Chemia nieorganiczna/Różnice między kwasem a zasadą

Co to jest kwas?

W myśl najprostszej definicji kwas jest substancją, która rozpuszczona w wodzie dysocjuje kationy wodorowe, które decydują o właściwościach roztworu, oraz na aniony reszty kwasowej. Jednym z podziałów kwasów jest podział na:

*jednoprotonowe – w kwasie istnieje tylko jeden atom wodoru

Dysocjują one według schematu:

HX → H⁺ + X^-

Przykład:

HF → H⁺ + F^-

*wieloprotonowe – istnieje 2 lub więcej atomów wodoru

Dysocjują one wieloetapowo w zależności od ilości protonów (wodorów) w kwasie:

H_aX → H⁺ + H_a-1X^a-

Gdzie X jest resztą kwasową, a oznacza ilość wodorów w kwasie.

Równanie to można napisać w formie skróconej:

H₃PO₄ → 3H⁺ + PO₄^3-

lub w formie etapowej:

H₃PO₄ → H⁺ + H₂PO₄^-

H₂PO₄^- → H⁺ + HPO₄^2-

HPO₄^2- → H⁺ + PO₄^3-

Biorąc pod uwagę to, iż w roztworach wodnych nie występują kationy wodorowe, lecz kation hydroniowy o wzorze H₃O⁺ powiniśmy każde równanie zapisywać w ten sposób:

HCl + H₂O → Cl^- + H₃O⁺

H₂S + 2H₂O → S^2- + 2H₃O⁺

Czym jest zasada?

Zasada jest wodorotlenkiem, który w wodzie ulega dysocjacji na kationy metali oraz aniony grup wodorotlenkowych. Podobnie jak w kwasach, w zasadach, w których występuje wiele grup wodorotlenowych, możliwa jest dysocjacja wieloetapowa:

Me(OH)^a → Me(OH)_a-1^a+ + aOH^-

Gdzie Me to atom metalu.

Przykład:

Mg(OH)₂ → Mg²⁺ + 2OH^-

Zobojętnianie roztworu

Zobojętnianie roztworu jest to wyrównywanie stosunku jonów w roztworze H⁺ do jonów OH^-.

Każdy roztwór, który zawiera jony H⁺ lub OH^-, można zobojętnić za pomocą dodania do roztworu o charakterze:

• kwasowym – zasadę,
• zasadowym – kwas.

H₂SO₄ + 2NaOH → Na₂SO₄ + 2H₂O

co można zapisać jonowo (ale dla uproszczenia najpierw cząsteczkowo):

2H⁺ + SO₄^2- + 2Na⁺ + 2OH^- → 2Na⁺ + SO₄^2- + 2H₂O

co sprowadza się do:

2H⁺ + 2OH^- → 2H₂O