50 przykładów kwasów i podstaw

Są setki Przykłady kwasów i podstaw które można znaleźć we wszystkich gałęziach chemii, ale to jako całość są one podzielone na dwie duże rodziny: nieorganiczne i organiczne. Kwasy nieorganiczne są zwykle znane jako kwasy mineralne, charakteryzujące się szczególnie silnymi w porównaniu z organiczną.

Kwasy i zasady są rozumiane jako substancje, które mają odpowiednio smaki agriczne lub saponáceos. Oba są żrące, chociaż słowo „żrące” jest zwykle używane do silnych podstaw. W relacjach podsumowujących: spalają się i biegają po skórze, jeśli ją dotkną. Jego cechy w rozpuszczalnych mediach zaplanowały serię definicji w całej historii.

Zachowanie kwasów i zasad po rozpuszczeniu w wodzie. Źródło: Gabriel Bolívar.

Niższy obraz pokazuje ogólne zachowanie kwasów i zasad, gdy są one dodawane lub rozpuszczane w szklance z wodą. Kwasy wytwarzają roztwory o wartościach pH poniżej 7 z powodu jonów hydronios, h₃ALBO⁺; Podczas gdy zasady wytwarzają roztwory o pH powyżej 7 z powodu jonów hydroksylowych (lub tlenku), OH^-.

Jeśli dodamy kwas hydrochlorowy, HCL (czerwony kropla) do szkła, będą h jony₃ALBO⁺ i Cl^- nawilżone. Z drugiej strony, jeśli powtórzymy eksperyment z wodorotlenkiem sodu, NaOH (fioletowa kropla), będziemy mieli jony OH^- i na⁺.

[TOC]

Definicje

Charakterystyka, coraz częściej badana i rozumiana, kwasów i zasad ustanawia więcej niż jedną definicję tych związków chemicznych. Wśród tych definicji mamy definicje Arrheniusa, definicje Bronsted-Lowry, a wreszcie Lewisa. Przed powołując się na przykłady, konieczne jest posiadanie tego jasnego.

Arrhenius

Kwasy i zasady, według Arrheniusa, to te, które rozpuszczały się w wodzie, wytwarzają h jony₃ALBO⁺ lub och^-, odpowiednio. To znaczy, obraz już reprezentuje tę definicję. Jednak sam w sobie gardzi zbyt słabymi kwasami lub zasadami, aby wyprodukować takie jony. W tym momencie wchodzi definicja Bronsteda-Lowry.

Może ci służyć: kwasy: cechy i przykłady

Bronsted-Lowry

Kwasy Bronsted-Lowry to te, które mogą przekazywać jony h⁺, A podstawy to te, które akceptują te H⁺. Jeśli kwas bardzo łatwo przekazuje⁺, Oznacza to, że jest to silny kwas. To samo dotyczy baz, ale akceptowanie h⁺.

Zatem mamy silne lub słabe kwasy i zasady, a ich siły są mierzone w różnych rozpuszczalnikach; zwłaszcza w wodzie, z której ustalono znane jednostki pH (od 0 do 14).

Dlatego silny kwas całkowicie przekazuje swój h⁺ do wody w reakcji tego typu:

Ha + h₂O => a^- + H₃ALBO⁺

Gdzie^- Jest to skoniugowana podstawa HA. Stąd przychodzi H₃ALBO⁺ obecne w szkle z roztworem kwasu.

Tymczasem słaba baza B nie poprowadzi wody, aby uzyskać odpowiednią h⁺:

B + H₂Lub HB + OH^-

Gdzie Hb jest skoniugowanym kwasem B. Tak jest w przypadku amoniaku, NH₃:

NH₃ + H₂Lub NH₄⁺ + Oh^-

Bardzo silna baza może bezpośrednio przekazać jony OH^- Nie trzeba reagować z wodą; Jak w przypadku naoh.

Chwytak

Wreszcie, kwasy Lewisa to te, które wygrywają lub akceptują elektrony, a podstawy Lewisa to te, które przekazują lub tracą elektrony.

Na przykład bronsted-Lowry NH₃ Jest to również podstawa Lewisa, ponieważ atom azotu akceptuje H⁺ Przekazując to ich pary wolnych elektronów (h₃N: h⁺). Właśnie dlatego trzy definicje nie zgadzają się ze sobą, ale przeplatają się i pomagają w badaniu kwasowości i zasadowości w szerszym spektrum związków chemicznych.

Może ci służyć: nikiel: historia, właściwości, struktura, zastosowania, ryzyko

Przykłady kwasów

Wyjaśniając definicje, seria kwasów zostanie wspomniana poniżej z ich odpowiednimi formułami i nazwami:

-HF: kwas fluorowy

-HBR: kwas bromhydowy

-Cześć: kwas jodhydowy

-H₂S: Kwas sulfhydowy

-H₂SE: Kwas seleenhydowy

-H₂TE: kwas telurowy

Są to kwasy binarne, zwane także hydraceidami, które należy do wyżej wspomnianego kwasu chlorowodorowego, HCL.

