Ogólne właściwości kwasów wynikają z obecności atomów wodoru, które w roztworze wodnym mogą odłączać się jako jony H⁺. Inaczej mówiąc, wiele wspólnych właściwości kwasów to tak naprawdę właściwości jonów H⁺ obecnych w każdym ich roztworze. Na razie skupiamy się głównie na równaniach cząsteczkowych, ale warto rozumieć, skąd bierze się podobieństwo kwasów. Różnice między kwasami wynikają między innymi z różnych reszt kwasowych. Do tego wrócimy w tematach poświęconych konkretnym pierwiastkom i ich związkom. Teraz wystarczy solidny minimum bazowy.
W zadaniach najważniejsze jest rozpoznanie ogólnego schematu reakcji, dobranie produktów i sprawdzenie, czy pojawia się ograniczenie albo przypadek szczególny. Niżej znajdziesz schematy i przykłady. Ty wiesz, jak z nimi pracować.
1
Dysocjacja elektrolityczna i wskaźniki
Schemat 1
mocny kwas → kationy wodoru + aniony reszty kwasowej
Schemat 2
słaby kwas ⇄ kationy wodoru + aniony reszty kwasowej
Schemat 3
kwas wieloprotonowy ⇄ stopniowe odłączanie jonów H⁺
Przykład 3
H₃PO₄ ⇄ H⁺ + H₂PO₄⁻
H₂PO₄⁻ ⇄ H⁺ + HPO₄²⁻
HPO₄²⁻ ⇄ H⁺ + PO₄³⁻
Zmiana barwy wskaźników
WskaźnikŚrodowisko obojętne→Środowisko kwasowe
lakmus
obojętnefioletowy
→kwasoweczerwony
oranż metylowy
obojętnepomarańczowy
→kwasoweczerwony
fenoloftaleina
obojętnebezbarwna
→kwasowebezbarwna
uniwersalny papierek wskaźnikowy
obojętnezielony
→kwasoweczerwony / pomarańczowy / żółty
Warunki, ograniczenia i dodatkowe informacje
- Dotyczy roztworów wodnych kwasów.
- Wiele kwasów wieloprotonowych, szczególnie słabych, dysocjuje stopniowo i odwracalnie.
Wniosek
Wskaźniki zmieniają barwę w roztworach różnych kwasów z tego samego powodu: reagują na obecność jonów H⁺.
2
Reakcja kwasu z metalem
Schemat 1
metal + kwas → sól + wodór
Przykłady
1. Zn + 2HCl → ZnCl₂ + H₂↑
2. Mg + H₂SO₄ → MgSO₄ + H₂↑
Warunki, ograniczenia i dodatkowe informacje
- Tak reagują zwykle metale położone w szeregu aktywności przed wodorem.
- Dlatego na przykład miedź i srebro nie wypierają wodoru z rozcieńczonych kwasów nieutleniających w typowych warunkach.
- Przed zapisaniem reakcji sprawdź szereg aktywności metali.
Szczególne przypadki
- Kwas azotowy(V) oraz stężony kwas siarkowy(VI) reagują według innych schematów, ponieważ są kwasami utleniającymi.
3
Reakcja kwasu z amoniakiem
Schemat 1
amoniak + kwas → sól amonowa
Przykłady
1. NH₃ + HCl → NH₄Cl
2. NH₃ + H₂SO₄ → NH₄HSO₄
Szczególne przypadki
- Przy kwasach wieloprotonowych mogą powstawać sole kwaśne, na przykład NH₄HSO₄ albo NH₄H₂PO₄.
4
Reakcja kwasu z tlenkiem zasadowym
Schemat 1
kwas + tlenek zasadowy → sól + woda
Przykłady
1. CuO + 2HCl → CuCl₂ + H₂O
2. CaO + 2HNO₃ → Ca(NO₃)₂ + H₂O
Warunki, ograniczenia i dodatkowe informacje
- Reakcja zachodzi dla tlenków o charakterze zasadowym.
5
Reakcja kwasu z zasadą
Schemat 1
kwas + zasada → sól + woda
Schemat 2
kwas + zasada → sól + woda
Przykłady
1. H₂SO₄ + 2NaOH → Na₂SO₄ + 2H₂O
2. H₂SO₄ + NaOH → NaHSO₄ + H₂O
Warunki, ograniczenia i dodatkowe informacje
- Jest to reakcja zobojętniania.
- Przy kwasach wieloprotonowych ilość zasady decyduje o tym, czy powstanie sól obojętna czy kwaśna.
6
Reakcja kwasu z tlenkiem amfoterycznym
Schemat 1
kwas + tlenek amfoteryczny → sól + woda
Przykłady
1. Al₂O₃ + 6HCl → 2AlCl₃ + 3H₂O
2. ZnO + H₂SO₄ → ZnSO₄ + H₂O
Warunki, ograniczenia i dodatkowe informacje
- Tlenek amfoteryczny w reakcji z kwasem zachowuje się jak tlenek zasadowy.
7
Reakcja kwasu z wodorotlenkiem amfoterycznym
Schemat 1
kwas + wodorotlenek amfoteryczny → sól + woda
Przykłady
1. Al(OH)₃ + 3HCl → AlCl₃ + 3H₂O
2. Zn(OH)₂ + H₂SO₄ → ZnSO₄ + 2H₂O
Warunki, ograniczenia i dodatkowe informacje
- Wodorotlenek amfoteryczny w reakcji z kwasem zachowuje się jak zasada.
8
Reakcja kwasu z solą
Schemat 1
kwas + sól → nowa sól + nowy kwas
Przykłady
1. CaCO₃ + 2HCl → CaCl₂ + H₂O + CO₂↑
2. FeS + 2HCl → FeCl₂ + H₂S↑
Schemat 2
słabszy kwas + sól → trudno rozpuszczalna sól + mocniejszy kwas
Przykład 2
CuSO₄ + H₂S → CuS↓ + H₂SO₄
Schemat 3
sucha sól + stężony H₂SO₄ → sól + lotny kwas
Przykład 3
NaCl(s) + H₂SO₄(stęż.) → NaHSO₄ + HCl↑
Warunki, ograniczenia i dodatkowe informacje
- Reakcja w roztworze zachodzi, gdy powstaje gaz, osad, woda albo słabszy kwas.
- W wielu przypadkach mocniejszy kwas wypiera słabszy kwas z jego soli.
- Przed zapisaniem reakcji sprawdź w tabeli rozpuszczalności, czy może powstać osad.
- Orientacyjny szereg ubywania zdolności wypierania: HClO₄ ≈ H₂SO₄ ≈ HI ≈ HBr ≈ HCl ≈ HNO₃ > H₃PO₄ > HF > HNO₂ > HCOOH > CH₃COOH > H₂CO₃ > H₂S > HCN > H₂SiO₃.
- Pierwsze sześć kwasów to mocne kwasy o zbliżonej sile, więc o ich wzajemnym wypieraniu z roztworu decyduje nie siła kwasu, lecz możliwość powstania mniej rozpuszczalnej soli, w prostym przypadku osadu.
Szczególne przypadki
- Słabszy kwas może wypierać mocniejszy, jeśli jednym z produktów jest bardzo trudno rozpuszczalny osad (schemat 2, przykład 2).
- Stężony H₂SO₄ może wypierać lotne kwasy z suchych soli (schemat 3, przykład 3).