- Характеристика кислот
- - Фізичні властивості
- - Можливість генерування протонів
- - У них водень з низькою щільністю електронів
- - Постійна міцність або кислотність
- Вимірювання
- - Він має дуже стійкі кон'юговані основи
- - Вони можуть мати позитивні заряди
- - Їх розчини мають значення pH нижче 7
- - Можливість нейтралізації основ
- Сильні і слабкі кислоти
- Приклади кислот
- Галогеніди водню
- Оксокислоти
- Суперкислоти
- Органічні кислоти
- Список літератури
Ці кислоти представляють собою з'єднання з високою тенденцією протона жертвуючи або приймати електронну пару. Існує багато визначень (Бронстед, Арреніус, Льюїс), які характеризують властивості кислот, і кожне з них доповнюється для побудови глобального образу цього типу сполук.
З вищенаведеної точки зору всі відомі речовини можуть бути кислими, однак лише такі, що виділяються набагато вище інших, вважаються такими. Іншими словами: якщо речовина є надзвичайно слабким донором протона, наприклад, у порівнянні з водою, можна сказати, що це не кислота.
Оцтова кислота, слабка кислота, дарує протону (іон водню, виділений зеленим кольором) воді в рівноважній реакції, отримуючи іон ацетату та іон гідронію. Червоний: кисень. Чорний: вуглець. Білий: водень.
Це справа, які саме кислоти та їх природні джерела? Типовий приклад їх можна знайти всередині багатьох фруктів: наприклад, цитрусових. Лимонади мають свій характерний аромат завдяки лимонній кислоті та іншим компонентам.
Язик може виявити наявність кислот, як і інші аромати. Залежно від рівня кислотності цих сполук смак стає нестерпнішим. Таким чином язик функціонує як органолептичний вимірювач концентрації кислот, зокрема концентрації іона гідронію (H 3 O + ).
З іншого боку, кислоти знаходяться не тільки в їжі, але і всередині живих організмів. Так само ґрунти мають речовини, які можуть характеризувати їх як кислі; це стосується катіонів алюмінію та інших металів.
Характеристика кислот
Які характеристики повинні мати сполуки, згідно з існуючими визначеннями, вважатись кислими?
Він повинен бути здатний генерувати іони H + та OH - , розчиняючись у воді (Арреній), він повинен легко дарувати протони іншим видам (Бронстед) або, нарешті, він повинен вміти приймати пару електронів, негативно заряджаючись (Льюїс).
Однак ці характеристики тісно пов'язані з хімічною структурою. Тому, навчившись його аналізувати, можна визначити його силу кислотності або з пари сполук, яка з двох є найбільш кислою.
- Фізичні властивості
Кислоти мають аромат, вартий надмірності, кислота і їх запах часто обпалює ніздрі. Вони являють собою рідини з липкою або жирною текстурою і мають здатність змінювати колір лакмусового паперу і метилового оранжевого на червоний (Властивості кислот і основ, СФ).
- Можливість генерування протонів
У 1923 р. Датський хімік Йоганнес Ніколаус Бронстед і англійський хімік Томас Мартін Лоурі ввели теорію Бронстеда і Лоурі, вказуючи, що будь-яка сполука, яка може перенести протон до будь-якої іншої сполуки, є кислотою (Encyclopædia Britannica, 1998). Наприклад, у разі соляної кислоти:
HCl → H + + Cl -
Теорія Бронстеда і Лоурі не пояснила кислу поведінку певних речовин. У 1923 р. Американський хімік Гілберт Н. Льюїс представив свою теорію, в якій кислотою вважають будь-яку сполуку, яка в хімічній реакції здатна приєднатися до пари електронів, не поділених в іншій молекулі (Encyclopædia Britannica, 1998) .
Таким чином, іони, такі як Cu 2+ , Fe 2+ і Fe 3+, мають здатність зв'язуватися з парами вільних електронів, наприклад з води, виробляти протони наступним чином:
Cu 2+ + 2H 2 O → Cu (OH) 2 + 2H +
- У них водень з низькою щільністю електронів
Для молекули метану, CH 4 , жоден з її водню не має електронного дефіциту. Це тому, що різниця в електронегативності між вуглецем і воднем дуже мала. Але якщо ви заміните один з атомів водню одним з фтору, то буде мати помітну зміну дипольного моменту: H 2 FC- H .
H відчуває зміщення своєї електронної хмари у напрямку до сусіднього атома, зв’язаного з F, що є тим же, δ + збільшується. Знову ж таки, якщо інший Н замінюється іншим F, то молекула стає: HF 2 C- H .