-Hno₃: kwas azotowy

-Hno₂: Kwas azotowy

-HNO: Kwas hiponitowy

-H₂WSPÓŁ₃: Kwas węglowy

-H₂WSPÓŁ₂: kwas carbonoso, który jest w rzeczywistości bardziej znany pod nazwą kwasu mrówkowego, HCOOH, najprostszego kwasu organicznego ze wszystkich

-H₃PO₄: Kwas fosforowy

-H₃PO₃ lub h₂[HPO₃]: kwas fosforowy z wiązaniem H-p

-H₃PO₂ lub h [h₂PO₂]: kwas hipofosferyczny z dwoma wiązaniami H-P

-H₂południowy zachód₄: Kwas Siarkowy

-H₂południowy zachód₃: Kwas siarkowy

-H₂S₂ALBO₇: kwas dwusiarczkowy

-Hio₄: kwas okołowy

-Hio₃: Kwas jodowy

-Hio₂: kwas jodozowy

-Hio: Hypoyodoso Acid

-H₂Cro₄: kwas chromowy

-Hmno₄: Kwas manganiczny

-Ch₃COOH: kwas octowy (ocet)

-Ch₃południowy zachód₃H: Kwas metanosulfonowy

Wszystkie te kwasy, z wyjątkiem mrówki i ostatnich dwóch, są znane jako Oxácidos lub kwasy trójskładnikowe.

Inni:

-Alcl₃: chlorek aluminiowy

-Fecl₃: Chlorek żelaza

-Bf₃: Boro Trifluoruro

-Metalowe kationy rozpuszczone w wodzie

-Karbokacje

-H (CHB_jedenaścieCl_jedenaście): Super kwaśny karboran

- Fso₃H: kwas fluorosulfonowy

- HSBF₆: Kwas fluoroantimoniczny

- Fso₃H · sbf₅: Magic Acid

Ostatnie cztery przykłady stanowią przerażające super kwasy; Związki zdolne do rozpadu prawie każdego materiału z ledwo go dotykającym. ALCL₃ Jest przykładem kwasu Lewisa, ponieważ aluminiowe centrum metalu jest w stanie przyjmować elektrony ze względu na jego niedobór elektroniczny (nie uzupełnia jego oktetu Valencia).

Może ci służyć: wodorotlenek rtęci: struktura, właściwości, zastosowania, ryzyko

Przykłady baz

Wśród zasad nieorganicznych mamy wodorotlenki metalu, takie jak wodorotlenek sodu, i niektóre hydurny molekularne, takie jak już cytowane amoniak. Oto inne przykłady baz:

-Koh: wodorotlenek potasu

-Lioh: wodorotlenek litu

-RBOH: wodorotlenek Rubidio

-CSOH: wodorotlenek cezu

-Froh: Wodorotlenek Francio

-Być (oh)₂: wodorotlenek berylowy

-Mg (OH)₂: wodorotlenek magnezu

-CA (OH)₂: wodorotlenek wapnia

-SR (OH)₂: Wodorotlenek strontu

-BA (OH)₂: wodorotlenek baru

-RA (OH)₂: wodorotlenek radiowy

-Wiara (OH)₂: wodorotlenek żelaza

-Wiara (OH)₃: wodorotlenek żelazowy

-AL (OH)₃: wodorotlenek aluminiowy

-PB (OH)₄: Plúmbic wodorotlenek

-Zn (OH)₂: wodorotlenek cynku

-CD (OH)₂: wodorotlenek kadmu

-Cu (OH)₂: Wodorotlenek miedzi

-Ti (OH)₄: Wodorotlenek tytaniczny

-Ph₃: fosfina

-Popiół₃: Arsina

-Nanh₂: sód Amiduro

- C₅H₅N: pirydyna

-(Ch₃) N: trimetyloamina

- C₆H₅NH₂: Fenyloamina lub anilin

-Nah: wodorek sodu

-KH: Wodorek potasu

-Carbaniony

-Li₃N: azotek litowy

-Alcoxides

-[(Ch₃)₂CH]₂NLI: diizopropilamid litu

-Dietinilbenzene Anion: C₆H₄C₄^2- (najsilniejsza jak dotąd znana baza)

Bibliografia

1. Whitten, Davis, Peck i Stanley. (2008). Chemia. (8 wyd.). Cengage Learning.
2. Shiver & Atkins. (2008). Chemia nieorganiczna. (Czwarta edycja). MC Graw Hill.
3. Naomi Hennah. (10 października 2018 r.). Jak uczyć kwasów, baz i soli. Odzyskane z: edu.RSC.org
4. Helmestine, Anne Marie, pH.D. (31 sierpnia 2019). Wzory wspólnych kwasów i zasad. Odzyskane z: Thoughtco.com
5. David Wood. (2019). Porównaj wspólne kwasy i podstawy. Badanie. Odzyskane z: Study.com
6. Ross Pomeroy. (23 sierpnia 2013). Najsilniejsze kwasy na świecie: jak ogień i lód. Odzyskane z: realCearScience.com
7. Wikipedia. (2019). Dietynylobenzene dianion. Źródło: w:.Wikipedia.org