- Характеристики та властивості оксакислоти
- Гідроксильні групи
- Центральний атом
- Сірка для сірчаної кислоти
- Кислотна міцність
- Як утворюються оксакислоти?
- Приклади навчання
- Металеві оксикислоти
- Номенклатура
- Розрахунок валентності
- Назвіть кислоту
- Приклади
- Оксакислоти групи галогенів
- Оксакислоти групи VIA
- Оксикислоти бору
- Вуглекислі оксикислоти
- Оксикислоти хрому
- Оксикислоти кремнію
- Список літератури
Oxacid або оксокислот є потрійний кислотою складається з водню, кисню і неметаллического елемента , який утворює так званий центральний атом. Залежно від кількості атомів кисню, а отже, і станів окислення неметалічного елемента, можуть утворюватися різні оксикислоти.
Ці речовини суто неорганічні; однак вуглець може утворювати одну з найвідоміших оксикислот: вуглекислоту, H 2 CO 3 . Як показує лише його хімічна формула, вона має три О, один С і два атоми Н.
Джерело: Pxhere
Два атоми Н 2 CO 3 вивільняються у навколишнє середовище як Н + , що пояснює його кислотні характеристики. Нагрівання водного розчину вуглекислоти виділить газ.
Цей газ - це вуглекислий газ, CO 2 , неорганічна молекула, яка виникає при спалюванні вуглеводнів та клітинному диханні. Якщо CO 2 буде повернутий у ємність з водою, H 2 CO 3 перетвориться; тому оксокислота утворюється, коли певна речовина реагує з водою.
Ця реакція спостерігається не лише для CO 2 , але й для інших неорганічних ковалентних молекул, званих оксидами кислоти.
Оксакислоти мають величезну кількість застосувань, які важко описати загалом. Її застосування значно залежатиме від центрального атома та кількості оксигенів.
Їх можна використовувати від сполук для синтезу матеріалів, добрив і вибухових речовин, до аналітичних цілей або виробництва безалкогольних напоїв; Як і вуглекислота та фосфорна кислота, H 3 PO 4 , що входить до складу цих напоїв.
Характеристики та властивості оксакислоти
Джерело: Габріель Болівар
Гідроксильні групи
Загальна формула HEO для оксикислот показана на зображенні вище. Як видно, у ньому є водень (Н), кисень (О) та центральний атом (Е); який у випадку вуглекислоти - це вуглець, С.
Водень в оксикислотах зазвичай приєднується до атома кисню, а не до центрального атома. Фосфорна кислота, H 3 PO 3 , являє собою окремий випадок, коли один з водню пов'язаний з атомом фосфору; тому її структурна формула найкраще представлена як (OH) 2 OPH.
У той час як для азотної кислоти HNO 2 має кістяк HON = O, тому вона має гідроксильну групу (OH), яка дисоціює, щоб виділити водень.
Отже, однією з основних характеристик оксакислоти є не тільки те, що в ньому є кисень, але і в тому, що він також присутній як група ОН.
З іншого боку, деякі оксикислоти мають те, що називається оксогрупою, E = O. Що стосується фосфорної кислоти, то вона має оксогрупу, P = O. Їм не вистачає атомів Н, тому вони не "відповідають" за кислотність.
Центральний атом
Центральний атом (Е) може бути або не бути електронегативним елементом, залежно від його розташування в блоці p періодичної таблиці. З іншого боку, кисень, елемент, дещо більш електронегативний, ніж азот, притягує електрони зі зв’язку ОН; таким чином дозволяючи вивільняти іон Н + .
Тому E пов'язаний з групами ОН. При виділенні іона Н + відбувається іонізація кислоти; тобто він набуває електричного заряду, який у його випадку є негативним. Оксакислота може вивільнити стільки іонів Н +, скільки в її структурі є групи ОН; і чим більше їх, тим більше негативний заряд.
Сірка для сірчаної кислоти
Сірчана кислота, поліпротична, має молекулярну формулу H 2 SO 4 . Цю формулу можна також записати так: (OH) 2 SO 2 , щоб підкреслити, що сірчана кислота має дві гідроксильні групи, приєднані до сірки, її центральним атомом.
Реакції його іонізації:
H 2 SO 4 => H + + HSO 4 -
Потім другий Н + вивільняється з залишкової групи ОН, повільніше, поки не може встановити рівновагу:
HSO 4 - <=> H + + SO 4 2–
Друга дисоціація є більш важкою, ніж перша, оскільки позитивний заряд (Н + ) повинен бути відокремлений від подвійно негативного заряду (SO 4 2- ).
