Tekst źródłowy strony Moc kwasu

'''Moc kwasu''' – termin określający zdolność [[Kwasy|kwasu]] do [[dysocjacja elektrolityczna|dysocjacji]] na [[jon wodorowy]] H<sup>+</sup> i [[anion]] [[Reszta kwasowa|reszty kwasowej]]. Miarą tej mocy jest zazwyczaj ujemny [[logarytm dziesiętny]] ze [[stała dysocjacji|stałej dysocjacji]] kwasu (''K''<sub>a</sub>) w danych warunkach, oznaczany skrótem p''K''<sub>a</sub><ref name=Bielanski>{{Cytuj |autor = [[Adam Bielański (chemik)|Adam Bielański]] |tytuł = Podstawy chemii nieorganicznej |data = 2002 |wydanie = 5 |s = 344–350 |wydawca = [[Wydawnictwo Naukowe PWN|PWN]] |miejsce = Warszawa |isbn = 83-01-13654-5 |wolumin = 1 |rozdział = Dysocjacja kwasów i zasad w roztworach wodnych}}</ref>.
: p''K''<sub>a</sub> = –log[K<sub>a</sub>]
gdzie K<sub>a</sub> to [[stała dysocjacji]] kwasu.

Im p''K''<sub>a</sub> jest mniejsze, tym moc kwasu jest większa.

Np. dla [[kwas solny|kwasu solnego]] w wodzie{{refn|grupa=uwaga|W rozcieńczonych roztworach stężenie wody przyjmuje się za stałe i pomija się je we wzorze na stałą dysocjacji{{r|Bielanski}}.}}
: HCl + H<sub>2</sub>O ⇌ H<sub>3</sub>O<sup>+</sup> + Cl<sup>−</sup>

<math>K_a=\frac{[H_3O^+]\cdot[Cl^-]}{[HCl]}\simeq10^7</math>

a zatem p''K''<sub>a</sub> kwasu solnego w wodzie wynosi −7{{r|Bielanski}}<ref name="McMurry3">{{cytuj |autor = John McMurry |tytuł = Chemia organiczna |wolumin = 3 |s = 641 |rozdział = Właściwości alkoholi: kwasowość i zasadowość |data = 2003 |isbn = 83-01-14102-6 |wydanie = 2 |miejsce = Warszawa |wydawca = Wydawnictwo Naukowe PWN |oclc = 749167790}}</ref>.

Jednakże miary p''K''<sub>a</sub> kwasu nie można stosować jako miary mocy bardzo stężonych i (przede wszystkim) bezwodnych kwasów, gdyż w takich warunkach ta wielkość przestaje oddawać realną moc kwasu (np. gdy jest więcej kwasu niż wody) lub traci sens (gdy nie ma w ogóle wody). W odniesieniu do mocnych kwasów, miary p''K''<sub>a</sub> można stosować jedynie do rozcieńczonych roztworów, natomiast do roztworów stężonych stosuje się najczęściej [[Funkcja kwasowości Hammetta|funkcję kwasowości Hammetta]]. Pozwala ona stwierdzić, że stężony kwas siarkowy jest mocniejszy od kwasów solnego i azotowego, mimo że p''K''<sub>a</sub> w roztworze rozcieńczonym przedstawia sytuację odwrotną<ref name="moc">{{Cytuj |autor = Witold Mizerski |tytuł = Najmocniejsze kwasy |czasopismo = Kurier Chemiczny |wolumin = 3/92 |data = 1992 |url = http://chemfan.pg.gda.pl/Publikacje/NajmocniejszeKwasy.html |data dostępu = 2020-04-07}} (przedruk w serwisie ChemFan).</ref>.

Moc kwasów w tych samych warunkach zewnętrznych zależy od ich struktury chemicznej. W przypadku prostych [[kwasy tlenowe|tlenowych kwasów nieorganicznych]] moc kwasu wzrasta wraz ze wzrostem [[elektroujemność|elektroujemności]] [[atom centralny|centralnego atomu]] w reszcie kwasowej, natomiast dla [[kwasy beztlenowe|kwasów beztlenowych]] zależność ta jest odwrotna{{r|Bielanski}}. Moc [[kwasy karboksylowe|kwasów karboksylowych]] wzrasta wraz z elektroujemnością grupy przyłączonej do [[grupa karboksylowa|reszty karboksylowej]]<ref name="McMurry4">{{cytuj |autor = John McMurry |tytuł = Chemia organiczna |wolumin = 4 |s = 786–787 |rozdział = Wpływ podstawienia na kwasowość |data = 2003 |isbn = 83-01-14103-4 |wydanie = 2 |miejsce = Warszawa |wydawca = Wydawnictwo Naukowe PWN |oclc = 749167790}}</ref>.

