Кислота представляет собой молекулу или ион , способной отдавать протон (ион водорода Н + ) (а Бренстеда-Лоури кислоты ), или, альтернативно, способную образовывать ковалентную связь с электронной парой (а кислоты Льюиса ). [1]
К первой категории кислот относятся доноры протонов, или кислоты Бренстеда – Лоури . В частном случае водных растворов доноры протонов образуют ион гидроксония H 3 O + и известны как кислоты Аррениуса . Бренстед и Лоури обобщили теорию Аррениуса на неводные растворители. Кислота Бренстеда или Аррениуса обычно содержит атом водорода, связанный с химической структурой, которая остается энергетически выгодной после потери H + .
Водные кислоты Аррениуса обладают характерными свойствами, которые обеспечивают практическое описание кислоты. [2] Кислоты образуют водные растворы с кислым вкусом, могут окрашиваться в синий лакмусовый красный цвет и реагировать с основаниями и некоторыми металлами (например, кальцием ) с образованием солей . Слово кислота происходит от латинского acidus / acēre , что означает «кислый». [3] Водный раствор кислоты имеет pH менее 7 и в просторечии также упоминается как «кислота» (как в «растворенном в кислоте»), в то время как строгое определение относится только к растворенному веществу . [1]Более низкий pH означает более высокую кислотность и, следовательно, более высокую концентрацию положительных ионов водорода в растворе . Химические вещества или вещества, обладающие свойствами кислоты, называются кислотными .
Обычные водные кислоты включают соляную кислоту (раствор хлористого водорода, который содержится в желудочной кислоте в желудке и активирует пищеварительные ферменты ), уксусную кислоту (уксус представляет собой разбавленный водный раствор этой жидкости), серную кислоту (используется в автомобильных аккумуляторах ), и лимонная кислота (содержится в цитрусовых). Как показывают эти примеры, кислоты (в просторечии) могут быть растворами или чистыми веществами и могут быть производными кислот (в строгом [1] смысле), которые являются твердыми телами, жидкостями или газами. Сильные кислоты и некоторые концентрированные слабые кислоты вызывают коррозию., но есть исключения, такие как карбораны и борная кислота .
Вторая категория кислот - кислоты Льюиса , которые образуют ковалентную связь с электронной парой. Примером является трифторид бора (BF 3 ), атом бора которого имеет свободную орбиталь, которая может образовывать ковалентную связь, разделяя неподеленную пару электронов на атоме основания, например атоме азота в аммиаке (NH 3 ). Льюис рассматривал это как обобщение определения Бренстеда, так что кислота - это химическая разновидность, которая принимает электронные пары либо напрямую, либо путем высвобождения протонов (H +) в раствор, который затем принимает электронные пары. Однако хлористый водород, уксусная кислота и большинство других кислот Бренстеда – Лоури не могут образовывать ковалентную связь с электронной парой и, следовательно, не являются кислотами Льюиса. [4] И наоборот, многие кислоты Льюиса не являются кислотами Аррениуса или Бренстеда-Лоури. В современной терминологии под кислотой подразумевается кислота Бренстеда, а не кислота Льюиса, поскольку химики почти всегда называют кислоту Льюиса явно кислотой Льюиса . [4]
Определения и понятия [ править ]
Современные определения касаются основных химических реакций, общих для всех кислот.
Большинство кислот, встречающихся в повседневной жизни, представляют собой водные растворы или могут растворяться в воде, поэтому определения Аррениуса и Бренстеда-Лоури являются наиболее подходящими.
Определение Бренстеда-Лоури - наиболее широко используемое определение; если не указано иное, предполагается, что кислотно-основные реакции включают перенос протона (H + ) от кислоты к основанию.
Ионы гидроксония являются кислотами согласно всем трем определениям. Хотя спирты и амины могут быть кислотами Бренстеда-Лоури, они также могут функционировать как основания Льюиса из-за неподеленных пар электронов на их атомах кислорода и азота.
Кислоты Аррениуса [ править ]
В 1884 году Сванте Аррениус приписал свойства кислотности ионам водорода (H + ), позже описанным как протоны или гидроны . Аррениус кислота представляет собой вещество , которое при добавлении к воде, увеличивает концентрацию H + ионов в воде. [4] [5] Обратите внимание, что химики часто пишут H + ( aq ) и ссылаются на ион водорода при описании кислотно-основных реакций, но свободное ядро водорода, протон , не существует отдельно в воде, оно существует как ион гидроксония. (H 3 O +) или другие формы (H 5 O 2 + , H 9 O 4 + ). Таким образом, кислоту Аррениуса можно также описать как вещество, которое увеличивает концентрацию ионов гидроксония при добавлении в воду. Примеры включают молекулярные вещества, такие как хлористый водород и уксусная кислота.
