КИСЛОТЫ: ХАРАКТЕРИСТИКА И ПРИМЕРЫ - ХИМИЯ - 2025

Эти кислоты представляют собой соединение с высокой тенденцией протона жертвуя или принимать электронную пару. Существует множество определений (Bronsted, Arrhenius, Lewis), которые характеризуют свойства кислот, и каждое из них дополняется, чтобы создать глобальный образ этих типов соединений.

С вышеупомянутой точки зрения все известные вещества могут быть кислыми, однако только те, которые выделяются намного выше других, считаются таковыми. Другими словами: если вещество является чрезвычайно слабым донором протонов, например, по сравнению с водой, можно сказать, что это не кислота.

Уксусная кислота, слабая кислота, отдает протон (ион водорода, выделен зеленым) воде в равновесной реакции с образованием иона ацетата и иона гидроксония. Красный: кислород. Черный: карбон. Белый: водород.

В таком случае, что такое кислоты и их природные источники? Типичный пример их можно найти во многих фруктах, например, в цитрусовых. Лимонады обладают характерным ароматом благодаря лимонной кислоте и другим компонентам.

Язык может определять присутствие кислот, как и другие ароматизаторы. В зависимости от уровня кислотности этих соединений вкус становится более невыносимым. Таким образом, язык функционирует как органолептический измеритель концентрации кислот, в частности, концентрации иона гидроксония (H ₃ O ⁺ ).

С другой стороны, кислоты содержатся не только в пище, но и в живых организмах. Точно так же почвы содержат вещества, которые могут характеризовать их как кислые; так обстоит дело с алюминием и катионами других металлов.

Характеристики кислот

Какими характеристиками должно обладать соединение, согласно существующим определениям, чтобы считаться кислотным?

Он должен быть способен генерировать ионы H ⁺ и OH ^- путем растворения в воде (Аррениус), он должен очень легко отдавать протоны другим видам (Бренстед) или, наконец, он должен быть в состоянии принимать пару электронов, будучи отрицательно заряженными (Льюис).

Однако эти характеристики тесно связаны с химической структурой. Таким образом, научившись анализировать его, можно определить силу его кислотности или пары соединений, какое из двух является наиболее кислотным.

- Физические свойства

У кислот есть аромат, достойный лишнего, кислоты и их запах часто обжигают ноздри. Они представляют собой жидкости с липкой или маслянистой текстурой и обладают способностью менять цвет лакмусовой бумаги и метилового оранжевого на красный (Свойства кислот и оснований, SF).

- Возможность генерировать протоны

В 1923 году датский химик Йоханнес Николаус Бронстед и английский химик Томас Мартин Лоури представили теорию Бронстеда и Лоури, согласно которой любое соединение, способное переносить протон в любое другое соединение, является кислотой (Encyclopædia Britannica, 1998). Например, в случае соляной кислоты:

HCl → H ⁺ + Cl ^-

Теория Бронстеда и Лоури не объясняет кислотное поведение некоторых веществ. В 1923 году американский химик Гилберт Н. Льюис представил свою теорию, в которой под кислотой понимается любое соединение, которое в химической реакции способно соединять пару электронов, не общих в другой молекуле (Encyclopædia Britannica, 1998). ,

Таким образом, ионы, такие как Cu ²⁺ , Fe ²⁺ и Fe ^3+, обладают способностью связываться с парами свободных электронов, например, из воды, с образованием протонов следующим образом:

Cu ²⁺ + 2H ₂ O → Cu (OH) ₂ + 2H ⁺

- У них есть водород, бедный электронной плотностью

Для молекулы метана, CH ₄ , ни один из ее атомов водорода не является электронодефицитным. Это потому, что разница в электроотрицательностях углерода и водорода очень мала. Но если вы замените один из атомов водорода одним из фтора, то будет иметь заметное изменение дипольного момента: H ₂ FC- H .

H испытывает смещение своего электронного облака в сторону соседнего атома, связанного с F, что то же самое, δ + увеличивается. Опять же, если другой H заменяется другим F, тогда молекула становится HF ₂ C- H .

Теперь δ + еще больше, потому что два атома F, высокая степень электроотрицательной плотность электронов , которые удалят C, и этот последний , следовательно , к H . Если процесс замены продолжают , наконец , получил: F ₃ C- H .

