Odpowiedź :
Witaj :)
Naszym zadaniem jest wyjaśnienie pojęć, odwołując się do odpowiednich przykładów.
1. KWAS
Aby zdefiniować pojęcie kwasu, odwołamy się do trzech teorii:
- Teoria Arrheniusa (1887r.)
W roku 1887 chemik szwedzkiego pochodzenia Svante Arrhenius zdefiniował pojęcie kwasu w następujący sposób: "Kwasem nazywamy taki związek chemiczny, który w procesie dysocjacji elektrolitycznej dostarcza jony wodorowe H⁺". Niestety Arrhenius nie wziął pod uwagę innych rozpuszczalników w procesie dysocjacji niż woda. Przykładem takich kwasów mogą być: HCl - kwas solny, HNO₃ - kwas azotowy(V), H₂SO₄ - kwas siarkowy(VI).
- Teoria Broensteda-Lowry'ego (1923r.)
W 1923 roku dwóch chemików: Duńczyk Johannes Broensted i Anglik Thomas Lowry podali definicję kwasu w następujący sposób: "Kwasem nazywamy takie indywiduum chemiczne, które w określonych warunkach jest zdolne do oddania jonu wodorowego dla biorcy (jest to protonodawca)". W przeciwieństwie do teorii Arrheniusa kwasem nie musi być klasyczny kwas. Przykładami takich kwasów mogą być: H₂O -woda, NH₃ - amoniak, H₂PO₄⁻ - anion diwodoroortofosforanowy(V).
- Teoria Lewisa (1938r.)
W 1938 roku amerykański chemik i fizyk Gilbert Newton Lewis zdefiniował pojęcie kwasu jako: "Kwasem nazywamy każde indywiduum chemiczne, posiadające w swojej strukturze lukę elektronową i w odpowiednich warunkach może przyjąć wolną parę elektronową (akceptor)". Przykładem takich kwasów mogą być: kationy metali np.: Cu²⁺ - kation miedzi(II), Zn²⁺ - kation cynku, AlCl₃ - chlorek glinu, BF₃ - trifluorek boru.
2. DYSOCJACJA ELEKTROLITYCZNA
Dysocjacja elektrolityczna jest procesem, polegającym na rozpadzie danego związku chemicznego na jony (dodatnio naładowane kationy i ujemnie naładowane aniony). Proces ten zachodzi najczęściej pod wpływem polarnego rozpuszczalnika - najpopularniejszym rozpuszczalnikiem polarnym jest woda H₂O. Należy zapamiętać, że procesowi temu ulegają związki, rozpuszczalne w wodzi. Jeżeli związek jest nierozpuszczalny w wodzie, proces dysocjacji zachodzi i bardzo małym stopniu, i wówczas zapisujemy reakcję, która ukazuje równowagę między osadem a jonami w nasyconym roztworze tego związku. Przykłady dysocjacji:
[tex]HCl\xrightarrow {H_2O}H^++Cl^-[/tex]
[tex]Na_2SO_4\xrightarrow{H_2O} 2Na^++SO_4^{2-}[/tex]
[tex]RbOH\xrightarrow {H_2O}Rb^++OH^-[/tex]
3. ZASADA
W definiowaniu pojęcia zasady również skorzystamy z teorii, takich jak w przypadku pojęcia kwasu:
- Teoria Arrheniusa (1887r.)
W roku 1887 chemik szwedzkiego pochodzenia Svante Arrhenius zdefiniował pojęcie zasady w następujący sposób: "Zasadą nazywamy taki związek chemiczny, który w procesie dysocjacji elektrolitycznej dostarcza jony wodorotlenkowe OH⁻". Niestety Arrhenius nie wziął pod uwagę innych rozpuszczalników w procesie dysocjacji niż woda. Przykładem takich zasad mogą być: NaOH - zasada sodowa, CsOH - zasada cezowa, Ca(OH)₂ - zasada wapniowa.
- Teoria Broensteda-Lowry'ego (1923r.)
W 1923 roku dwóch chemików: Duńczyk Johannes Broensted i Anglik Thomas Lowry podali definicję zasady w następujący sposób: "Zasadą nazywamy takie indywiduum chemiczne, które w określonych warunkach jest zdolne do przyjęcia jonu wodorowego od dawcy (jest to protonobiorca)". W przeciwieństwie do teorii Arrheniusa zasadą nie musi być klasyczna zasada. Przykładami takich zasad mogą być: H₂O -woda, NH₃ - amoniak, H₂PO₄⁻ - anion diwodoroortofosforanowy(V).