Основание Аррениуса , с другой стороны, представляет собой вещество, которое увеличивает концентрацию гидроксид (ОН - ) ионов при растворении в воде. Это снижает концентрацию гидроксония, поскольку ионы реагируют с образованием молекул H 2 O:
H 3 O+
(водн.) + ОН-
(водн.)⇌ H 2 O (л) + H 2 O (л)
Из-за этого равновесия любое увеличение концентрации гидроксония сопровождается уменьшением концентрации гидроксида. Таким образом, можно сказать, что кислота Аррениуса снижает концентрацию гидроксида, а основание Аррениуса увеличивает ее.
В кислом растворе концентрация ионов гидроксония превышает 10-7 моль на литр. Поскольку pH определяется как отрицательный логарифм концентрации ионов гидроксония, кислотные растворы, таким образом, имеют pH менее 7.
Кислоты Бренстеда – Лоури[ редактировать ]
Хотя концепция Аррениуса полезна для описания многих реакций, она также весьма ограничена по своему объему. В 1923 году химики Йоханнес Николаус Бронстед и Томас Мартин Лоури независимо друг от друга признали, что кислотно-основные реакции включают перенос протона. Бренстеда-Лоури кислота (или просто Бренстеда кислота) представляет собой вид , который жертвует протон к базе Бренстеда-Лоури. [5] Кислотно-основная теория Бренстеда-Лоури имеет несколько преимуществ перед теорией Аррениуса. Рассмотрим следующие реакции уксусной кислоты (CH 3 COOH), органической кислоты, которая придает уксусу характерный вкус:
- CH
3COOH + H
2O ⇌ CH
3COO-
+ H
3О+ - CH
3COOH + NH
3⇌ CH
3COO-
+ NH+
4
Обе теории легко описывают первую реакцию: CH 3 COOH действует как кислота Аррениуса, потому что он действует как источник H 3 O + при растворении в воде, и он действует как кислота Бренстеда, отдавая протон воде. Во втором примере CH 3 COOH претерпевает такое же превращение, в данном случае отдавая протон аммиаку (NH 3 ), но это не относится к аррениусовскому определению кислоты, потому что реакция не дает гидрокония. Тем не менее, CH 3 COOH является кислотой Аррениуса и кислотой Бренстеда-Лоури.
Теория Бренстеда-Лоури может использоваться для описания реакций молекулярных соединений в неводном растворе или в газовой фазе. Хлористый водород (HCl) и аммиак объединяются в нескольких различных условиях с образованием хлорида аммония NH 4 Cl. В водном растворе HCl ведет себя как соляная кислота и существует в виде ионов гидроксония и хлорида. Следующие реакции иллюстрируют ограниченность определения Аррениуса:
- H 3 O+
(водн.) + Cl-
(водн.)+ NH 3 → Cl-
(водн.) + NH+
4(водн.) + H 2 O - HCl (бензол) + NH 3 (бензол) → NH 4 Cl (т)
- HCl (г) + NH 3 (г) → NH 4 Cl (т)
Как и в случае реакций с уксусной кислотой, оба определения работают для первого примера, где вода является растворителем, а ион гидроксония образуется растворенным веществом HCl. Следующие две реакции не связаны с образованием ионов, но по-прежнему являются реакциями с переносом протона. Во второй реакции хлористый водород и аммиак (растворенный в бензоле ) реагируют с образованием твердого хлорида аммония в бензольном растворителе, а в третьей газообразной HCl и NH 3 объединяются с образованием твердого вещества.
