Teoria zasad i kwasów Arrheniusa.

Definicja kwasów i zasad według Arrheniusa i reakcje między kwasami i zasadami Arrheniusa .

Kluczowe punkty

  • Kwas Arrheniusa to dowolna substancja chemiczna, która zwiększa stężenie jonów H+\text{H}^+ w wodnym roztworze.
  • Zasada Arrheniusa to dowolna substancja chemiczna, która zwiększa stężenie jonów OH\text{OH}^- w wodnym roztworze.
  • W wodnym roztworze jony H+\text{H}^+ reagują z cząsteczkami tworząc jony oksoniowe H3O+\text{H}_3\text{O}^+.
  • W reakcji kwasu z zasadą czyli reakcji neutralizacji, kwas i zasada Arrheniusa reagują, tworząc wodę i sól.

Wstęp

Od octu w kuchennej szafce do mydła pod prysznicem, kwasy i zasady są wszędzie! Ale co to znaczy, że coś jest kwasem lub zasadą? Aby odpowiedzieć na to pytanie należy zanalizować niektóre z teorii, opisujących kwasy i zasady. W tym artykule skupimy się na teorii Arrheniusa.

Kwasy Arrheniusa

Teoria kwasów i zasad Arrheniusa została po raz pierwszy przedstawiona przez szwedzkiego chemika Svantea Arrheniusa w 1884. Zaproponował podział substancji chemicznych na kwasy i zasady ze względu na to jakie jony tworzą po dodaniu do wody.
Kwas Arrheniusa to dowolna substancja chemiczna, która zwiększa stężenie jonów H+\greenD{\text{H}^+}, lub protonów, w roztworze wodnym. Przykładowo rozważmy dysocjację kwasu chlorowodorowego, HCl\text{HCl}, w wodzie:
HCl(aq)H+(aq)+Cl(aq)\greenD{\text{H}}\text {Cl}(aq)\rightarrow \greenD{\text{H}^+}(aq)+\text{Cl}^-(aq)
Podczas wykonywania wodnego roztworu kwasu chlorowego,HCl\greenD{\text{H}}\text{Cl} dysocjuje na jony H+\greenD{\text{H}^+} i jony Cl\text{Cl}^-. Ponieważ powoduje to wzrost stężenia jonów H+\greenD{\text{H}^+} w roztworze, kwas chlorowodorowy jest kwasem Arrheniusa.

Wodór czy jony wodorowe?

Załóżmy, że zrobiliśmy 2 M wodny roztwór kwasu bromowodorowego, HBr\text{HBr}, który jest kwasem Arrheniusa. Czy oznacza to, że w naszym roztworze mamy 2 M jonów H+\text H^+?
Nie oznacza. W praktyce, dodatnio naładowane protony reagują z otaczającymi je cząsteczkami wody i tworzą jony oksoniowe H3O+\text{H}_3\text{O}^+. Ta reakcja może być zapisana w formie:
H+(aq)+H2O(l)H3O+(aq)\text{H}^+(aq)+\text{H}_2\text{O}(l)\rightarrow\text{H}_3\text{O}^+(aq)
Mimo tego, że często zapisujemy iż w procesie dysocjacji kwasu powstaje H+(aq)\text H^+(aq), w wodnym roztworze nie znajdują się wolne jony H+\text{H}^+. Zamiast tego są w nim przede wszystkim jony H3O+\text{H}_3\text{O}^+, które powstają natychmiast po zdysocjowaniu kwasu w wodzie. Poniższy obrazek ukazuje, używając modeli cząsteczkowych. powstanie jonów hydroniowych z wody i jonów wodorowych:
W praktyce, większość chemików używa zamiennie stężenia H+\text{H}^+ i H3O+\text{H}_3\text{O}^+. Kiedy chcemy być bardziej dokładni (i mniej leniwi) możemy zapisać dysocjację kwasu bromowodorowego tak, aby pokazać powstawanie jonów hydroniowych, a nie protonów:
HBr(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+Br(aq)        Bardziej dokładny sposwoˊkontraHBr(aq)H+(aq)+Br(aq)    Krtszy i łatwiejszy w zapisie sposb!oˊoˊ\begin{aligned}\text{HBr}(aq)+\text{H}_2\text{O}(l) &\rightarrow\text{H}_3\text{O}^+(aq)+\text{Br}^-(aq)~~~~~~~~{\text{Bardziej dokładny sposów}}\\ \\ &\text{kontra} \\ \\ \text{HBr}(aq) &\rightarrow\text{H}^+(aq)+\text{Br}^-(aq)~~~~\text{Krótszy i łatwiejszy w zapisie sposób!}\end{aligned}
Oba zapisy są poprawnym opisem dysocjacji kwasu Arrheniusa.

