Budowa i nazewnictwo kwasów, wodorotlenków i soli- ich charakterystyka

KWASY

Wspólna właściwością kwasu jest obecność w ich wodnych roztworach jonów wodorowych, które decydują o właściwościach kwasowych tych roztworów. O roztworach tych mówimy, że maja odczyn kwaśny. W celu identyfikacji odczynu roztworu, który może być również zasadowy lub obojętny można używać wskaźników takich jak: sok z czerwonej kapusty albo specjalnie w tym celu przygotowanego wskaźnika uniwersalnego, którym SA nasycone paski bibuły.
Aby potwierdzić swój argument posłużę się przetoczeniem pewnego eksperymentu.
W 3probówkach, w których znajdują się kwasy: siarkowy(VI), azotowy(V) i fosforowy(V) zanurzono paski bibuły nasycone wskaźnikiem uniwersalnym, oraz dodano po pare kropel soku z czerwonej kapusty.
Po dokonaniu obserwacji można wyciągać jednoznaczny wniosek, że papierki uniwersalne zabarwia się na czerwono, a sok z kapusty na kolor różowoczerwony.
Każdy kwas ma charakterystyczne właściwości wynikające z odmiennej budowy reszt kwasowych, a zwłaszcza z obecnych tych resztach atomów rożnych niemetali. Właściwości te umożliwiają nie tylko rozróżnienie poszczególnych kwasów, ale decydują o ich zstosowaniu.

KWASY NIEORGANICZNE

Kwas węglowy H2CO3






Kwas węglowy otrzymujemy łącząc dwutlenek węgla z wodą:
H2O + CO2 → H2CO3
W praktyce jednak, rozpuszczenie nawet znacznej ilości dwutlenku węgla w wodzie prowadzi do otrzymania niewielkiego stężenia tego kwasu, ze względu na to, że równowaga powyższej reakcji jest silnie przesunięta w stronę substratów. Właśnie to zjawisko jest odpowiedzialne za lekko kwaśny smak tzw. wody sodowej. Nieco większe stężenie tego kwasu można uzyskać poprzez rozkład wodorowęglanu sodu w wodzie.
Doświadczenie:
Gdy roztwór kwasu węglowego z dodatkiem kilku kropel wskaźnika uniwersalnego będzie ogrzewany, to barwa wskaźnika zmienia się stopniowo z pomarańczowego na żółtą. Żółta barwa wskaźnika oznacza, że ciecz w zlewce nie zawiera już kwasu.
Kwas węglowy w postaci bardzo rozcieńczonego roztworu, może być zawarty w wodzie deszczowej, gdy rozpuści się w niej dwutlenek węgla znajdujący się w powietrzu.
Kwas siarkowy (VI) H2SO4



Współcześnie kwas siarkowy otrzymuje się w przemyśle głównie metodą kontaktową. Metoda ta składa się z trzech etapów:
• spalanie siarki do SO2
• utlenianie SO2 do SO3
• absorbcjaSO3 w oleum i stężonym kwasie siarkowym