Кислотна міцність
Сила майже всіх оксикислот, які мають однаковий центральний атом (не метал), збільшується зі збільшенням стану окислення центрального елемента; що, в свою чергу, безпосередньо пов'язане зі збільшенням кількості атомів кисню.
Наприклад, показано три серії оксикислот, сили кислотності яких впорядковані від найменших до найбільших:
H 2 SO 3 <H 2 SO 4
HNO 2 <HNO 3
HClO <HClO 2 <HClO 3 <HClO 4
У більшості оксикислот, які мають різні елементи з однаковим станом окислення, але належать до однієї групи в періодичній таблиці, кислотна сила збільшується безпосередньо з електронегативністю центрального атома:
H 2 SeO 3 <H 2 SO 3
H 3 PO 4 <HNO 3
HBrO 4 <HClO 4
Як утворюються оксакислоти?
Як було сказано на початку, оксакислоти утворюються, коли певні речовини, звані оксидами кислот, реагують з водою. Це буде пояснено, використовуючи той же приклад для вуглекислоти.
CO 2 + H 2 O <=> H 2 CO 3
Кислотний оксид + вода => оксикис
Що відбувається, так це те, що молекула H 2 O ковалентно зв'язується з молекулою CO 2 . Якщо вода видаляється теплом, рівновага переходить до регенерації CO 2 ; тобто гаряча сода втратить своє шипуче відчуття раніше, ніж холодна.
З іншого боку, кислотні оксиди утворюються, коли неметалічний елемент вступає в реакцію з водою; хоча, точніше, коли реагуючий елемент утворює оксид з ковалентним характером, розчинення якого у воді генерує іони Н + .
Вже сказано, що іони Н + є продуктом іонізації оксикислоти, що утворюється.
Приклади навчання
Оксид хлору, Cl 2 O 5 , реагує з водою, отримуючи хлорну кислоту:
Cl 2 O 5 + H 2 O => HClO 3
Сірчистий оксид SO 3 реагує з водою з утворенням сірчаної кислоти:
SO 3 + H 2 O => H 2 SO 4
І періодичний оксид I 2 O 7 реагує з водою з утворенням періодичної кислоти:
I 2 O 7 + H 2 O => HIO 4
Крім цих класичних механізмів утворення оксакислот, існують і інші реакції з тією ж метою.
Наприклад, трихлорид фосфору, PCl 3 , реагує з водою з утворенням фосфорної кислоти, оксакислоти та соляної кислоти, соляної кислоти.
PCl 3 + 3H 2 O => H 3 PO 3 + HCl
А фосфорний пентахлорид, PCl 5 , реагує з водою, отримуючи фосфорну кислоту і соляну кислоту.
PCl 5 + 4 H 2 O => H 3 PO 4 + HCl
Металеві оксикислоти
Деякі перехідні метали утворюють кислотні оксиди, тобто вони розчиняються у воді з отриманням оксикислот.
Найбільш поширеними прикладами є оксид марганцю (VII) (пермангановий безводний) Mn 2 O 7 та оксид хрому (VI).
Mn 2 O 7 + H 2 O => HMnO 4 (перманганова кислота)
CrO 3 + H 2 O => H 2 CrO 4 (хромова кислота)
Номенклатура
Розрахунок валентності
Щоб правильно назвати оксикислоту, ми повинні почати з визначення валентного чи окислювального центрального атома E. Починаючи із загальної формули HEO, розглядається наступне:
-О має валентність -2
-Валентність Н дорівнює +1
Зважаючи на це, оксакислота HEO є нейтральною, тому сума зарядів валентностей повинна дорівнювати нулю. Таким чином, ми маємо таку алгебраїчну суму:
-2 + 1 + Е = 0
E = 1
Тому валентність Е дорівнює +1.
Тоді ми повинні вдатися до можливих валентностей, які може мати Е. Якщо значення +1, +3 і +4 є серед його валентностей, то E «працює» з найнижчою валентністю.
Назвіть кислоту
Для того, щоб назвати HEO, ви почнете називати його кислотою, а потім - ім'ям E із суфіксами –ico, якщо ви працюєте з найбільшою валентністю, або –окрім, якщо ви працюєте з найнижчою валентністю. Якщо їх три чи більше, префікси гіпо- та пер- використовуються для позначення найменших та найбільших валентностей.
