Elektrolity i nieelektrolity
Elektrolity są to kwasy, zasady i sole, których roztwory wodne przewodzą prąd elektryczny. Analiza elektrochemiczna, zespół metod analizy chemicznej, w których wyzyskuje się reakcje elektrodowe lub przepływ prądu elektrycznego przez elektrolity.
Nieelektrolity są to substancje, których roztwory wodne nie przewodzą prądu elektrycznego. Są to np. tlenki, alkohole, węglowodany.
Wskaźniki są to substancje, które zmieniają barwę pod wpływem kwasów lub innych zasad chemicznych.
Oranż metylowy związek organiczny, barwnik syntetyczny; żółty proszek, stosowany (w postaci roztworu) w analizie chemicznej jako wskaźnik: w roztworach kwaśnych — czerwony, w zasadowych żółty; zakres zmiany barwy: pH 3,1-4,4.
Fenoloftaleina związek organiczny, syntetyczny barwnik stosowany w analizie chemicznej jako wskaźnik; w roztworach kwaśnych jest bezbarwna, w zasadowych — czerwona.
Uniwersalny papierek wskaźnikowy jest to wskaźnik, który wobec kwasów barwi się na różowo, a wobec zasad na zielono. Pozwala zatem wykryć obecność kwasu i zasady.
Kwasy
Kwasy, obok zasad, jedno z podstawowych pojęć służących w języku chemii do prostego opisu wielu typów reakcji chemicznych. Wg klasycznej definicji Arrheniusa kwasami nazywa się związki chemiczne, które podczas dysocjacji elektrolitycznej w wodzie uwalniają jako kationy wyłącznie jony wodorowe H+, zaś jako aniony tzw. reszty kwasowe.Definicję tę można uogólnić na roztwory niewodne (teoria rozpuszczalnikowa kwasów i zasad), wodorosole i kwaśne estry (np. kwasy nukleinowe), a także modyfikować na różne sposoby (Bronsteda teoria kwasów i zasad, Bjerruma teoria kwasów i zasad, Lewisa teoria kwasów i zasad). Kwasy reagując z zasadami tworzą związki o ogólnej nazwie sole.Kwasy, jak i inne związki chemiczne, można formalnie podzielić na: kwasy nieorganiczne (np. kwasy mineralne, woda sodowa, wodorotlenki wykazujące amfoteryczność) oraz kwasy organiczne (np. kwasy karboksylowe, kwasy tłuszczowe, hydroksykwasy, aminokwasy, kwasy nukleinowe). Bardzo rozcieńczone roztwory wielu kwasów mają smak kwaśny (np. kwasek cytrynowy, ocet, woda sodowa), niektóre są trujące (stężone kwasy porażają zmysł smaku).Kwas nazywa się mocnym, jeśli łatwo ulega dysocjacji (miarą mocy kwasu jest wartość ich stałej dysocjacji). Do najczęściej używanych mocnych kwasów Arrheniusa należą: kwas azotowy, kwas siarkowy, kwas solny. Stężone roztwory tych substancji, z powodu ich dużej reaktywności chemicznej, mogą niszczyć niektóre materiały, jak metale, tkaniny, papier czy skórę, dlatego praca z nimi wymaga wielu środków ostrożności.
Kwas chlorowodorowy (solny)
Kwas solny, kwas chlorowodorowy HCl⋅aq, HClaq, HCl, roztwór gazowego chlorowodoru, HCl, w wodzie, o stężeniu do ok. 40% wagi, bezbarwna ciecz dymiąca na powietrzu (ulatnia się chlorowodór), w reakcjach z zasadami daje chlorki (chlorki kwasowe). Otrzymywanie, w przemyśle, poprzez wypieranie chlorowodoru z soli kamiennej za pomocą kwasu siarkowego i pochłanianie HCl w wodzie.Techniczny HCl bywa zabarwiony na żółto z powodu zanieczyszczenia związkami żelaza. Zastosowania: w syntezach organicznych, do oczyszczania powierzchni metali oraz do ekstrakcji rud metali.
Wzór sumaryczny: HCl
Wzór strukturalny: H-Cl
Równanie reakcji:
H2 + Cl2 2HCl
1 cząsteczka wodoru reaguje z 1 cząsteczką chloru, dając 2 cząsteczki chlorowodoru.