Spalanie siarki
Reakcję spalania siarki przedstawia równanie:
S + O2 + 3,76 N2 → SO2 + 3,76 N2 δH = -297 kJ
Współczynnik 3,76 wynika ze stosunku objętościowego tlenu i azotu w powietrzu użytym do spalania.
Z podanego równania reakcji wynika, że z 1 mola zużytego tlenu otrzymuje się 1 mol SO2. Spalanie siarki odbywa się bez zmiany objętości gazów.
Gdyby siarkę spalać nie w powietrzu, lecz w tlenie, to otrzymywałoby się czysty SO2 W przypadku spalania w powietrzu sumaryczne stężenie wytworzonego dwutlenku siarki i niespalonego tlenu będzie zawsze równe 21%, czyli początkowemu stężeniu tlenu w powietrzu. Stężenie dwutlenku siarki w gazach spalinowych wynosić może, zatem maksymalnie, 21% (gdy przereaguje cały tlen wprowadzony z powietrzem).
Przy produkcji kwasu siarkowego (VI) nie uzyskuje się podczas spalania siarki tak dużych stężeń SO2. Po pierwsze, dlatego, że im mniej tlenu pozostaje w gazach, tym reakcja spalania zachodzi wolniej. Do jej przeprowadzenia potrzebne byłyby, więc piece o dużej objętości. Po drugie, dlatego, że tlen potrzebny jest w gazach po to, aby w dalszej części instalacji przeprowadzić utlenianie dwutlenku siarki do trójtlenku. Spalając siarkę w omówionych niżej piecach otrzymuje się gaz zawierający 10 – 12% dwutlenku siarki. Resztę stanowi azot i tlen. Utlenianie dwutlenku siarki
Utlenienie dwutlenku siarki
Podstawą produkcji kwasu siarkowego (VI) metodą kontaktową jest reakcja:
2SO2 + O2 → 2SO3 δH = -180kJ
Reakcja jest odwracalna i przebiega ze zmniejszeniem objętości i wydzieleniem ciepła. Zgodnie z regułą Le Chateliera równowaga będzie się przesuwać na prawo w miarę obniżania temperatury i zwiększania ciśnienia.
Prowadzenie utleniania SO2 pod podwyższonym ciśnieniem pozwoliłoby zwiększyć szybkość reakcji i zmniejszyć wymiary aparatury. Jednocześnie jednak budowa aparatury ciśnieniowej wymaga zastosowania materiałów o wyższej jakości, a ponadto staje się konieczne zamontowanie sprężarek gazowych. Pociąga to za sobą duże koszty inwestycyjne. Koszty eksploatacyjne są również wyższe z powodu zużycia energii na sprężanie. Z powyższych względów utlenianie SO2 prowadzi się pod ciśnieniem atmosferycznym.
Aby reakcja utleniania SO2 mogła przebiegać z szybkością zadowalającą dla celów przemysłowych, konieczne jest zastosowanie odpowiednich katalizatorówna podłożu stałym zwanych w żargonie przemysłowym \"kontaktem\". Katalizatorem reakcji utleniania dwutlenku siarki może być wiele substancji. Przyspieszają one tę reakcje w różnym stopniu. W efekcie wielu badań naukowych i doświadczeń przemysłowych stwierdzono, że najlepsze działanie katalityczne wykazuje platyna osadzona na azbeście(5 – 10% Pt).
Mechanizm utleniania SO2 wobec katalizatora wanadowego nie jest ostatecznie wyjaśniony. Kontakt ten może ulegać zatruciu i traci aktywność. Truciznami są, chlor i fluor a przede wszystkim arsen. Groźba zatrucia jest o wiele mniejsza niż przy zastosowaniu kontaktu platynowego, który zatruwa się kilkadziesiąt tysięcy razy mniejszą ilością arsenu.
Absorpcja trójtlenku siarki
Trójtlenku siarki nie absorbuje się w wodzie, gdyż powodowałoby to duże jego straty w wyniku tworzenia się trudnej do skondensowania „mgły” kwasu siarkowego (VI). Aby temu zapobiec, używa się jako absorbentu stężonego kwasu siarkowego (VI), nad którym prężność pary wodnej jest znikoma.
Bogaty w SO3 gaz z tzw. ekonomizera zostaje dodatkowo ochłodzony w chłodnicy powietrznej, a następnie przepływa kolejno przez dwie wieże absorpcyjne.
Wieża absorpcyjna jest zraszana 20% oleum. Absorpcja SO3 w oleum jest egzotermiczna. Dla utrzymania właściwej temperatury doprowadza się więc oleum w takiej ilości, aby podczas przepływu przez wieżę wzrost jego stężenia nie przekroczył 1,5% początkowej wartości. Aby utrzymać stałe stężenie oleum (20%) w obiegu pierwszej wieży rozcieńcza się go powtórnie wprowadzając odpowiednie ilości stężonego 98% kwasu siarkowego, zwanego monohydratem, który pobiera się z obiegu drugiej wieży. Wytworzony podczas rozcieńczania nadmiar 20% oleum odprowadza się jako gotowy produkt.
Drugą wieżę zrasza się 98% kwasem siarkowym. Kwas ten tłoczy się w takich ilościach, aby przeciwprądowe zetknięcie z gazem zawierającym SO3 nie spowodowało wzrostu stężenia większego niż 0,2% początkowej wartości. Stężenie kwasu siarkowego w obiegu drugiej wieży utrzymuje się dodając do niego odpowiednią ilość wody i 96% kwasu siarkowego. Wytworzony nadmiar monohydratu kieruje się do zbiorników magazynowych. W sumie więc końcowym produktem całego procesu jest 20% oleum oraz monohydrat - czyli kwas siarkowy 98%.
Stężony kwas siarkowy(VI) w zależności od potrzeb jest rozcieńczany z wodą. Proces ten jest niebezpieczny i wymaga szczególnej ostrożności. Poznajemy, więc sposób rozpuszczania kwasu siarkowego(VI) w wodzie oraz towarzyszące temu procesy. Dlatego należy pamiętać i przestrzegać zasady, aby wlewać kwas do wody. Stężony kwas siarkowy(VI)jest silnie higroskopijny.
Doświadczenie
Kawałek jabłka umieszczony na gazie opatrunkowej tuz nad powierzchnią kwasu w zlewce przykrytej szkiełkiem zegarowym, po upływie kilku godzin wyraźnie więdnie.
Stężony kwas siarkowy(VI) ma silne właściwości żrące. Dlatego należy być bardzo ostrożnym podczas posługiwaniem się. Może spowodować poparzenia skóry, może zniszczyć materiał.
KWASY ORGANICZNE
Cytrynowy kwas

