Elektrolitem nazywa się substancję chemiczną, której roztwór wodny przewodzi prąd elektryczny. Do elektrolitów można zaliczyć takie substancje, jak kwasy, zasady i sole. Z kolei nieelektrolitem nazywa się substancje, których roztwory wodne nie posiadają zdolności do przewodzenie elektryczności. Wśród nieelektrolitów można wyróżnić przykładowo: tlenki, cukry, alkohole, estry.

Wskaźniki (indykatory) to substancje chemiczne, które umożliwiają określenie badanej cechy danego roztworu, przez zmianę zabarwienia, powstawanie barwnego osadu lub pojawienie się zmętnienia. Jednymi z najważniejszych wskaźników są wskaźniki alkacymetryczne, czyli wskaźniki kwasowo – zasadowe. Zazwyczaj zmieniają one barwę w zależności od odczynu chemicznego roztworu, w którym się znajdują. Do najważniejszych wskaźników alkacymetrycznych można zaliczyć:

- oranż metylowy – to substancja proszkowa o kolorze żółtym. Jest to związek organiczny, który w chemii analitycznej stosuje się jako wodny roztwór. Zmienia on barwę z żółtej na czerwoną w środowisku kwasowym, w środowisku zasadowym pozostaje żółty. Zakres zmiany barwy dla tego wskaźnika mieści się w granicach pH: 3,2 – 4,4. Oranż metylowy znajduje zastosowanie także jako barwnik syntetyczny.

-  fenoloftaleina – podobnie jak oranż metylowy fenoloftaleina jest związkiem organicznym. W chemii analitycznej wykorzystuje się ja do identyfikacji roztworów zasadowych, gdyż w środowisku kwaśnym i obojętnym pozostaje bezbarwna, natomiast w środowisku alkalicznym (zasadowym) zmienia barwę na malinową. Fenoloftaleina jest wyjątkowo czułym wskaźnikiem, zmienia barwę, nawet w roztworach o niskim stężeniu zasady, dlatego wystarczy dodać tylko parę jej kropel.

- uniwersalny papierek wskaźnikowy (papierek lakmusowy) – papierek taki jest nasączony różnego rodzaju substancjami o charakterze wskaźnikowym. Jeżeli papierek taki zanurzy się w roztworze zasadowym, to zabarwi się on na kolor zielono - niebieski, z kolei w środowisku kwasowy przybierze barwę różowo – czerwoną. W środowisku obojętnym pozostaje bezbarwny.

Kwasy

Istnieje wiele definicji kwasów. Jest ich tyle, ile powstało na przestrzeni wieków różnych teorii na temat kwasów i zasad. Do najważniejszych teorii podziału substancji na kwasy i zasady należą teorie: Bronsteda i Lowr’ego, Lewisa i Arrheniusa. Definicje sformułowana przez Arrheniusa można uznać za definicję klasyczną, gdyż najczęściej mówiąc o kwasie czy zasadzie ma się na myśli substancje o właściwościach uogólnionych według Arrheniusa. Według niego kwasem nazywamy związek chemiczny, który w roztworze wodnym ulega dysocjacji elektrolitycznej, w wyniku której odszczepiają się kationy wodorowe oraz aniony reszt kwasowych. O mocy danego kwasu decyduje stężenie jonów wodorowych, które dysocjują w roztworze wodnym. Za kwasy mocne uważa się te kwas, które łatwo ulęgają dysocjacji. Można do nich zaliczyć kilka najpopularniejszych, często używanych w pracowniach chemicznych: kwas azotowy (V) – (HNO3) , kwas siarkowy (VI) – (H2SO4), kwas chlorowy (VII) – (HClO4), kwas solny (HCl). Wielkością charakteryzującą moc kwasów jest stała dysocjacji, im jest on wyższa, tym kwas jest mocniejszy. Oprócz podziału kwasów na kwasy słabe i mocne, można je także podzielić na kwasy organiczne i nieorganiczne. Do organicznych zaliczymy m.in. kwasy karboksylowe (np. kwas octowy, kwas mrówkowy), kwasy tłuszczowe, aminokwasy, natomiast do nieorganicznych kwasy mineralne np. kwas solny, kwas fosforowy (V). Należy pamiętać, że roztwory stężone wielu z tych kwasów są niezwykle reaktywne, mogą posiadać nawet właściwości żrące. Przykładowo stężony kwas siarkowy (VI) potrafi zwęglić kartkę papieru, dlatego należy zachować szczególną ostrożność podczas pracy z tymi substancjami. Nazwa kwas, pochodzi od smaku, jaki posiada większość rozcieńczonych roztworów tych substancji, np. kwas cytrynowy, ocet. 

Kwasy nieorganiczne można podzielić na dwie grupy: kwasy tlenowe oraz kwasy beztlenowe. Cząsteczki kwasów tlenowych zawierają atomy tlenu, przez które są połączone kwasowe atomy wodoru z atomem centralnym. Cząsteczki kwasów beztlenowych nie posiadają takich atomów. Ich cząsteczki zbudowane są jedynie z kwasowych atomów wodoru oraz z atomu centralnego.

