNO}}_3$ (kwas azotowy($\text{V}$)) w rozcieńczonych roztworach wodnych dysocjują praktycznie całkowicie na jony, np.:

Oznacza to, że po wprowadzeniu do wody kwasu chlorowodorowego, w otrzymanym roztworze występują wyłącznie kationy oksoniowe (${\text{H}}_3{\text{O}}^{+}$) i aniony chlorkowe (${\text{Cl}}^{-}$).

Inaczej ma się sytuacja, kiedy rozpuścimy w wodzie na przykład kwas octowy lub cytrynowy. W przypadku kwasu octowego, w roztworze obecne są jony powstałe w wyniku dysocjacji: octanowe oraz oksoniowe, jak również niezdysocjowane cząsteczki kwasu. Z kolei w przypadku kwasu cytrynowego, w roztworze znajdują się jony oksoniowe, jony powstałe w wyniku odszczepienia jednego jonu wodorowego, dwóch jonów wodorowych oraz trzech trzech jonów wodorowych od cząsteczki kwasu cytrynowego, a także niezdysocjowane cząsteczki kwasu cytrynowego. Równania reakcji dysocjacji kwasu cytrynowego możemy przedstawić następująco:

RokjyKdnCySab

Ilustracja przedstawiająca stopniową dysocjację kwasy cytrynowego. Pierwsze równanie. Cząsteczka kwasu $2$-hydroksy‑1,2,3‑trikarboksylowego, czyli kwasu cytrynowego, zbudowanego z grupy $\text{COOH}$ połączonej z grupą $\text{CH}$, która to łączy się z atomem węgla podstawionym grupą $\text{OH}$ oraz grupą $\text{COOH}$ i jest związany z grupą $\text{CH}$, która również łączy się grupą $\text{COOH}$. Dodać cząsteczka wody. Strzałka w prawo, strzałka w lewo, za strzałkami cząsteczka kwasu, w której to jedna z grup karboksylowych jest zdeprotonowana, czyli ma następującą strukturę grupa karboksylanowa ${\text{COO}}^{-}$ połączona z grupą $\text{CH}$, która to łączy się z atomem węgla podstawionym grupą $\text{OH}$ oraz grupą $\text{COOH}$ i jest związany z grupą $\text{CH}$, która również łączy się grupą $\text{COOH}$. Dodać jon hydroniowy ${\text{H}}_3{\text{O}}^{+}$. Równanie drugie. Cząsteczka zbudowana z  grupy karboksylanowej ${\text{COO}}^{-}$ połączonej z grupą $\text{CH}$, która to łączy się z atomem węgla podstawionym grupą $\text{OH}$ oraz grupą $\text{COOH}$ i jest związany z grupą $\text{CH}$, która również łączy się grupą $\text{COOH}$. Dodać cząsteczka wody. Strzałka w prawo, strzałka w lewo, za strzałkami cząsteczka kwasu, w której to dwie z grup karboksylowych są zdeprotonowane, czyli ma ona następującą strukturę grupa karboksylanowa ${\text{COO}}^{-}$ połączona z grupą $\text{CH}$, która to łączy się z atomem węgla podstawionym grupą $\text{OH}$ oraz grupą $\text{COOH}$ i jest związany z grupą $\text{CH}$, która również łączy się grupą karboksylanową ${\text{COO}}^{-}$. Dodać jon hydroniowy ${\text{H}}_3{\text{O}}^{+}$. Równanie trzecie. Cząsteczka zbudowana z grupy karboksylanowej ${\text{COO}}^{-}$ połączonej z grupą $\text{CH}$, która to łączy się z atomem węgla podstawionym grupą $\text{OH}$ oraz grupą $\text{COOH}$ i jest związany z grupą $\text{CH}$, która również łączy się grupą karboksylanową ${\text{COO}}^{-}$. Dodać cząsteczka wody. Strzałka w prawo, strzałka w lewo, za strzałkami cząsteczka kwasu, w której to trzy z grup karboksylowych są zdeprotonowane, czyli ma ona następującą strukturę grupa karboksylanowa ${\text{COO}}^{-}$ połączona z grupą $\text{CH}$, która to łączy się z atomem węgla podstawionym grupą $\text{OH}$ oraz grupą karboksylanową ${\text{COO}}^{-}$ i jest związany z grupą $\text{CH}$, która również łączy się grupą karboksylanowa ${\text{COO}}^{-}$. Dodać jon hydroniowy ${\text{H}}_3{\text{O}}^{+}$.