Bezbarwne, przezroczyste kryształy lub krystaliczny proszek, temp. topnienia 153oC. Bardzo dobrze rozpuszczalny w wodzie, alkoholu, eterze. Występuje w roślinach (w sporych ilościach w cytrynie - stąd nazwa zwyczajowa), organizmach ludzkich i zwierzęcych (potrzebny organizmowi w cyklu dostarczania energii z węglowodanów). Otrzymywany z soku niedojrzałych cytryn lub z cukrów(glukozy, maltozy) przez fermentację za pomocą pewnych gatunków pleśni (Citromyces). Stosowany w medycynie, w przemyśle spożywczym jako regulator kwasowości w wielu produktach (galaretki, napoje, kremy, ciasta) - ma symbol E33, jako środek do czyszczenia i polerowania stali nierdzewnej i innych metali, do produkcji żywic aldehydowych oraz nietoksycznych zmiękczaczy do tworzyw sztucznych. Nazwa systematyczna: kwas 2-hydroksy-1,2,3-propanotrikarboksylowy.

Tłuszczowe kwasy
Wzory niektórych z wyższych kwasów tłuszczowych:
nienasycone nasycone
oleinowy CH3(CH2)7CH=CH(CH2)7COOH stearynowy CH3(CH2)16COOH
linolowy CH3(CH2)4CH=CHCH2CH=CH(CH2)7COOH palmitynowy CH3(CH2)14COOH
linolenowy CH3CH2CH=CHCH2CH=CHCH2CH=CH(CH2)7COOH
Warto zwrócić uwagę iż konfiguracja wiązań podwójnych w wyżej przedstawionych kwasach nienasyconych jest zawsze cis a nie trans, mimo iż ta byłaby trwalsza. Cząsteczki nasyconych kwasów tłuszczowych czy też nienasyconych izomerów trans są co prawda zygzakami (ponieważ kąt między wiązaniami wynosi 109,5o), lecz rozciągniętymi wzdłuż prostej (pierwszy i drugi rysunek poniżej). Nienasycone izomery cis mają natomiast zgięcia (trzeci rysunek poniżej), wskutek czego cząsteczki nie mogą tak dobrze przylegać do siebie i siły oddziaływań między nimi są mniejsze niż w poprzednim przypadku. Wpływa to na obniżenie temperatury topnienia.


Wodorotlenki

Wodorotlenki to związki metali typu M(OH)x.
Wodorotlenki mogą być zasadowe, kwasowe lub amfoteryczne.
Przegląd wodorotlenków:
Wodorotlenki metali I grupy : LiOH NaOH, KOH, RbOH,CsOH. Są to silne oraz bardzo silne zasady, bardzo dobrze rozpuszczalne w wodzie. Są to związki bardzo aktywne chemicznie. Dysocjują na jednododatni jon metalu oraz anion OH-
Wodorotlenki metali II grupy bez berylu: MgOH2, Ca(OH)2,Cr(OH)2 i Ba(OH)2. Są to dość mocne zasady, jednak niezbyt dobrze rozpuszczalne w wodzie. W środowisku kwaśnym dysocjują na dwudodatni jon metalu oraz dwa aniony OH-.
Wodorotlenki amfoteryczne :Be(OH)2, Zn(OH)2, Pb(OH)2, Sn(OH)2, Al.(OH)3. Są to słabo rozpuszczalne w wodzie związki amfoteryczne. W środowisku kwaśnym dysocjują na jon metalu oraz aniony OH-. W środowisku zasadowym na anion XOnn- oraz kationy H+.
Charakter wodorotlenków jest zależny od wiązania. Jeżeli wiązanie jest silnie jonowe to otrzymujemy wodorotlenek w pełni dysocjujący na jony OH-. Jeżeli wiązanie jest bardziej kowalencyjne wodorotlenek może mieć właściwości amfoteryczne z przewagą zasadowych np. Zn(OH)2 a nawet amfoteryczne z przewagą kwasowych, np. Ti(OH)4
Wielu ludzi myli i stosuje, jako równoznaczne, dwa pojęcia: wodorotlenek i ZASADA. Należy wiedzieć, że nie każdy wodorotlenek jest zasadą i wbrew pozorom również nie każda zasada jest wodorotlenkiem! Wodorotlenek to, związek metalu o wzorze ogólnym M(OH)x. A co oznacza, tak często przez nas stosowany termin zasada? Wyjaśnienie tego jest odrobinę trudniejsze, ponieważ istnieje kilka definicji zasady, choć tu najwygodniej będzie posłużyć się teorią Arrheniusa. Jako zasadę traktować trzeba te związki, które dysocjują w roztworach wodnych na jony OH-.
A oto przykłady potwierdzające tezę postawioną w drugim zdaniu (nie każdy wodorotlenek jest zasadą i niekażda zasada jest wodorotlenkiem):
1. „Wodorki” pewna część cząsteczek amoniaku dysocjuje w roztworze wodnym w skutek czego powstają jony NH4+ i OH-, a więc amoniak jest zasadą (a przecież nie jest wodorotlenkiem!)
2. Wodorotlenek żelaza (III) - Fe(OH)3 jest bródno-zółtą substancją stałą, która po wprowadzeniu do wody ani się w niej, w sposób widoczny, nie rozpuszcza, ani nie dysocjuje na jony OH- (jak i żadne inne). Związek ten, w przeciwieństwie do amoniaku, jest wodorotlenkiem, choć nie jest zasadą.
3. Na koniec prosty przykład związku, który jest i zasadą, i wodorotlenkiem - NaOH.
Czyste wodorotlenki są ciałami stałymi, np. NaOH w laboratorium spotkać można pod postacią granulek bądź płatków. Stały wodorotlenek sodu jest w dotyku śliski, parzący, proces rozpuszczania się w wodzie jest EGZOTERMICZNY (co znaczy, że wydziela się ciepło). W wodzie rozpuszczają się wodorotlenki litowców i wapniowców, przy czym zachodzi dysocjacja (w bardzo dużym stopniu). Wodorotlenki te, tj. bardzo chętnie dysocjujące na jony OH-, nazywamy niekiedy ALKALIAMI, a ich wysoko zasadowe roztwory ŁUGAMI (w przemyśle definicję ług stosuje się głównie do roztworu KOH i NaOH). W razie poparzenia ługiem należy zastosować długie przemywanie rany wodą i założenie okładu nasączonego lekko rozcieńczonym octem spożywczym.