Charakterystyka najważniejszych kwasów nieorganicznych:

  1. Kwasy beztlenowe:
    • Kwas chlorowodorowy (potocznie kwas solny) – HCl

Kwas solny stanowi wodny roztwór gazu – chlorowodoru. Gazowy chlorowodór otrzymywany jest w reakcji bezpośredniej syntezy pierwiastków:

  H2 + Cl2 → 2 HCl

 Jest cieczą dymiącą na powietrzu, bezbarwną. Maksymalne stężenie tego kwasu wynosi 40% (wagowych). Kwas solny zalicza się do tzw. mocnych kwasów. Warto wiedzieć, że kwas ten występuje w żołądku człowieka i odgrywa rolę w procesie trawienia. Sole pochodzące od kwasu solnego nazywa się chlorkami (np. chlorek sodu NaCl, chlorek magnezu MgCl2). W przemysłowej metodzie otrzymywania kwasu solnego wykorzystuje się sól kamienna, która jest surowcem łatwo dostępnym. Na sól tą działa się kwasem siarkowym (VI), w wyniku czego wydziela się HCl. Techniczny kwas chlorowodorowy zabarwia się za pomocą dodatku jonów żelaza na kolor żółty.

Kwas chlorowodorowy jest stosowany w wielu syntezach organicznych (m.in. do otrzymywanie chlorowcopochodnych węglowodorów), a także do ekstrakcji rud metali oraz oczyszczanie powierzchni metali.

  •   Kwas siarkowodorowy – H2S

Kwas siarkowodorowy powstaje podobnie jak kwas chlorowodorowy – przez rozpuszczanie gazowego siarkowodoru w wodzie. Gazowy siarkowodór można uzyskać z syntezy siarki i wodoru:

H2 + S → H2S

Kwas ten jest inaczej nazywany sulfanem. Łatwo rozpoznać ten związek po charakterystycznym zapachu zgniłych jaj (to właśnie siarkowodór, w warunkach beztlenowych wydziela się w zepsutych jajach). Jest substancja łatwo rozpuszczalną w wodzie, ale tworzony przez tan gaz kwas należy do bardzo słabych. Posiada właściwości redukcyjne, co często jest wykorzystywane w różnorodnych reakcjach chemicznych. Poza tym jest stosowany jako tzw. odczynnik grupowy w jakościowej analizie chemicznej. Należy pamiętać, że związek ten jest silna trucizną. W przyrodzie powstaje podczas gnicia substancji białkowych oraz w trakcie wyziewów wulkanicznych. Znajduje zastosowanie do otrzymywania, ważnego przemysłowo, kwasu siarkowego (VI).

  1. Kwasy tlenowe
  •   Kwas siarkowy (VI) – H2SO4

Kwas siarkowy (VI) należy do jednych z najmocniejszych kwasów istniejących w przyrodzie. Powstaje w wyniku reakcji między wodą, a tlenkiem siarki (VI), tzw. bezwodnikiem kwasowym dla tego kwasu:

H2O + SO3 → H2SO4

Stężony kwas siarkowy (VI) jest bezbarwna, oleista cieczą, o właściwościach żrących. W trakcie mieszania z wodą zachodzi proces egzotermiczny (wydzielają się duże ilości ciepła), z tego względu podczas rozcieńczania kwasu siarkowego (VI), należy go dodawać do wody, nigdy nie dolewać wody do kwasu, gdyż w przeciwnym wypadku mógłby  wyprysnąć i poparzyć. Ponadto posiada silne właściwości higroskopijne, tzn. potrafi pochłaniać wilgoć z otoczenia. W podwyższonej temperaturze działa jako silny utleniacz.

Przemysłowo otrzymuje się duże ilości tego kwasu, gdyż służy on m.in. do produkcji nawozów sztucznych, materiałów wybuchowych, w rafinacji tłuszczów oraz jako środek odwadniający.

  •   Kwas siarkowy (IV) – H2SO3

Kwas siarkowy (IV) powstaje w trakcie rozpuszczania gazowego tlenku siarki (IV) w wodzie:

H2O + SO2 → H2SO3

Moc tego kwasu ocenia się na średnią, jest trwały jedynie w rozcieńczonych roztworach wodnych, w których ustala się równowaga chemiczna ze znaczną przewagą gazowego tlenku siarki (IV), który znajduje się w parze nad roztworem. Tworzy dwa szeregi soli:  siarczany (IV) oraz wodorosiarczany (IV). Kwas ten jest stosowany m.in. w przemyśle włókienniczym i papierniczym jako środek bielący oraz używany do dezynfekcji.

  •   Kwas węglowy – H2CO3

  Kwas węglowy stanowi wodny roztwór gazowego tlenku węgla (IV). Kwas ten należy do jednych z najsłabszych kwasów. Łatwo ulega rozkładowi, pod wpływem silniejszych kwasów lub metali na wodę i dwutlenek węgla. Kwas ten jest stosowany przemyśle spożywczym do produkcji napojów gazowanych.