Reszta kwasowa jest to atom lub grupa atomów znajdujących się w cząsteczce każdego kwasu lub obok atomów wodoru.
Kwas siarkowodorowy
Siarkowodór, H2S, sulfan, siarczek wodoru, bezbarwny gaz o zapachu zgniłych jaj, dobrze rozpuszczalny w wodzie, tworzy wodę siarkowodorową lub - w większych stężeniach - kwas siarkowodorowy, temperatura wrzenia -60,3C.Siarkowodór jest reduktorem. Znane są wielosiarkowodory o wzorzH2Sx, gdzie x=28. Siarkowodór ma silne działanie toksyczne. Występuje w niektórych wodach mineralnych, wyziewach wulkanicznych, wśród produktów gnicia białek.Można go otrzymać działając kwasami (lub niekiedy wodą) na siarczki. Stosowany jest do produkcji kwasu siarkowego, w laboratorium jako odczynnik chemiczny.
Wzór stumaryczny: H2S
Wzór strukturalny: S
Równanie reakcji:
H2 + S H2S
1 cząsteczka wodoru reaguje z 1 atomem siarki, dając 1 cząsteczkę siarkowodoru.
Kwas siarkowy( VI)
Kwas siarkowy, wg nowej nomenklatury kwas siarkowy(VI) (H2SO4), mocny kwas mineralny, bezbarwna, oleista, żrąca ciecz, rozpuszczająca się błyskawicznie w wodzie z wydzieleniem dużych ilości ciepła, (dlatego rozcieńczając kwas siarkowy należy zawsze wlewać kwas powoli i małymi porcjami do wody, nigdy odwrotnie, bo może się zagotować i wyprysnąć. Należy ponadto bezwzględnie używać okularów ochronnych), silnie higroskopijny (odciągając wodę zwęgla substancje organiczne, na skórze wywołuje oparzenia).Otrzymywanie przez utlenianie SO2 do SO3 na kontakcie z pięciotlenku wanadu (metoda kontaktowa), albo poprzez utlenianie SO2 do SO3 za pośrednictwem tlenków azotu krążących w obiegu zamkniętym, następnie reakcję SO3 z wodą (metoda komorowa).
Wzór sumaryczny: H2SO4
Wzór strukturalny:
Równanie reakcji:
H2O + SO3 H2SO4
1 cząsteczka wody reaguje z 1 cząsteczką tlenku siarki(VI), dając 1 cząsteczkę kwasu siarkowego(VI)
Tlenek kwasowy jest to tlenek niemetalu, którego wartościowość w kawsie jest taka sama.
Kwas siarkowy(IV)
Kwas siarkawy, wg nowej nomenklatury kwas siarkowy(IV) (H2SO3)-, wodny roztwór dwutlenku siarki SO2, tylko częściowo związanego z wodą, kwas średniej mocy, trwały tylko w rozcieńczonych roztworach wodnych, w równowadze z gazowym SO2 nad roztworem. Z zasadami tworzy wodorosiarczyny oraz siarczyny (siarczany).Otrzymywany przez rozpuszczanie (pochłanianie) SO2 w wodzie, albo przez wypieranie z siarczynów mocniejszymi kwasami. Zastosowania: do syntezy siarczanów(IV) (wg dawnej terminologii siarczynów), w produkcji celulozy, jako środek bielący w przemyśle tekstylnym i papierniczym oraz jako środek dezynfekcyjny.
Wzór sumaryczny: H2SO3
Wzór strukturalny:
Równanie reakcji:
H2O + SO2 H2SO3
1 cząsteczka wody reaguje z 1 cząsteczką tlenku siarki(IV), dając 1 cząsteczkę kwasu siarkowego(IV).
Kwas azotowy(v)
Azotowy kwas, wg nowej nomenklatury kwas azotowy(V) HNO3, bezbarwna ciecz o gęstości 1,52 g/cm3 i temperaturze wrzenia 84C, dymiąca na powietrzu (wydziela tlenki azotu). Kwas azotowy ma silne własności żrące, jest silnym utleniaczem (może zapalić drewno, na skórę działa parząco zostawiając żółte plamy).Kwas azotowy otrzymuje się w przemyśle metodą Ostwalda poprzez spalanie amoniaku w powietrzu, w wysokiej temperaturze, w obecności katalizatorów, a następnie reakcję powstałego NO2 z wodą. Główne zastosowania: do syntez w przemyśle chemicznym (nitrowanie, materiały wybuchowe, paliwa rakietowe, barwniki), w farmacji i do produkcji nawozów sztucznych.