Zasady Arrheniusa

Zasada Arrheniusa jest zdefiniowana jako dowolna substancja chemiczna, która zwiększa stężenie jonów hydroksylowych OH\redD{\text{OH}^-} w wodnym roztworze. Przykładem zasady Arrheniusa jest dobrze rozpuszczalny wodorotlenek sodu, NaOH\text{NaOH}. Wodorotlenek sodu ulega dysocjacji w wodzie:
NaOH(aq)Na+(aq)+OH(aq)\text{Na} \redD{\text{OH}}(aq)\rightarrow\text{Na}^+(aq)+\redD{\text{OH}^-}(aq)
Wodorotlenek sodu całkowicie dysocjuje w wodzie, tworząc jony OH\redD{\text{OH}^-} i Na+\text{Na}^+, co powoduje wzrost stężenia jonów hydroksylowych. Wynika z tego, że NaOH\text{NaOH} jest zasadą Arrheniusa. Do powszechnych zasad Arrheniusa należą wodorotlenki pierwiastków z grupy 1 i 2, na przykład LiOH\text{LiOH} i Ba(OH)2\text{Ba(OH)}_2.
Zauważ, że w zależności od przedmiotu, podręcznika czy nauczyciela, zasady nie zawierające grupy hydroksylowej mogą być klasyfikowane jako zasady Arrheniusa lub nie. Niektóre podręczniki podają węższą definicję zasady Arrheniusa: substancja, która zwiększa stężenie f OH\text{OH}^- w roztworze i zawiera w sobie co swoim wzorze chemicznym co najmniej grupę OH\text{OH}^-. Chociaż nie zmienia to klasyfikacji wodorotlenków grupy 1 i 2, komplikuje to klasyfikację związków takich jak metyloamina, CH3NH2\text {CH}_3 \text {NH}_2.
Po dodaniu metyloaminy do wody zachodzi poniższa reakcja:
CH3NH2(aq)+H2O(l)CH3NH3+(aq)+OH(aq)\text {CH}_3 \text {NH}_2(aq)+\text H_2 \text O(l) \leftrightharpoons \text {CH}_3 \text {NH}_3^+(aq)+\redD{\text {OH}^-}(aq)
W oparciu o pierwszą definicję metyloamina jest zasadą Arrheniusa, ponieważ w roztworze powoduje zwiększenie stężenia jonu OH\text {OH}^-. Jednak według drugiej definicji nie jest zasadą Arrheniusa, ponieważ w jej wzorze chemicznym nie ma grupy hydroksylowej.

Reakcje kwasów z zasadami: kwas Arrheniusa + zasada Arrheniusa= woda + sól

W reakcji kwasu Arrheniusa z zasadą Arrheniusa powstają zazwyczaj woda i sól. Reakcje tego typu nazywane są reakcjami zobojętniania. Przykładowo, co stanie się gdy połączymy ze sobą wodne roztwory kwasu fluorowodorowego, HF\text{HF}, i wodorotlenku litu, LiOH\text{LiOH}?
Jeżeli rozważamy roztwory kwasu i zasady osobno wiem, że:
  • Kwas Arrheniusa zwiększa stężenie jonów H+(aq)\greenD{\text H^+}(aq):
HF(aq)H+(aq)+F(aq)\greenD{\text{H}}\text{F}(aq) \leftrightharpoons \greenD{\text{H}^+}(aq)+\text{F}^-(aq)
  • Zasada Arrheniusa zwiększa stężenie jonów OH(aq)\redD{\text{OH}^-}(aq):
LiOH(aq)Li+(aq)+OH(aq)\text{Li}\redD{\text{OH}}(aq) \rightarrow \text{Li}^+(aq)+\redD{\text{OH}^-}(aq)
Po połączeniu kwasu i zasady w roztworze, powstaje H2O\text H_2 \text O poprzez reagowanie ze sobą jonów wodorowych i hydroksylowych, podczas gdy pozostałe jony tworzą sól LiF(aq)\text{LiF}(aq):
H+(aq)+OH(aq)H2O(l)             Powstawanie wody\greenD{\text H^+}(aq)+\redD{\text{OH}^-}(aq) \rightarrow \text{H}_2 \text O(l)~~~~~~~~~~~~~\text{Powstawanie wody}
Li+(aq)+F(aq)LiF(aq)                Tworzenie się soli\text{Li}^+(aq)+\text{F}^-(aq) \rightarrow\text{LiF}(aq)~~~~~~~~~~~~~~~~\text{Tworzenie się soli}
Gdy dodamy reagenty powstawania wody i powstawania soli, otrzymamy równanie reakcji neutralizacji kwasu fluorowodorowego i wodorotlenku litu:
HF(aq)+LiOH(aq)H2O(l)+LiF(aq)\greenD{\text{H}}\text{F}(aq) + \text{Li}\redD{\text{OH}}(aq) \rightarrow \text{H}_2 \text O(l)+\text{LiF}(aq)

Ograniczenia teorii Arrheniusa

Teoria Arrheniusa jest ograniczona i opisuje tylko chemię kwasowo-zasadową w wodnych roztworach. Podobne reakcje zachodzą w rozpuszczalnikach nie zawierających wody i między cząsteczkami w stanie gazowym. W wyniku tego, współcześni chemicy preferują teorię Brønsteda-Lowry'ego, która opisuje szerszy zakres substancji chemicznych. Teoria kwasów i zasad Brønsteda-Lowry'ego zostanie omówiona w osobnym artykule!

Podsumowanie

  • Kwas Arrheniusa to dowolna substancja chemiczna, która zwiększa stężenie jonów H+\text{H}^+ w wodnym roztworze.
  • Zasada Arrheniusa to dowolna substancja chemiczna, która zwiększa stężenie jonów OH\text{OH}^- w wodnym roztworze.
  • W wodnym roztworze jony H+\text{H}^+ reagują z cząsteczkami wody, tworząc jony oksoniowe H3O+\text{H}_3\text{O}^+.
  • W reakcji kwasu z zasadą czyli reakcji neutralizacji, kwas i zasada Arrheniusa reagują, tworzą wodę i sól.
Ładowanie