- Teoria Lewisa (1938r.)
W 1938 roku amerykański chemik i fizyk Gilbert Newton Lewis zdefiniował pojęcie zasady jako: "Zasadą nazywamy każde indywiduum chemiczne, które w określonych warunkach jest w stanie dostarczyć parę elektronową (donor)". Przykładem takich zasad mogą być: C₆H₅NH₂ - anilina, CH₃OH - metanol, OH⁻ - anion wodorotlenkowy.
4. AMFOTERYCZNOŚĆ
Amfoteryczność to taka zdolność danej substancji chemicznej, która w określonych warunkach może zachowywać się jak kwas, lub jako zasada. Pojęcie to najczęściej odnosi się do wodorotlenków metali bloku d w układzie okresowym pierwiastków. Wodorotlenki te mają zdolność do reagowania zarówno z mocnymi kwasami, jak i z mocnymi zasadami tworząc związki o charakterze soli. Przykładowe reakcje:
- Wodorotlenek cynku Zn(OH)₂
[tex]Zn(OH)_2+2HCl\rightarrow ZnCl_2+2H_2O\\Zn(OH)_2+2NaOH\rightarrow Na_2[Zn(OH)_4][/tex]
- Wodorotlenek chromu(III) Cr(OH)₃
[tex]Cr(OH)_3+3HCl\rightarrow CrCl_3+3H_2O\\Cr(OH)_3+3KOH\rightarrow Na_3[Cr(OH)_6][/tex]
5. ILOCZYN JONOWY WODY
Iloczyn jonowy wody to iloczyn ze stężeń jonów, na które dysocjuje woda w procesie autoprotolizy (autodysocjacji). W roztworze wodnym woda ulega procesowi autoprotolizy w myśl równania:
[tex]H_2O+H_2O\rightleftarrows H_3O^++OH^-[/tex]
Reakcję te możemy opisać za pomocą stałej dysocjacji:
[tex]K=\frac{[H_3O^+][OH^-]}{[H_2O][H_2O]} =\frac{[H_3O^+][OH^-]}{[H_2O]^2}[/tex]
Stężenie wody w temperaturze 25°C i przy ciśnieniu 1013,25hPa jest wartością stałą, wówczas:
[tex]K_w=[H_3O^+][OH^-][/tex]
W chemicznie czystej wodzie wartości stężeń jonów są stałe i wynoszą tyle samo:
[tex][H_3O^+]=[OH^-]=10^{-7}mol/dm^3[/tex]
Wówczas wartość iloczynu jonowego wody wynosi:
[tex]K_w=10^{-7}\cdot 10^{-7}=10^{-14}[/tex]
6. KATALIZATOR
Katalizator to substancja chemiczna, która wprowadzona do układu reakcyjnego zmniejsza, lub zwiększa szybkość reakcji. Ze względu na mechanizm działania możemy wyróżnić dwa rodzaje katalizatorów:
- Katalizatory dodatnie (katalizatory) - jest to taki rodzaj katalizatorów, które mają za zadanie przyspieszyć reakcję chemiczną. Ich zasada działania jest taka, że wprowadzone do układu reakcyjnego przyspieszają reakcję, na skutek zmniejszenia energii aktywacji układu. Energia aktywacji jest to najmniejsza porcja energii, jaką należy dostarczyć układowi, aby rozpocząć reakcję chemiczną. Przykładem takiego katalizatora jest tlenek manganu(IV) w reakcji rozkładu nadtlenku wodoru.
[tex]2H_2O_2\xrightarrow {MnO_2} 2H_2O+O_2\uparrow[/tex]
- Katalizatory ujemne (inhibitory reakcji) - jest to taki rodzaj katalizatorów, które mają za zadanie spowolnić reakcję chemiczną. Ich zasada działania jest taka, że wprowadzone do układu reakcyjnego spowalniają reakcję, na skutek zwiększenia energii aktywacji układu. Energia aktywacji jest to najmniejsza porcja energii, jaką należy dostarczyć układowi, aby rozpocząć reakcję chemiczną. Przykładem takiego katalizatora jest etanol, który spowalnia burzliwą reakcję hydrolizy węgliku wapnia.
[tex]CaC_2+2H_2O\xrightarrow {EtOH} HC\equiv CH\uparrow +Ca(OH)_2[/tex]