Wzór sumaryczny: HNO3
Tlenkiem kwasowym kwasu azotowego(V) jest tlenek azotu(V): N2O5, zwany też pięciotlenkiem dwuazotu.
Równanie reakcji:
H2O + N2O5 2 HNO3
1 cząsteczka wody reaguje z 1 cząsteczką tlenku azotu (V), dając 2 cząsteczki kwasu azotowego (V)
Kwas węglowy
Kwas węglowy, H2CO3, wodny roztwór dwutlenku węgla, bardzo nietrwały, słaby kwas. Tworzy dwa szeregi soli: obojetne i kwaśne (węglany). Znajduje zastosowanie w produkcji napojów orzeźwiających.
Wzór sumaryczny: H2CO3
Równanie reakcji:
H2O + CO2 H2CO3
1cząsteczka wody reaguje z 1 cząsteczką tlenku węgla(IV), dając 1 cząsteczkę kwasu węglowego.
Kwas fosforowy(V)
Kwas fosforowy, kwas ortofosforowy, wg nowszej nomenklatury kwas ortofosforowy(V), kwas fosforowy(V), nazwa zbiorcza szeregu kwasów fosforu na +5 stopniu utlenienia. Kwas ortofosforowy stanowi często mieszaninę skondensowanych kwasów fosforowych o budowie łańcuchowej, wywodzących się od kwasu ortojednofosforowego H3PO4 (bezbarwne ciało stałe o temperaturze topnienia 43C, silnie higroskopijne i świetnie rozpuszczalne w wodzie).Stężony, ok. 80% kwas ortofosforowy jest oleistą cieczą. Odwadniany przechodzi w kwas pirofosforowy H4P2O7. Z kolei kwasy fosforowe(V) o budowie pierścieniowej i wzorze ogólnym (HPO3)n wywodzą się od kwasu metajednofosforowego HPO3. Tworzą się one z kwasu ortofosforowego i pirofosforowego w trakcie dłuższego i silniejszego ogrzewania.Kwasy fosforowe otrzymuje się w reakcji fosforytów z kwasem siarkowym. Zastosowania: do produkcji sztucznych nawozów fosforowych, fosforanów, preparatów farmaceutycznych, środków piorących (szczególnie ortotrójfosforan sodu Na5P3O10⋅6H2O), do odrdzewiania i usuwania kamienia kotłowego oraz w dentystyce.
Wzór sumaryczny: H3PO4
Ważne pojęcia!!
Dysocjacja (łc. dissociatio ‘rozdzielenie, rozłączenie’) 1. chem. rozpad cząsteczki, związku chem., rodnika lub jonu na części prostsze. 2. d. fotochemiczna – rozpad substancji na cząstki mniejsze lub jony zachodzący pod wpływem światła. 3. d. elektrolityczna – rozpad, w którego wyniku z cząsteczek substancji oddziałujących z cząsteczkami substancji rozpuszczającej powstają jony; ulegają jej substancje posiadające wiązania jonowe lub atomowe spolaryzowane, np. nieorg. kwasy, zasady i sole. 4. psychol. rozszczepienie aktywności na myśl, uczucie i działanie, powodujące zanik frustracji, np. ciągłe mruganie; d. osobowości – zaburzenie polegające na występowaniu u tego samego człowieka dwóch, różniących się osobowości; rozdwojenie jaźni.
Jony, atomy lub grupy atomów (Cząsteczki), obdarzone dodatnim lub ujemnym ładunkiem elektrycznym, powstającym na skutek utracenia lub przyłączenia elektronów.
Anion, jon o ładunku ujemnym. Podczas elektrolizy aniony wędrują do anody (dysocjacja). Rozróżnia się aniony: proste (np. S2-), złożone (SO2-4) i kompleksowe ([PtCl6]2-).
