Reszta kwasowa - Polski Serwis Naukowy

Reszta kwasowa - tradycyjna nazwa fragmentu cząsteczki kwasu, powstałego po oderwaniu się od kwasu w wyniku dysocjacji elektrolitycznej jednego lub więcej atomów wodoru.

Nazwa ta jest o tyle myląca, że kwas oprócz atomów wodoru składa się wyłącznie z reszty kwasowej, a zatem ta "reszta" stanowi zasadniczą część kwasu, decydującą o jego własnościach.

Schemat ogólny:

Moc kwasu to ilościowa miara jego chemicznej „siły działania”. Miarą tej mocy jest zazwyczaj minus logarytm dziesiętny ze stałej dysocjacji kwasu w danych warunkach, oznaczany skrótem pKa.

Elektroujemność to miara tendencji do przyciągania elektronów przez atomy danego pierwiastka, gdy tworzy on związek chemiczny z atomami innego pierwiastka. Bardziej elektroujemny pierwiastek "ściąga" do siebie elektrony tworzące wiązanie z atomem mniej elektroujemnym, co prowadzi do polaryzacji wiązania. W skrajnym przypadku, gdy elektroujemności obu pierwiastków bardzo się różnią (np. sód i chlor), dochodzi do pełnego przeskoku elektronów na bardziej elektroujemny atom, co prowadzi do powstania wiązania jonowego.

HA → A + H gdzie HA - wyjściowy kwas, A - wolna reszta kwasowa, H - oderwany jon wodorowy

Np. H2SO4 → HSO4 + H

przy czym resztę HSO4 można traktować jako nowy kwas: HSO4 → SO4 + H

Zgodnie z teorią Brønsteda w reakcji dysocjacji kwasu protonowego, wolna reszta kwasowa jest zasadą sprzężoną z jej kwasem czyli jonem wodorowym, przy czym jest ona tym mocniejszą zasadą im mocniejszym kwasem był pierwotny związek zawierający tę resztę kwasową.

Jon wodorowy - kation (jon dodatni) utworzony z atomu wodoru, poprzez oderwanie jego jednego elektronu. Praktycznie biorąc jon wodorowy jest po prostu wolnym protonem. W zapisach przebiegu reakcji chemicznych zapisuje się go jako: H+.

Wodór (H, łac. hydrogenium) – pierwiastek chemiczny, niemetal z bloku s układu okresowego. Jest to najprostszy możliwy pierwiastek o liczbie atomowej 1, składający się z jednego protonu i jednego elektronu.

Z drugiej stron moc wyjściowego kwasu zależy właśnie od struktury chemicznej reszty kwasowej. W przypadku prostych kwasów nieorganicznych, zarówno tych zawierających tlen w swojej strukturze (np. H2SO4), jak i beztlenowych (np. HCl), ich moc wzrasta wraz ze wzrostem elektroujemności centralnego atomu w reszcie kwasowej. W przypadku kwasów organicznych zależności te są bardziej złożone.

Teoria Brønsteda (Także teoria Brondsteta-Lowriego, teoria kwasów i zasad Brønsteda) - sformułowana przez Johannesa Brønsteda w 1923 teoria, w myśl której kwasem jest substancja mogąca odłączać ze swojej cząsteczki jony wodoru (protony), natomiast zasadą substancja, która protony przyłącza. Stąd kwas jest donorem protonu (protonodonorem), a zasada akceptorem protonu (protonoakceptorem). Kwas po odłączeniu protonu przechodzi w sprzężoną zasadę, tak samo zasada pobierając proton przechodzi w sprzężony kwas:

Sole - związki chemiczne powstałe w wyniku całkowitego lub częściowego zastąpienia w kwasach atomów wodoru innymi atomami, bądź grupami o właściwościach elektrofilowych, np. kationy metali, jony amonowe i inne postaci XR4+ (gdzie X = {N, P, As, ...}, R - dowolna grupa organiczna) itp. Sole znalazły liczne zastosowania jako nawozy sztuczne, w budownictwie, komunikacji, przemyśle spożywczym i wielu innych. Sole występują w przyrodzie, jako minerały lub w organizmach żywych w roztworach płynów ustrojowych.

Reszta kwasowa, która przyłączyła do siebie na stałe inny kation niż wodorowy tworzy z nim sól.