7 характеристик наиболее важных кислот



Некоторые из характеристики кислот более важными являются его физические свойства, его сила и способность нейтрализовать основы, среди прочего.

Кислоты - это химические вещества, способные отдавать ион гидрония (H3О+) или как его обычно называют протоном (H+), в водной среде или способные к образованию связей с гидроксид-ионами, или к любому веществу, способному принимать пару электронов. 

Они часто имеют общую формулу H-A, где H - протон, а "A" - общий термин, связанный с непротоновой кислотой..

Первоначально наши представления о кислотности пришли от древних греков, которые определяли вещества «горького вкуса» как oxein, который мутировал в латинском слове уксус, acetum, который позже стал "кислотой". 

Эти вещества не только имели горький вкус, но и обладали способностью менять цвет лакмусовой бумаги..

Теоретическое структурирование кислот началось, когда французский химик Антуан Лоран Лавуазье (1743-1796) обратил свое внимание на классификацию кислот и оснований. Его идея заключалась в том, что все кислоты содержат более или менее определенную «сущность», которая отвечает за их кислотность, а не просто разные.

К сожалению, Лавуазье ошибочно считал, что вещество oxein-генное это был, как он это назвал, атом кислорода. В начале 19-го века английский химик Хамфри Дэви (1778-1829) показал, что кислород не может быть ответственным за кислотность, потому что было много кислот, которые не содержали кислород (LESNEY, 2003).

Спустя десятилетия Юстус фон Либих (1803-1873) предложил идею кислотности, связанной с присутствием водорода. Ясность была доведена до поля, когда в 1890-х годах Сванте Август Аррениус (1859-1927) определил кислоты как «вещества, доставляющие катионы водорода в раствор» (Encyclopædia Britannica, 1998).

Основные характеристики кислот

1- Физические свойства

Кислоты имеют вкус, достойный избыточности, кислоты и их запах часто жгут ноздри.

Они представляют собой жидкости с липкой или масляной текстурой и способны изменять цвет лакмусовой бумаги и оранжевого от метилового до красного (Свойства кислот и основ, S.F.).

2- Способность генерировать протоны

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

HCl → H+ + Cl-

Теория Бренстеда и Лоури не объясняла кислотное поведение некоторых веществ. В 1923 году американский химик Гилберт Н. Льюис представляет свою теорию, согласно которой кислоту рассматривают как любое соединение, которое в химической реакции способно соединить пару электронов, не разделяемых в другой молекуле (Encyclopædia Britannica, 1998)..

Таким образом, ионы, такие как Cu2+, вера2+ и вера3+ у них есть возможность объединять пары свободных электронов, например, из воды, чтобы производить протоны следующим образом:

 Cu2+ + 2H2O → Cu (OH)2 + 2H+

3- Сила кислоты

Кислоты классифицируются как сильные кислоты и слабые кислоты. Сила кислоты связана с ее константой равновесия, поэтому в случае кислот указанные константы называются константами кислотности Ka.

Таким образом, сильные кислоты имеют большую константу кислотности, поэтому они имеют тенденцию полностью диссоциировать. Примерами этих кислот являются серная кислота, соляная кислота и азотная кислота, кислотные константы которых настолько велики, что ее невозможно измерить в воде.

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

4- рН менее 7

Шкала рН измеряет уровень щелочности или кислотности раствора. Шкала изменяется от нуля до 14. pH менее 7 является кислым. PH больше 7 является основным. Средняя точка 7 представляет нейтральный pH. Нейтральный раствор не является ни кислотным, ни щелочным.

Шкала рН получается в зависимости от концентрации Н+ в решении и обратно пропорционально ему. Кислоты, увеличивая концентрацию протонов, снижают рН раствора.

5- Способность нейтрализовать основания

Аррениус в своей теории предлагает, чтобы кислоты, способные генерировать протоны, реагировали с гидроксилами оснований с образованием соли и воды следующим образом:

HCl + NaOH → NaCl + H2О.

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

6- Снижение оксидной емкости

Учитывая его способность производить заряженные частицы, кислоты используются в качестве средства для переноса электронов в окислительно-восстановительных реакциях.

Кислоты также имеют тенденцию к усадке, поскольку они способны принимать свободные электроны. Кислоты содержат ионы Н+. Они имеют тенденцию брать электроны и образовывать газообразный водород.

2H+ +2e- → H2

Металлы не имеют жесткого контроля над своими электронами. Они покидают их без особой борьбы и образуют ионы металлов.

Вера → Вера2++2e-

Поэтому, когда вы кладете железный гвоздь в кислоту, ионы Н + они захватывают электроны из железа. Железо превращается в растворимые ионы железа2 +, и твердый металл постепенно исчезает. Реакция такова:

Fe + 2H+ → Вера2++ H2

Это известно как кислотная коррозия. Кислоты не только разъедают металлы, растворяя их, они также реагируют с органическими соединениями, такими как те, которые составляют клеточную мембрану.

Эта реакция обычно экзотермическая, которая вызывает сильные ожоги при контакте с кожей, поэтому с этим типом вещества следует обращаться осторожно. Рисунок 3 - код безопасности, когда вещество является коррозийным.

7- Кислотный катализ

Ускорение химической реакции путем добавления кислоты известно как кислотный катализ. Указанная кислота не расходуется в реакции.

Каталитическая реакция может быть специфической для кислоты, как в случае разложения сахарозы на глюкозу и фруктозы в серную кислоту, или она может быть общей для любой кислоты.

Механизм реакций, катализируемых кислотой и основанием, объясняется с точки зрения концепции кислот и оснований Бренстеда-Лоури как системы, в которой происходит первоначальный перенос протонов из кислотного катализатора в реагент (Encyclopædia Britannica, 1998)..

В общем, реакции, в которых участвует электрофил, катализируются в кислой среде, либо электрофильными добавлениями или заменами..

Примерами кислотного катализа являются нитрование бензола в присутствии серной кислоты (рис. 4а), гидратация этена с образованием этанола (рис. 4b), реакции этерификации (рис. 4c) и гидролиз сложных эфиров (рис. 4d) (Clark, 2013). ).

ссылки

  1. Брюс Махан, Р. М. (1990). Курс химического колледжа четвертое издание. Уилмингтон: Аддисон-Уэсли Ибероамерикана С.А..
  2. Кларк Дж. (2013, 20 декабря). Примеры кислотного катализа в органической химии. Получено с сайта chem.libretexts.org.
  3. Энциклопедия Британника. (1998, 20 июля). Кислотно-щелочной катализ. Восстановлено с britannica.com.
  4. Энциклопедия Британника. (1998, 21 декабря). Теория Аррениуса. Восстановлено с britannica.com.
  5. Энциклопедия Британника. (1998, 20 июля). Теория Бренстеда-лоури. Восстановлено с britannica.com.
  6. Энциклопедия Британника. (1998, 20 июля). Теория Льюиса. Восстановлено с britannica.com.
  7. ЛЕСНИ, М. С. (2003, март). Хроники химии. Основная история кислоты - от Аристотеля до Арнольда.. Получено с pubs.acs.org.
  8. Свойства кислот и оснований. (S.F.). Получено с sciencegeek.net.