В этой последней молекуле H , как следствие трех соседних атомов F, проявляется заметный электронный дефицит. Этот δ + не остается незамеченным для любого вида, достаточно богатого электронами, чтобы лишить этот H и, таким образом, F ₃ CH, чтобы он стал отрицательно заряженным:

F ₃ C– H +: N ^- (отрицательные частицы) => F ₃ C: ^- + H N

Вышеупомянутое химическое уравнение также можно рассматривать следующим образом: F ₃ CH отдает протон (H ⁺ , H, когда-то отделившийся от молекулы): N; или, F ₃ CH получает пару электронов от H, когда другая пара передается последнему от: N ^- .

- Константа силы или кислотности

Сколько F ₃ C: ^- присутствует в растворе? Или сколько молекул F ₃ CH может отдавать N кислый водород? Чтобы ответить на эти вопросы, необходимо определить концентрацию F ₃ C: ^- или H N и, используя математическое уравнение, установить численное значение, называемое константой кислотности, Ka.

Чем больше образуется молекул F ₃ C: ^- или HN, тем более кислым будет F ₃ CH и тем выше будет его Ka. Таким образом, Ka помогает количественно выяснить, какие соединения более кислые, чем другие; и точно так же он отбрасывает как кислоты те, у которых Ка имеет чрезвычайно малый порядок.

Некоторые Ka могут иметь значения около ^10-1 и ^10-5 , а другие - на миллионные доли меньше, например, ^10-15 и ^10-35 . Тогда можно сказать, что последние, имея указанные константы кислотности, являются чрезвычайно слабыми кислотами и как таковые могут быть отброшены.

Итак, какая из следующих молекул имеет самый высокий Ka: CH ₄ , CH ₃ F, CH ₂ F ₂ или CHF ₃ ? Ответ заключается в отсутствии электронной плотности δ + в их атомах водорода.

измерения

Но каковы критерии стандартизации измерений Ka? Его значение может сильно варьироваться в зависимости от того, какой вид получит H ⁺ . Например, если: N - сильное основание, Ka будет большим; но если, наоборот, это очень слабая база, Ка будет мала.

Измерения Ka производятся с использованием самого распространенного и самого слабого из всех оснований (и кислот): воды. В зависимости от степени донорства H ⁺ молекулам H ₂ O при 25ºC и давлении в одну атмосферу устанавливаются стандартные условия для определения констант кислотности для всех соединений.

Из этого следует набор таблиц констант кислотности для многих соединений, как неорганических, так и органических.

- Имеет очень устойчивые сопряженные основания

Кислоты имеют в своих химических структурах сильно электроотрицательные атомы или звенья (ароматические кольца), которые притягивают электронные плотности от окружающих водородов, таким образом заставляя их становиться частично положительными и реактивными по отношению к основанию.

Как только протоны отдают, кислота превращается в конъюгированное основание; то есть отрицательная разновидность, способная принимать H ⁺ или отдавать пару электронов. В примере молекулы CF ₃ H сопряженным основанием является CF ₃ ^- :

CF ₃ ^- + HN <=> CHF ₃ +: N ^-

Если CF ₃ ^- очень стабильное сопряженное основание, равновесие будет смещено больше влево, чем вправо. Кроме того, чем она стабильнее, тем более реакционной и кислой будет кислота.

Как узнать, насколько они стабильны? Все зависит от того, как они справятся с новым отрицательным зарядом. Если они могут эффективно делокализовать или рассеивать увеличивающуюся электронную плотность, она не будет доступна для использования при связывании с основанием H.

- У них может быть положительный заряд

Не все кислоты имеют электронодефицитные атомы водорода, но могут также иметь другие атомы, способные принимать электроны с положительным зарядом или без него.

Как это? Например, в трифториде бора, BF ₃ , у атома B отсутствует октет валентности, поэтому он может образовывать связь с любым атомом, который дает ему электронную пару. Если анион F ^- раунд, то в его окрестностях происходит следующая химическая реакция:

BF ₃ + F ^- => BF ₄ ^-

С другой стороны, свободные катионы металлов, такие как Al ³⁺ , Zn ²⁺ , Na ⁺ и т. Д., Считаются кислотами, поскольку они могут принимать дативные (координационные) связи богатых электронами частиц из окружающей их среды. Аналогичным образом они реагируют с ионами OH ^- с выделением в виде гидроксидов металлов:

Zn ²⁺ (водн.) + 2OH ^- (водн.) => Zn (OH) ₂ (s)

Все они известны как кислоты Льюиса, а те, которые отдают протоны, - кислоты Бренстеда.