Кислоты Льюиса [ править ]
Третья, лишь частично связанная концепция была предложена в 1923 году Гилбертом Н. Льюисом , которая включает реакции с кислотно-основными характеристиками, не включающие перенос протона. Кислота Льюиса представляет собой вид , который принимает пару электронов из другого вида; другими словами, это акцептор электронной пары. [5] Кислотно-основные реакции Бренстеда - это реакции переноса протона, а кислотно-основные реакции Льюиса - это перенос электронных пар. Многие кислоты Льюиса не являются кислотами Бренстеда-Лоури. Сравните, как следующие реакции описаны с точки зрения кислотно-щелочной химии:
В первой реакции а фторид ион , F - , отдает собой электронную пару к трифториду бора с образованием продукта тетрафторбората . Фторид «теряет» пару валентных электронов, потому что электроны, общие для связи B-F, расположены в области пространства между двумя атомными ядрами и, следовательно, более удалены от фторидного ядра, чем они находятся в одиночном фторид-ионе. BF 3является кислотой Льюиса, потому что она принимает электронную пару от фторида. Эта реакция не может быть описана в рамках теории Бренстеда, поскольку отсутствует перенос протона. Вторую реакцию можно описать с помощью любой теории. Протон переносится от неуказанной кислоты Бренстеда на аммиак, основание Бренстеда; в качестве альтернативы аммиак действует как основание Льюиса и передает неподеленную пару электронов, образуя связь с ионом водорода. Типом, который получает электронную пару, является кислота Льюиса; например, атом кислорода в H 3 O + получает пару электронов, когда одна из связей H-O разрывается и электроны, общие для связи, локализуются на кислороде. В зависимости от контекста кислоту Льюиса также можно описать как окислитель или электрофил.. Органические кислоты Бренстеда, такие как уксусная, лимонная или щавелевая кислота, не являются кислотами Льюиса. [4] Они диссоциируют в воде с образованием кислоты Льюиса, H + , но в то же время также дают равное количество основания Льюиса (ацетат, цитрат или оксалат, соответственно, для упомянутых кислот). В этой статье рассматриваются в основном кислоты Бренстеда, а не кислоты Льюиса.
Диссоциация и равновесие [ править ]
Реакции кислот часто обобщены в виде HA ⇌ H + + A - , где HA представляет кислоту и A - это сопряженное основание . Эта реакция называется протолизом . Протонированная форма (НА) кислоты также иногда называется свободной кислотой . [6]
Пары конъюгата кислота-основание различаются на один протон и могут быть взаимно преобразованы путем добавления или удаления протона ( протонирование и депротонирование соответственно). Обратите внимание, что кислота может быть заряженной разновидностью, а основание конъюгата может быть нейтральным, и в этом случае обобщенная схема реакции может быть записана как HA + ⇌ H + + A. В растворе существует равновесие между кислотой и ее сопряженным основанием. Константа равновесия K является выражением равновесных концентраций молекул или ионов в растворе. Скобки обозначают концентрацию, например [H 2 O] означает концентрацию H 2 O.. Константа кислотной диссоциации K a обычно используется в контексте кислотно-основных реакций. Числовое значение K a равно произведению концентраций продуктов, деленных на концентрацию реагентов, где реагентом является кислота (HA), а продуктами являются сопряженное основание и H + .
Более сильная из двух кислот будет иметь более высокий K a, чем более слабая кислота; отношение ионов водорода к кислоте будет выше для более сильной кислоты, поскольку более сильная кислота имеет большую тенденцию терять свой протон. Поскольку диапазон возможных значений для K a охватывает много порядков величины, чаще используется более управляемая константа, p K a , где p K a = -log 10 K a . Более сильные кислоты имеют меньшее значение p K a, чем более слабые кислоты. Экспериментально определенное p K a при 25 ° C в водном растворе часто цитируется в учебниках и справочных материалах.
Номенклатура [ править ]
Кислоты Аррениуса названы в соответствии с их анионами . В классической системе именования ионный суффикс опускается и заменяется новым суффиксом в соответствии со следующей таблицей. Приставка «гидро-» используется, когда кислота состоит только из водорода и еще одного элемента. Например, в качестве аниона HCl используется хлорид , поэтому используется префикс «гидро», а суффикс «-ид» заставляет название принимать форму соляная кислота .
Классическая система именования:
Приставка аниона | Суффикс аниона | Кислотный префикс | Кислотный суффикс | Пример |
---|---|---|---|---|
на | съел | на | ледяная кислота | хлорная кислота (HClO 4 ) |
съел | ледяная кислота | хлорная кислота (HClO 3 ) | ||
ите | летучая кислота | хлористая кислота (HClO 2 ) | ||
гипо | ите | гипо | летучая кислота | хлорноватистая кислота (HClO) |
язь | гидро | ледяная кислота | соляная кислота (HCl) |
В системе наименований ИЮПАК слово «водный» просто добавляется к названию ионного соединения. Таким образом, для хлористого водорода в качестве раствора кислоты ИЮПАК называет водный хлористый водород.