Z równań reakcji wynika, że $1$ mol kwasu cytrynowego dostarcza aż $3$ mole jonów oksoniowych. Powinien mieć niższe $\mathrm{pH}$pH$\mathrm{pH}$ niż kwas chlorowodorowy, którego $1$ mol dostarcza jedynie $1$ mol jonów oksoniowych. Kwas octowy z kolei powinien dostarczać taką samą ilość jonów oksoniowych, co w przypadku chlorowodoru.

Na pierwszy rzut oka można byłoby zatem pomyśleć, że jedna cząsteczka kwasu cytrynowego dostarcza zawsze aż trzy jony oksoniowe. W związku z tym roztwór kwasu cytrynowego o stężeniu $\mathrm{0,01} \frac{\text{mol}}{{\text{dm}}^3}$ powinien mieć niższe $\text{pH}$ od kwasu chlorowodorowego o tym samym stężeniu ($\mathrm{0,01} \frac{\text{mol}}{{\text{dm}}^3}$), ponieważ każda cząsteczka chlorowodoru, po rozpuszczeniu w wodzie i dysocjacji, może dostarczyć tylko jeden jon oksoniowy. Z kolei roztwór kwasu octowego o tym samym stężeniu powinien wykazywać takie samo stężenie jonów oksoniowych, co kwas chlorowodorowy. Czy tak jest rzeczywiście?

Polecenie 1

Doświadczenie

Za pomocą uniwersalnych papierków wskaźnikowych zbadaj $\text{pH}$ dwóch roztworów wodnych o tym samym stężeniu $\mathrm{0,01} \frac{\text{mol}}{{\text{dm}}^3}$:

• kwasu chlorowodorowego;

• roztworu kwasu octowego;

• roztworu kwasu cytrynowego.

Zanotuj obserwacje i wyciągnij wnioski.

R1NQtpMndoE4u

Obserwacje: (Uzupełnij). Wnioski: Na podstawie skali możemy odczytać wartość pH kwasów, kwas chlorowodorowy ma niższe pH, a więc większe stężenie jonów hydroniowych niż kwas cytrynowy.

R1N5CDzx9VMQG

Ilustracja przedstawiająca skalę pH, która ma zakres od zera do czternastu. Wartości pH poniżej siedmiu odpowiadają odczynowi kwasowemu, zaś powyżej siedmiu odczynowi zasadowemu. Wartość równa siedem wskazuje na odczyn obojętny. Poniżej skali przedstawiono barwy uniwersalnego papierka wskaźnikowego w zależności od pH roztworu. Dla zera barwa jest ciemnoczerwona, dalej czerwona, ciemnopomarańczowa, pomarańczowa przy pH równym cztery, kolejno ciemnożółta i żółta przy pH wynoszącym siedem i jest to barwa swoista papierka. Dalej przy ośmiu i dziewięciu kolor papierka jest odpowiednio jasnozielony i zielony. Następnie staje się ciemnozielony, niebieski przy pH wynoszącym około jedenaście. Dalej papierek przyjmuje zabarwienie ciemnoniebieskie. Najciemniejsze przy pH równym czternaście.

Pokaż odpowiedź

Wnioski:

Na podstawie skali możemy odczytać wartość $\text{pH}$ kwasów. Kwas chlorowodorowy posiada niższe $\text{pH}$, a więc w roztworze tym stężenie jonów oksoniowych jest wyższe niż w roztworach kwasów: octowego i cytrynowego. Dodatkowo roztwór kwasu cytrynowego charakteryzuje się większą kwasowością niż roztwór kwasu octowego.