Kation, jon dodatni, atom lub cząsteczka z niedomiarem elektronów. Przykłady: kation (prosty) sodu Na+, kation potasu K+, kation wapnia Ca2+, kation (złożony) amonu NH4+, kation (kompleksowy) heksaaminaniklu(II) [Ni(NH3)6]2+. W procesie elektrolizy kationy wędrują do katody (elektroda).
Dysocjacja jonowa kwasów, jest to rozpad cząsteczek kwasów na kationy wodoru i aniony reszty kwasowej pod wopływem cząsteczek wody.
Wodorotlenki
Wodorotlenki, M(OH)n, związki chemiczne metali (lub amonu) z wodorem i tlenem o budowie jonowej - zawierają kation metalu Mn+ (lub kation złożony, np. uranyl UO2+2) oraz przynajmniej jeden, anion hydroksylowy OH-. Ciała stałe.W wodzie dobrze rozpuszczalne są wodorotlenki litowców, berylowców (oprócz wodorotlenku berylu i magnezu) i talu(I). Stanowią one jednocześnie mocne elektrolity.Ogrzewane rozkładają się na tlenek metalu i wodę. Wszystkie reagują z kwasami, a niektóre z nich również z mocnymi zasadami.Wodorotlenki można otrzymać działając tlenkiem metalu na wodę lub strącając je z roztworów soli. Do najważniejszych należą wodorotlenki: potasu, sodu, wapnia.
Wodorotlenek sodu
Wodorotlenek sodu, soda żrąca, soda kaustyczna, NaOH, białe ciało stałe, dobrze rozpuszczalne w wodzie, alkoholu, glicerynie. Temperatura topnienia 328C. Bardzo mocna zasada, ma właściwości żrące. Łatwo wchodzi w reakcje z niektórymi metalami, dwutlenkiem węgla, szkłem, porcelaną.Otrzymywany elektrolitycznie z NaCl (metodą przeponową lub rtęciową) albo w reakcji sody kalcynowanej z mlekiem wapiennym.Stosowany jest do produkcji mydła, środków piorących, celulozy, jedwabiu wiskozowego, barwników, papieru, do rafinacji ropy naftowej, wyrobu szkła wodnego, a także jako masa pochłaniająca i odczynnik w laboratorium.
Wzór sumaryczny: Na OH
Wzór strukturalny: Na-O- H
Równanie reakcji:
Na + H2O Na OH + 0.5 H2 x 2
2 Na + 2 H2O 2 NaOH + H2
2 atomy sodu reagują z 2 cząsteczkami wody, dając 2 cząsteczki wodorotlenku sodu i 1 cząsteczkę wodoru.
Grupa wodorotlenkowa jest to grupa składająca się z atomu tlenu i atomu wodoru. Znajduje się w cząsteczce każdego wodorotlenku
Wodorotlenek potasu
Wodorotlenek potasu, potaż żrący, potaż kaustyczny, KOH, bezbarwne ciało stałe, dobrze rozpuszczalne w wodzie, alkoholu, eterze. Higroskopijny. Temperatura topnienia 360C. Bardzo mocna zasada, ma właściwości żrące. Reaguje z niektórymi metalami, dwutlenkiem węgla, szkłem, porcelaną. Otrzymywany jest elektrolitycznie z KCl lub w reakcji węglanu potasu z mlekiem wapiennym. Wodorotlenek potasu stosuje się do produkcji mydła, jako odczynnik chemiczny, środek suszący, w technikach graficznych, a także do syntezy innych związków potasu.
Wzór sumaryczny: KOH
Wzór strukturalny: K-O-H
Równanie reakcji:
2K + 2H2O 2KOH + H2
K2O + H2O 2 KOH
Wodorotlenek wapnia
Wodorotlenek wapnia, wapno gaszone, Ca(OH2), związek nieorganiczny, biały proszek; trudno rozpuszczalny w wodzie; stosowany jako składnik zaprawy murarskiej, środek bakteriobójczy, tania zasada, zw. też mlekiem wapiennym.
Wzór sumaryczny: Ca(OH)2
Równania reakcji:
Ca + 2H2O Ca(OH)2 + H2
CaO + H2O Ca(OH)2
Woda wapienna, klarowny roztwór wodny wodorotlenku wapnia (Ca(OH)2)
Zasada, wodorotlenek dobrze rozpuszczalny w wodzie.