Кислотная сила [ править ]
Сила кислоты относится к ее способности или тенденции терять протон. Сильная кислота - это кислота, которая полностью диссоциирует в воде; другими словами, один моль сильной кислоты HA растворяется в воде, давая один моль H + и один моль сопряженного основания, A - , и ни одной протонированной кислоты HA. Напротив, слабая кислота только частично диссоциирует, и в состоянии равновесия и кислота, и сопряженное основание находятся в растворе. Примерами сильных кислот являются соляная кислота (HCl), иодистоводородная кислота (HI), бромистоводородная кислота (HBr), хлорная кислота (HClO 4 ), азотная кислота (HNO 3).) и серной кислоты (H 2 SO 4 ). В воде каждый из них ионизируется на 100%. Чем сильнее кислота, тем легче она теряет протон H + . Двумя ключевыми факторами, которые способствуют легкости депротонирования, являются полярность связи H-A и размер атома A, который определяет прочность связи H-A. Сила кислоты также часто обсуждается с точки зрения стабильности конъюгированного основания.
Более сильные кислоты имеют большую кислоты константы диссоциации , K A и более отрицательный р К а , чем слабые кислоты.
Сульфоновые кислоты, которые являются органическими оксикислотами, относятся к классу сильных кислот. Типичным примером является толуолсульфоновая кислота (тозиловая кислота). В отличие от самой серной кислоты, сульфоновые кислоты могут быть твердыми. Фактически, полистирол, функционализированный в полистиролсульфонат, представляет собой твердый сильно кислый пластик, который фильтруется.
Суперкислоты - это кислоты, более сильные, чем 100% -ная серная кислота. Примерами суперкислоты являются фторантимоновая кислота , магическая кислота и хлорная кислота . Суперкислоты могут постоянно протонировать воду с образованием ионных кристаллических «солей» гидроксония . Они также могут количественно стабилизировать карбокатионы .
В то время как K a измеряет силу кислотного соединения, сила водного раствора кислоты измеряется pH, который является показателем концентрации гидроксония в растворе. PH простого раствора кислотного соединения в воде определяется разбавлением соединения и K a соединения .
Сила кислоты Льюиса в неводных растворах [ править ]
Кислоты Льюиса были классифицированы в модели ECW, и было показано, что не существует одного порядка концентраций кислот. [7] Относительная сила акцептора кислот Льюиса по отношению к ряду оснований по сравнению с другими кислотами Льюиса может быть проиллюстрирована графиками CB . [8] [9] Было показано, что для определения порядка силы кислоты Льюиса необходимо учитывать по крайней мере два свойства. Для качественной теории HSAB Пирсона двумя свойствами являются твердость и прочность, в то время как для количественной модели ECW Драго эти два свойства - электростатические и ковалентные.
Химические характеристики [ править ]
Монопротовые кислоты [ править ]
Монопротонные кислоты, также известные как одноосновные кислоты, представляют собой те кислоты, которые могут отдавать один протон на молекулу в процессе диссоциации (иногда называемой ионизацией), как показано ниже (обозначено HA):
- HA (водн.) + H 2 O (l) ⇌ H 3 O+
(водн.) + А-
(водн.) К а
Обычные примеры монопротоновых кислот в минеральных кислотах включают соляную кислоту (HCl) и азотную кислоту (HNO 3 ). С другой стороны, для органических кислот этот термин в основном указывает на присутствие одной группы карбоновой кислоты, и иногда эти кислоты известны как монокарбоновые кислоты. Примеры органических кислот включают муравьиную кислоту (HCOOH), уксусную кислоту (CH 3 COOH) и бензойную кислоту (C 6 H 5 COOH).
Полипротонные кислоты [ править ]
Полипротонные кислоты, также известные как многоосновные кислоты, способны отдавать более одного протона на молекулу кислоты, в отличие от монопротонных кислот, которые отдают только один протон на молекулу. Конкретные типы полипротонных кислот имеют более конкретные названия, такие как дипротонная (или двухосновная) кислота (два потенциальных протона для донорства) и трипротонная (или трехосновная) кислота (три потенциальных протона для передачи).
Дипротоновая кислота (здесь обозначается H 2 A) может подвергнуться одной или двум диссоциациям в зависимости от pH. Каждая диссоциация имеет свою константу диссоциации K a1 и K a2 .