Тепер δ + ще більше, тому що два атома F, високий ступінь електронегативної щільність електронів , які видалять C, і цей останній , отже , до H . Якщо процес заміни продовжують , нарешті , отримав: F 3 C- H .
В цій останній молекулі Н є , як наслідок трьох сусідніх F атомів, помітний електронний дефіцит. Цей δ + не залишається непоміченим для будь-якого виду, достатньо багатого електронами, щоб позбавити цю Н і, таким чином, F 3 CH стати негативно зарядженими:
F 3 C– H +: N - (негативні види) => F 3 C: - + H N
Наведене вище хімічне рівняння також може розглядатися таким чином: F 3 CH дарує протон (H + , колись H відірвався від молекули) до: N; або F 3 CH отримує пару електронів від Н, коли інша пара передається останньому від: N - .
- Постійна міцність або кислотність
Скільки F 3 C: - присутній у розчині? Або скільки молекул F 3 CH можуть подавати кислий водень на N? Щоб відповісти на ці запитання, необхідно визначити концентрацію F 3 C: - або H N і, використовуючи математичне рівняння, встановити числове значення, яке називається постійною кислотності, Ka.
Чим більше молекул F 3 C: - або виробляється HN, тим кислотнішим буде F 3 CH і тим більше його Ka. Таким чином Ка допомагає кількісно уточнити, які сполуки є більш кислими, ніж інші; і, таким же чином, він відкидає як кислоти ті, у кого Ка надзвичайно малого порядку.
У деяких Ka можуть бути значення, що становлять приблизно 10 -1 і 10 -5 , а інші, на мільйонні, менші, як 10 -15 і 10 -35 . Тоді можна сказати, що останні, маючи зазначені константи кислотності, є надзвичайно слабкими кислотами і можуть бути відкинуті як такі.
Отже, яка з наведених молекул має найвищий Ka: CH 4 , CH 3 F, CH 2 F 2 або CHF 3 ? Відповідь полягає у нестачі електронної щільності δ + у їх водню.
Вимірювання
Але які критерії стандартизації вимірювань Ка? Його значення може сильно варіюватися в залежності від того, який вид отримає Н + . Наприклад, якщо: N - сильна основа, Ka буде великим; але якщо, навпаки, це дуже слабка основа, Ка буде малим.
Ка вимірювання проводяться з використанням найпоширенішої і найслабшої з усіх основ (і кислот): води. Залежно від ступеня донації H + до молекул H 2 O, при 25ºC та тиску однієї атмосфери, встановлюються стандартні умови для визначення констант кислотності для всіх сполук.
З цього випливає репертуар таблиць констант кислотності для багатьох сполук, як неорганічних, так і органічних.
- Він має дуже стійкі кон'юговані основи
Кислоти мають сильно електронегативні атоми або одиниці (ароматичні кільця) у своїх хімічних структурах, які притягують щільність електронів з навколишніх водень, тим самим спричиняючи, що вони стають частково позитивними та реагуючими на основу.
Як тільки протони здають, кислота перетворюється в кон'югатну основу; тобто негативний вид, здатний приймати Н + або дарувати пару електронів. У прикладі молекули CF 3 H його кон'югованою основою є CF 3 - :
CF 3 - + HN <=> CHF 3 +: N -
Якщо CF 3 - дуже стабільна кон'югована основа, рівновага буде зміщена більше вліво, ніж вправо. Крім того, чим вона стійкіша, тим більш реакційноздатною і кислою буде кислота.
Звідки ви знаєте, наскільки вони стійкі? Все залежить від того, як вони справляться з новим негативним зарядом. Якщо вони можуть ефективно delocalize або дифундувати зростаючу щільність електронів, він не буде доступний для використання в зв'язку з базою H.
- Вони можуть мати позитивні заряди
Не всі кислоти мають нестачу електронів водню, але можуть також мати інші атоми, здатні приймати електрони, з позитивним зарядом або без нього.
Як це? Наприклад, у трифтористого бору, BF 3 , атому B не вистачає октету валентності, тому він може утворювати зв’язок з будь-яким атомом, який надає йому електронну пару. Якщо аніон F - круглий поблизу, відбувається наступна хімічна реакція:
BF 3 + F - => BF 4 -
З іншого боку, вільні катіони металів, такі як Al 3+ , Zn 2+ , Na + тощо, вважаються кислотами, оскільки вони можуть приймати давні (координаційні) зв’язки видів, багатих електронами, із свого середовища. Крім того, вони вступають в реакцію з ОН - іонів в осад у вигляді гідроксидів металів:
Zn 2+ (aq) + 2OH - (aq) => Zn (OH) 2 (s)
Усі вони відомі як кислоти Льюїса, тоді як ті, що дарують протони, - це Бронстед-кислоти.