Poza typowymi wodorotlenkami istnieją również tzw. WODOROTLENKI ZŁOŻONE i HYDROKSYTLENKI. W skład wodorotlenków złożonych wchodzi kilka (najczęściej dwa) atomów różnych metali. Hydroksytlenki to natomiast wodorotlenki o wzorze MOy(OH)x (np. ciemnoczerwony minerał lepidokrokit FeO(OH) jego sieć krystaliczna zawiera jony OH- i jony FeO+).

Wodorotlenki litowców i berylowców (metali grupy 1 i 2) otrzymuje się w reakcji pierwiastka, lub jego tlenku - z wodą (np. 2Na + 2H2O 2NaOH + H2 albo Na2O + 2H2O 2NaOH + H2O). Wodorotlenki innych metali, będące najczęściej substancjami nierozpuszczalnymi w wodzie, otrzymuje się w reakcji mocnej zasady z solą, zawierającą odpowiedni metal (np. 2NaOH + CuSO4 à Cu(OH)2 + Na2SO4).

Najbardziej typową reakcją dla wodorotlenków jest reakcja z kwasami (np. Fe(OH)2 + H2SO4 à FeSO4 + 2H2O, siarczan żelaza (II) barwi roztwór na błękitno). Część spośród nich reaguje z zasadami (np. Zn(OH)2 + 2NaOH à Na2ZnO2 + 2H2O). Wodorotlenki takie, tj. reagujące dodatkowo z zasadami, nazywamy AMFOTERYCZNYMI (zobacz amfoteryczność \'Tlenkow\').
Dysocjacji jonowej w roztworach wodnych ulegają wodorotlenki litowców (np. NaOH àNa+ + OH-), a także wodorotlenek strontu, baru oraz wapnia (ten dysocjuje tylko częściowo).
SOLE

Sól – związek chemiczny powstały w wyniku całkowitego lub częściowego zastąpienia w kwasie atomu wodoru nnymi atomami bądź grupami o własnościach elektrofilowych (atomami metalu, NH3-, RO- (gdzie R - dowolna grupa organiczna) itp.)
Roztwory wodne soli mocnych kwasów i mocnych zasad mają zwykle odczyn obojętny. Sole słabych kwasów i słabych zasad mogą dawać odczyn zasadowy lub kwaśny, zależnie od charakteru drugiej części cząsteczki. Stąd wyróżnia się sole:
• hydroksylowe zwane \"zasadownymi\",
• wodorosole zwane \"kwaśnymi\",
• sole obojętne.
Metody otrzymywania soli:
1. 1.metal + kwas → sól + wodórtlenek metalu + kwas → sól + woda
2. tlenek metalu + tlenek niemetalu → sól wodorotlenek metalu + tlenek niemetalu → sól + woda
3. metal + niemetal → sól
4. kwas 1 + sól 1 → sól 2 + kwas 2
5. sól 1 + sól 2 → sól 3 + sól 4
6. sól met. słabego + metal aktywny → sól + metal