{| class="wikitable"
|+ Wartości p''K''<sub>a</sub> wybranych kwasów
|- style="background: #efefef;"
| Nazwa kwasu
| p''K''<sub>a</sub>
|-
| [[Jodowodór|Kwas jodowodorowy]]: (HI)
| –10
|-
| [[Kwas solny]]: (HCl)
| –7
|-
| [[Kwas azotowy]] (rozcieńczony): (HNO<sub>3</sub>)
| –3,33
|-
| [[Kwas siarkowy]] (rozcieńczony): (H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub>)
| –3 <sup>(x)</sup>
|-
| [[Kwas fosforowy]]: (H<sub>3</sub>PO<sub>4</sub>)&nbsp;&nbsp;
| +2,12 <sup>(x)</sup>
|}
<sup>(x)</sup>pierwsza stała dysocjacji, p''K''<sub>a<sub>1</sub></sub>

W przypadku kwasów [[kwas siarkowy|siarkowego]] i [[kwas azotowy|azotowego]] miara p''K''<sub>a</sub> przedstawia jedynie ich moc w roztworach rozcieńczonych – moc tych kwasów stężonych i bezwodnych wyraża [[funkcja kwasowości Hammetta]], która mówi, że są one mocniejsze m.in. od [[kwas solny|kwasu solnego]], ponieważ występują w znacznie większych stężeniach<ref name=moc />.

[[Kwasy wieloprotonowe]] (zawierające więcej niż jeden atom [[wodór|wodoru]] w [[Cząsteczka|cząsteczce]]) posiadają zwykle więcej wartości p''K''<sub>a</sub> odpowiadające odrywaniu się kolejnych [[proton]]ów ([[Jon wodorowy|jonów wodorowych]] H<sup>+</sup>) w trakcie dysocjacji. Zazwyczaj p''K''<sub>a</sub> pierwszego etapu dysocjacji jest znacznie mniejsze od pozostałych, a zatem można powiedzieć, że pierwszy odrywający się [[kation]] wodoru jest „bardziej kwaśny” od pozostałych. Np. dla kwasu fosforowego (H<sub>3</sub>PO<sub>4</sub>), p''K''<sub>a1</sub> = 2,12, p''K''<sub>a2</sub> = 7,21, p''K''<sub>a3</sub> = 12,67, odpowiadające równowagom:
: H<sub>3</sub>PO<sub>4</sub> + H<sub>2</sub>O ⇌ {{chem2|H2PO4(-)}} + {{chem2|H3O(+)}}&nbsp;&nbsp;&nbsp; K<sub>1</sub>=1,1×10<sup>−2</sup>
: {{chem2|H2PO4(-)}} + H<sub>2</sub>O ⇌ {{chem|HPO|4|2-}} + {{chem2|H3O(+)}}&nbsp;&nbsp;&nbsp; K<sub>2</sub>=1,2×10<sup>−7</sup>
: {{chem2|HPO4(2-)}} + H<sub>2</sub>O ⇌ {{chem|PO|4|3-}} + {{chem2|H3O(+)}}&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp; K<sub>3</sub>=1,8×10<sup>−12</sup>

Wartość p''K''<sub>a</sub> odpowiada wartości [[skala pH|pH]], dla której stężenie pozostających w równowadze cząsteczek kwasu na kolejnych stopniach dysocjacji jest takie samo, np.:
: [[Plik:Phosphoric acid dissociation.svg|thumb|center|500px|Wykres dysocjacji kwasu fosforowego<ref name="Felisa">{{cytuj |autor = Felisa Wolfe-Simon, Paul C.W. Davies, Ariel D. Anbar |tytuł = Did nature also choose arsenic? |czasopismo = International Journal of Astrobiology |data = 2009-04 |data dostępu = 2021-05-29 |wolumin = 8 |numer = 2 |s = 69–74 |doi = 10.1017/S1473550408004394 |język = en |dostęp = o}}</ref><ref name=CRC88>{{CRC88|s = '''5'''-92 – '''5'''-93}}</ref>]]

Moc kwasu określa m.in. zdolność do wypierania reszty kwasowej z [[sole|soli]] w [[roztwór|roztworach]], a dokładnie decyduje o tym, w którą stronę jest przesunięta [[Równowaga reakcji chemicznych|równowaga reakcji]] kwasu z daną solą. Kwas o większej mocy w reakcji z daną solą wypiera spontanicznie resztę kwasową pochodzącą ze słabszego kwasu, w wyniku czego powstaje słabszy kwas i sól mocnego kwasu. Reakcje w drugą stronę – tj. słabszego kwasu z solą mocniejszego kwasu też mogą zachodzić, ale ich równowaga jest silnie przesunięta w stronę [[Substrat (chemia)|substratów]].

== Mocne kwasy ==
Do mocnych kwasów zalicza się m.in. [[Kwas solny|HCl]], [[Bromowodór#Kwas bromowodorowy|HBr]], [[Jodowodór|HI]], [[Kwas siarkowy|H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub>]], [[Kwas nadchlorowy|HClO<sub>4</sub>]], [[Kwas azotowy|HNO<sub>3</sub>]] oraz inne kwasy o wysokich wartościach [[stała dysocjacji|stałej dysocjacji]].

Kwasy o mocy większej od kwasu siarkowego noszą nazwę [[superkwas]]ów.

== Zobacz też ==
* [[moc zasady]]

== Uwagi ==
{{Uwagi}}

== Przypisy ==
{{Przypisy}}

== Bibliografia ==
* {{cytuj |autor = Hejwowska Stanisława |tytuł = Chemia. Vademecum maturalne |wydawca = Wydawnictwo Pedagogiczne OPERON |miejsce = Gdynia |data = 2006 |s = 48 |rozdział = Otrzymywanie i właściwości kwasów |isbn = 83-7461-299-1}}

{{Kwasy i zasady}}

[[Kategoria:Chemia kwasów i zasad]]
[[Kategoria:Właściwości chemiczne]]