- Их растворы имеют значение pH ниже 7

Рисунок: шкала pH.

Более конкретно, когда кислота растворяется в любом растворителе (который не нейтрализует ее в значительной степени), она образует растворы с pH ниже 3, хотя ниже 7 они считаются очень слабыми кислотами.

Это можно проверить с помощью кислотно-основного индикатора, такого как фенолфталеин, универсального индикатора или сока пурпурной капусты. Те соединения, которые меняют цвет на цвета, указанные для низкого pH, рассматриваются как кислоты. Это один из самых простых тестов для определения их наличия.

То же самое можно сделать, например, для разных образцов почвы из разных частей мира, таким образом определяя их значения pH, чтобы вместе с другими переменными характеризовать их.

И, наконец, все кислоты имеют кислый привкус, если они не настолько концентрированы, чтобы необратимо обжечь ткани языка.

- Возможность нейтрализовать базы

Аррениус в своей теории предполагает, что кислоты, будучи способными генерировать протоны, реагируют с гидроксилом оснований с образованием соли и воды следующим образом:

HCl + NaOH → NaCl + H ₂ O.

Эта реакция называется нейтрализацией и является основой аналитического метода, называемого титрованием (Брюс Махан, 1990).

Сильные кислоты и слабые кислоты

Кислоты подразделяются на сильные и слабые кислоты. Сила кислоты связана с ее константой равновесия, поэтому в случае кислот эти константы называются кислотными константами Ka.

Таким образом, сильные кислоты имеют большую кислотную константу, поэтому они имеют тенденцию к полной диссоциации. Примерами этих кислот являются серная кислота, соляная кислота и азотная кислота, кислотные константы которых настолько велики, что их невозможно измерить в воде.

С другой стороны, слабая кислота - это кислота, константа диссоциации которой мала, поэтому она находится в химическом равновесии. Примерами этих кислот являются уксусная кислота, молочная кислота и азотистая кислота, константы кислотности которых составляют порядка 10 ^-4 . На рисунке 1 показаны разные константы кислотности для разных кислот.

Рисунок 1: константы диссоциации кислоты.

Примеры кислот

Галогениды водорода

Все галогениды водорода являются кислотными соединениями, особенно при растворении в воде:

-HF (плавиковая кислота).

-HCl (соляная кислота).

-HBr (бромистоводородная кислота).

-HI (йодная кислота).

кислородсодержащих

Оксокислоты - это протонированные формы оксоанионов:

HNO ₃ (азотная кислота).

H ₂ SO ₄ (серная кислота).

H ₃ PO ₄ (фосфорная кислота).

HClO ₄ (хлорная кислота).

Супер кислоты

Суперкислоты представляют собой смесь сильной кислоты Бренстеда и сильной кислоты Льюиса. После смешивания они образуют сложные структуры, в которых, согласно некоторым исследованиям, H ⁺ "прыгает" внутри них.

Их коррозионная способность такова, что они в миллиарды раз сильнее концентрированной H ₂ SO ₄ . Они используются для расщепления больших молекул, присутствующих в сырой нефти, на более мелкие, разветвленные молекулы, что дает большую экономическую ценность.

-BF ₃ / HF

-SbF ₅ / HF

-SbF ₅ / HSO ₃ F

-CF ₃ SO ₃ H

Органические кислоты

Органические кислоты характеризуются наличием одной или нескольких карбоксильных групп (COOH), среди них:

-Лимонная кислота (присутствует во многих фруктах)

Яблочная кислота (из зеленых яблок)

-Уксусная кислота (из коммерческого уксуса)

-Масляная кислота (из прогорклого масла)

-Винная кислота (из вин)

-И семейство жирных кислот.

Ссылки

1. Торренс Х. Жесткие и мягкие кислоты и основания. , Взято с: depa.fquim.unam.mx
2. Хельменстин, Энн Мари, доктор философии. (3 мая 2018 г.). Названия 10 распространенных кислот. Получено с: thinkco.com
3. Chempages Netorials. Кислоты и основания: молекулярная структура и поведение. Взято с: chem.wisc.edu
4. Дезиел, Крис. (27 апреля 2018 г.). Общие характеристики кислот и оснований. Sciencing. Получено с: sciencing.com
5. Питтсбургский суперкомпьютерный центр (PSC). (25 октября 2000 г.). Получено с: psc.edu.