Kwas azotowy (V) podobnie jak kwas siarkowy (VI) należy do mocnych kwasów tlenowych. Przemysłowo wytwarza się duże ilości tego kwasu metodą Ostwalda. W procesie tym amoniak spala się w tlenie w temperaturze ok. 900 ºC w obecności katalizatora platynowego. W wyniku tej reakcji powstaje tlenek azotu (II), który następnie łatwo utlenia się do tlenku azotu (IV). Tlenek ten z kolei w reakcji z woda tworzy mieszaninę dwóch kwasów: kwasu azotowego (V) oraz kwasu azotowego (III).

4 NH3 + 5 O2 → 4 NO + 6 H2O

2 NO + O2 → 2 NO2

2 NO2 + H2O → HNO2 + HNO3

3 HNO2 → HNO3 + H2O + 2 NO

 W wyniku oczyszczania i zagęszczania tego roztworu uzyskuje się kwas azotowy (V). Kwas ten jest bezbarwna i dymiącą na powietrzu cieczą. Znajduje zastosowanie w produkcji nawozów sztucznych, barwników, a także w wielu syntezach organicznych, głównie podczas nitrowania.

  •   Kwas fosforowy (V) – H3PO4

Kwas fosforowy(V), jego poprawna nazwa brzmi kwas ortofosforowy (V) jest kwasem stosunkowo słabym. Występuje jako ciało stałe – tworzy bezbarwne kryształki, które łatwo rozpuszczają się w wodzie. Posiada właściwości higroskopijne. Często tworzy mieszaninę kwasów ortofosforowych, które powstają przez syntezę paru cząsteczek kwasu w jedną, o budowie liniowej. Maksymalne stężenie roztworu wodnego tego kwasu, jaki można uzyskać wynosi 80 %. Tak stężony roztwór jest oleistą cieczą. Poprzez odwadnianie kwasu ortofosforowego (V) uzyskuje się inne kwasy fosforowe (V):

- kwas pirofosforowy – H4P2O7

- kwas metafosforowy – HPO3

Na skalę laboratoryjną kwas ortofosforowy (V) uzyskuje się przez rozpuszczanie tlenku fosforu (V) w wodzie:

P4O10 + 6 H2O → 4 H3PO4

Natomiast na skalę przemysłową wypiera się ten kwas z jego soli, zawartych w minerałach - fosforytach, działając na nie kwasem siarkowym (VI):

Ca3(PO4)2 + 2 H2SO4 → 2 H3PO4 + 3 CaSO4

Kwas ortofosforowy (V) podobnie jak kwas azotowy (V) stosuje się do wyrobu nawozów sztucznych. Poza tym jest używany do produkcji środków czyszczących oraz farmaceutyków.

Wodorotlenki metali:

Zasadami według definicji Arrheniusa nazywa się związki chemiczne, które w środowisku wodnym ulęgają dysocjacji elektrolitycznej, w wyniku której odszczepiają się aniony wodorotlenkowe oraz aniony metali.

Wzór ogólny wodorotlenków metali można przedstawić następująco: M(OH)n, gdzie M oznacza atom metalu, zaś n ilość grup wodorotlenkowych. Spośród wszystkich wodorotlenków metali, najlepiej rozpuszczalne są wodorotlenki metali z pierwszej i drugiej grupy układu okresowego (wyjątek stanowią wodorotlenki berylu i magnezu). Rozpuszczone w wozie tworzą mocne zasady, będące dobrymi elektrolitami.

Charakterystyka ważniejszych zasad:

  •   Wodorotlenek sodu - NaOH

Wodorotlenek sodu jest inaczej nazywany sodą kaustyczną lub soda żrącą. Jest białym proszkiem, bardzo dobrze rozpuszczalnym w wodzie. Roztwór wodny tego związku chemicznego stanowi niezwykle mocną i żrącą zasadę. Jest substancja bardzo reaktywną, reaguje nawet ze szkłem i porcelaną. Przemysłowa metoda otrzymywania wodorotlenku sodu polega na elektrolizie chlorku sodu. Wykonuje się ja metoda rtęciową lub metoda przeponową. Wodorotlenek ten znajduje zastosowanie w wielu gałęziach przemysłu m.in. do wyroby środków myjących i piorących, barwników, sztucznego jedwabiu, a także przy wyrobie wodnego szkła.

  •   Wodorotlenek wapnia – Ca(OH)2

Wodorotlenek wapnia jest często nazywany wapnem gaszonym. Jest substancja dość trudno rozpuszczalna w wodzie. Wykorzystuje się go na budowach do otrzymywania zaprawy wapiennej. Poza tym ma właściwości bakteriobójcze.

  •   Wodorotlenek potasu – KOH

Inna, potoczna nazwa wodorotlenku sodu to potaż żrący. Podobnie jak wodorotlenek sodu jest substancją bezbarwną, ciałem stałym, o właściwościach żrących. W wodzie rozpuszcza się bardzo dobrze. Posiada właściwości higroskopijne. Na skale przemysłową otrzymuje się go metoda elektrolityczną z chlorku potasu. Znajduje zastosowanie w produkcji mydeł i innych środków czyszczących.