Таким чином, ВПО буде називатися:
Hypo кислота (Е ім'я) ведмідь
Оскільки +1 - найменша з трьох його валентностей. І якби це HEO 2 , то E мав би валентність +3 і називався б:
Кислота (назва E) ведмідь
Так само і для HEO 3 , причому E працює з валентністю +5:
Кислота (назва E) ico
Приклади
Нижче згадується ряд оксикислот з відповідними номенклатурами.
Оксакислоти групи галогенів
Галогени втручаються, утворюючи оксакислоти з валентностями +1, +3, +5 і +7. Хлор, бром та йод можуть утворювати 4 типи оксикислот, що відповідають цим валентностям. Але єдиною оксакислотою, яка була виготовлена з фтору, є гіпофторокислота (HOF), яка нестабільна.
Коли оксакислота групи використовує валентність +1, вона називається так: гіпохлорна кислота (HClO); гіпобромна кислота (HBrO); гіпойодинова кислота (HIO); гіпофторокислота (HOF).
З валентністю +3 не використовується префікс, а використовується лише суфікс. Є кислоти хлорні (HClO 2 ), бромові (HBrO 2 ) та йодні (HIO 2 ).
З валентністю +5 не використовується префікс, а використовується лише суфікс ico. Існують хлорна (HClO 3 ), бромна (HBrO 3 ) та йодна (HIO 3 ) кислоти .
Під час роботи з валентністю +7 використовується префікс per і суфікс ico. Існують перхлорна (HClO 4 ), пербромна (HBrO 4 ) та періодична (HIO 4 ) кислоти .
Оксакислоти групи VIA
Неметалічні елементи цієї групи мають -2, +2, +4 та +6 як найбільш поширені валентності, утворюючи три оксакислоти в найвідоміших реакціях.
При валентності +2 використовується префікс гикавка і суфікс-ведмідь. Існують кислоти гіпосульфурові (H 2 SO 2 ), гіпоелегенні (H 2 SeO 2 ) і гіпотелюрозні (H 2 TeO 2 ).
З валентністю +4 не використовується префікс, а суфікс - ведмідь. Існують сірчані кислоти (H 2 SO 3 ), селенозні (H 2 SeO 3 ) і телурові (H 2 TeO 3 ).
А коли вони працюють з валентністю + 6, не використовується префікс і використовується суфікс ico. Існують сірчані кислоти (H 2 SO 4 ), селенова (H 2 SeO 4 ) і телуру (H 2 TeO 4 ).
Оксикислоти бору
Бор має валентність +3. Існують метаболічні кислоти (HBO 2 ), піроборні (H 4 B 2 O 5 ) та ортоборні (H 3 BO 3 ). Різниця полягає в кількості води, яка реагує з борним оксидом.
Вуглекислі оксикислоти
У вуглецю є валентності +2 та +4. Приклади: з валентністю +2, вуглекислотою (H 2 CO 2 ), а з валентністю +4, вуглекислотою (H 2 CO 3 ).
Оксикислоти хрому
Хром має валентності +2, +4 та +6. Приклади: з валентністю 2, гіпохромна кислота (H 2 CrO 2 ); з валентністю 4, хромова кислота (H 2 CrO 3 ); а з валентністю 6 - хромова кислота (H 2 CrO 4 ).
Оксикислоти кремнію
Кремній має валентності -4, +2 та +4. У вас металінова кислота (H 2 SiO 3 ) і піросилінова кислота (H 4 SiO 4 ). Зауважимо, що в обох Si має валентність +4, але різниця полягає в кількості молекул води, які вступили в реакцію з її оксидом кислоти.
Список літератури
- Віттен, Девіс, Пек і Стенлі. (2008). Хімія. (8-е видання). CENGAGE Навчання.
- Редактор. (6 березня 2012 р.). Складання та номенклатура оксикислот. Відновлено з: si-educa.net
- Вікіпедія. (2018). Оксикислота. Відновлено з: en.wikipedia.org
- Стівен С. Зумдах. (2019). Оксикислота. Encyclopædia Britannica. Відновлено: britannica.com
- Гельменстін, Анна Марі, к.т.н. (31 січня 2018 р.). Поширені оксокислотні сполуки. Відновлено з: thinkco.com