Otrzymany wynik wydaje się zaskakujący ze względu na ogromną różnicę w odczynie tych kwasów o jednakowym stężeniu molowym. Dzieje się tak, ponieważ kwasy dysocjują w wodzie w różnym stopniu. Chcąc określić, jak wiele cząsteczek w roztworze ulega rozpadowi na jony, korzystamy ze wzoru na stopień dysocjacji:stopień dysocjacji elektrolitycznejstopień dysocjacji:

• $\alpha$ – stopień dysocjacji;

• $n_{{\text{H}}_3{\text{O}}^{+}}$ – liczba moli jonów oksoniowych;

• $n_a$ – liczba moli kwasu;

• $C_a$ – stężenie molowe kwasu;

• $\left[{\text{H}}_3{\text{O}}^{+}\right]$ – stężenie molowe jonów oksoniowych.

Dla roztworów wodorotlenków wzór ma postać:

• $\left[{\text{OH}}^{-}\right]$ – stężenie molowe jonów wodorotlenowych;

• $C_b$ – stężenie molowe zasady.

Kwas chlorowodorowy jest kwasem mocnym i w roztworach rozcieńczonych $\text{HCl}$ dysocjuje praktycznie całkowicie, a więc jego stopień dysocjacji wynosi $100\%$ (lub jest bardzo bliski tej wartości). Natomiast kwas octowy oraz cytrynowy są kwasami słabymi, a jego dysocjacja zachodzi w niewielkim stopniu. Kwasy organiczne nie dysocjują w $100\%$. W przypadku kwasu cytrynowego, zachodzi ponadto dysocjacja wielostopniowa, co przekłada się na większą liczbę powstałych jonów oksoniowych z jednej cząsteczki kwasu, ale każda kolejna dysocjacja zachodzi w coraz mniejszym stopniu, dlatego ostatecznie $\text{pH}$ roztworu kwasu cytrynowego również jest niższe niż kwasu chlorowodorowego o tym samym stężeniu.

Stopień dysocjacji zależy od:

• rodzaju elektrolitu – tego, czy elektrolit jest słaby, czy mocny;

• stężenia roztworu (stopień dysocjacji wzrasta wraz z rozcieńczeniem roztworu);

• temperatury – zazwyczaj wraz ze wzrostem temperatury stopień dysocjacji wzrasta;

• obecności innych jonów w roztworze.

W przypadku kwasów wieloprotonowych, np. ${\text{H}}_3{\text{PO}}_4$, dysocjacja zachodzi w trzech etapach. W każdym z etapów dysocjacji ulega tylko pewna porcja cząsteczek, ponieważ jest to kwas słaby:

• pierwszy etap dysocjacji:

• drugi etap dysocjacji:

• trzeci etap dysocjacji:

Warte podkreślenia jest, że każdy kolejny etap dysocjacji zachodzi z mniejszą wydajnością, a więc stopień dysocjacji dla każdego etapu dysocjacji będzie mniejszy.

Słownik

kwas cytrynowy

kwas cytrynowy

R11JdF35f2w6Q

Ilustracja przedstawiająca wzór półstrukturalny kwasu cytrynowego zbudowanego z grupy $\text{COOH}$ połączonej z grupą $\text{CH}$, która to łączy się z atomem węgla podstawionym grupą $\text{OH}$ oraz grupą $\text{COOH}$ i jest związany z grupą $\text{CH}$, która również łączy się grupą karboksylową $\text{COOH}$.

kwas organiczny zawierający trzy grupy karboksylowe ($-\text{COOH}$); używany jako przeciwutleniacz i regulator kwasowości w produktach spożywczych

Bibliografia

Atkins P., Jones L., Chemia ogólna. Cząstki, materia, reakcje, Warszawa 2018.

Encyklopedia PWN

Śliwa A., Obliczenia chemiczne. Zbiór zadań z chemii nieorganicznej i analitycznej wraz z podstawami teoretycznymi, Warszawa 1973.