- Їх розчини мають значення pH нижче 7
Фігура: шкала рН.
Більш конкретно, кислота, розчиняючись у будь-якому розчиннику (що не нейтралізує її помітно), утворює розчини з pH нижчим за 3, хоча нижче 7 вони вважаються дуже слабкими кислотами.
Це можна перевірити, використовуючи кислотно-лужний індикатор, такий як фенолфталеїн, універсальний індикатор або сік фіолетової капусти. Ті сполуки, які перетворюють кольори на ті, які вказані для низького рН, розглядаються як кислоти. Це один з найпростіших тестів для визначення їх наявності.
Те ж саме можна зробити, наприклад, для різних проб ґрунтів з різних куточків світу, таким чином визначаючи їх значення pH, щоб разом із іншими змінними характеризувати їх.
І нарешті, всі кислоти мають кислі аромати, до тих пір, поки вони не настільки концентровані, щоб безповоротно спалити тканини язика.
- Можливість нейтралізації основ
У своїй теорії Арреній пропонує, що кислоти, будучи здатними генерувати протони, реагують з гідроксилом основ, утворюючи сіль і воду наступним чином:
HCl + NaOH → NaCl + H 2 O.
Ця реакція називається нейтралізацією і є основою аналітичної методики під назвою титрування (Bruce Mahan, 1990).
Сильні і слабкі кислоти
Кислоти класифікуються на сильні та слабкі кислоти. Сила кислоти пов'язана з її постійною рівновагою, отже, у випадку кислот, ці константи називаються кислотними константами Ка.
Таким чином, сильні кислоти мають велику константу кислоти, тому вони мають тенденцію до дисоціації повністю. Прикладами цих кислот є сірчана, соляна та азотна кислоти, кислотні константи яких настільки великі, що їх неможливо виміряти у воді.
З іншого боку, слабкою є кислота, константа дисоціації якої низька, тому вона знаходиться в хімічній рівновазі. Прикладами цих кислот є оцтова та молочна кислота та азотна кислота, константи кислотності яких складають у порядку 10 -4 . На малюнку 1 показані різні константи кислотності для різних кислот.
Фіг.1: константи дисоціації кислоти.
Приклади кислот
Галогеніди водню
Всі галогеніди водню є кислими сполуками, особливо при розчиненні у воді:
-ВЧ (фтороводородна кислота).
-HCl (соляна кислота).
-HBr (бромистоводнева кислота).
-HI (йодова кислота).
Оксокислоти
Оксокислоти є протонованими формами оксоаніонів:
HNO 3 (азотна кислота).
H 2 SO 4 (сірчана кислота).
H 3 PO 4 (фосфорна кислота).
HClO 4 (перхлорна кислота).
Суперкислоти
Суперкислоти - це суміш сильної кислоти Бронстеда і сильної кислоти Льюїса. Після змішування вони утворюють складні структури, де, згідно з певними дослідженнями, Н + "стрибає" всередині них.
Їх корозійна сила така, що вони в мільярди разів сильніші за концентрований H 2 SO 4 . Вони використовуються для розтріскування великих молекул, присутніх у сирої нафті, у більш дрібні розгалужені молекули та мають велику додаткову економічну цінність.
-BF 3 / HF
-SbF 5 / HF
-SbF 5 / HSO 3 F
-CF 3 SO 3 H
Органічні кислоти
Органічні кислоти характеризуються тим, що мають одну або більше карбонових груп (COOH), і серед них є:
-Литна кислота (присутня у багатьох фруктах)
Яблучна кислота (із зелених яблук)
-Оцтова кислота (з комерційного оцту)
-Масляна кислота (з прогорклого масла)
-Тартанова кислота (з вин)
-І сімейство жирних кислот.
Список літератури
- Торренс H. Тверді і м'які кислоти та основи. . Взято з: depa.fquim.unam.mx
- Гельменстін, Анна Марі, к.т.н. (3 травня 2018 р.). Назви 10 звичайних кислот. Відновлено з: thinkco.com
- Шампанські нетторіали. Кислоти та основи: молекулярна структура та поведінка. Взято з: chem.wisc.edu
- Дезіел, Кріс. (27 квітня 2018 р.). Загальна характеристика кислот та основ. Наукові роботи. Відновлено: sciaching.com
- Пітсбургський центр суперкомп'ютерів (PSC). (25 жовтня 2000 р.). Відновлено з: psc.edu.