- H 2 A (водн.) + H 2 O (l) ⇌ H 3 O+
(водн.) + HA-
(водн.) К а1 - HA-
(водн.)+ H 2 O (л) ⇌ H 3 O+
(водн.) + А2−
(водн.) К а2
Первая константа диссоциации обычно больше второй; т.е. K a1 > K a2 . Например, серная кислота (H 2 SO 4 ) может отдавать один протон с образованием бисульфат- аниона (HSO-
4), для которой K a1 очень велико; затем он может отдать второй протон с образованием сульфат- аниона (SO2-
4), где K a2 - это промежуточная прочность. Большой K a1 для первой диссоциации делает серную кислоту сильной. Аналогичным образом слабая нестабильная угольная кислота (H 2 CO 3 ) может потерять один протон с образованием бикарбонатного аниона (HCO-
3) и теряют секунду на образование карбонат- аниона (CO2-
3). Оба значения K a малы, но K a1 > K a2 .
Трипротонная кислота (H 3 A) может подвергаться одной, двум или трем диссоциациям и имеет три константы диссоциации, где K a1 > K a2 > K a3 .
- H 3 A (водн.) + H 2 O (l) ⇌ H 3 O+
(водн.)+ H 2 А-
(водн.) К а1 - H 2 А-
(водн.)+ H 2 O (л) ⇌ H 3 O+
(водн.) + HA2−
(водн.) К а2 - HA2−
(водн.)+ H 2 O (л) ⇌ H 3 O+
(водн.) + А3−
(водн.) К а3
Неорганическое примером triprotic кислоты является ортофосфорная кислота (Н 3 РО 4 ), как правило , просто называют фосфорной кислоты . Все три протона могут быть последовательно потеряны с образованием H 2 PO-
4, то HPO2-
4, и, наконец, ПО3-
4ортофосфат-ион, обычно называемый просто фосфатом . Даже если положения трех протонов в исходной молекуле фосфорной кислоты эквивалентны, последовательные значения K a различаются, поскольку энергетически менее выгодно терять протон, если сопряженное основание заряжено более отрицательно. Органический пример triprotic кислоты является лимонной кислотой , которая может последовательно потерять три протона , чтобы окончательно сформировать цитрат - ион.
Хотя последующая потеря каждого иона водорода менее благоприятна, все конъюгированные основания присутствуют в растворе. Можно рассчитать фракционную концентрацию α (альфа) для каждого вида. Например, обычная дипротоновая кислота будет генерировать в растворе 3 вида: H 2 A, HA - и A 2- . Дробные концентрации могут быть рассчитаны, как показано ниже, если заданы либо pH (который может быть преобразован в [H + ]), либо концентрации кислоты со всеми ее сопряженными основаниями:
График зависимости этих фракционных концентраций от pH для данных K 1 и K 2 известен как график Бьеррума . В приведенных выше уравнениях наблюдается закономерность, которая может быть расширена до общей n- протонной кислоты, которая была депротонирована i- раз:
где K 0 = 1, а другие K-члены представляют собой константы диссоциации кислоты.
Нейтрализация [ править ]
Нейтрализация - это реакция между кислотой и основанием с образованием соли и нейтрализованного основания; например, соляная кислота и гидроксид натрия образуют хлорид натрия и воду:
- HCl (водн.) + NaOH (вод.) → H 2 O (l) + NaCl (водн.)
Нейтрализация является основой титрования , где индикатор pH показывает точку эквивалентности, когда эквивалентное количество молей основания было добавлено к кислоте. Часто ошибочно полагают, что нейтрализация должна привести к получению раствора с pH 7,0, что имеет место только в случае аналогичной силы кислоты и основания во время реакции.
Нейтрализация основанием более слабым, чем кислота, приводит к получению слабокислой соли. Примером является слабокислый хлорид аммония , который получают из сильнокислого хлористого водорода и слабого основного аммиака . И наоборот, нейтрализация слабой кислоты сильным основанием дает слабощелочную соль, например фторид натрия из фтороводорода и гидроксида натрия .
Равновесие слабая кислота – слабое основание [ править ]
Для того, чтобы протонированная кислота потеряла протон, pH системы должен подняться выше p K a кислоты. Уменьшение концентрации H + в этом основном растворе смещает равновесие в сторону конъюгированной основной формы (депротонированной формы кислоты). В растворах с более низким pH (более кислых) концентрация H + в растворе достаточно высока, чтобы кислота оставалась в протонированной форме.
Растворы слабых кислот и солей их сопряженных оснований образуют буферные растворы .
Титрование [ править ]
Для определения концентрации кислоты в водном растворе обычно проводят кислотно-основное титрование. Раствор сильного основания с известной концентрацией, обычно NaOH или KOH, добавляют для нейтрализации раствора кислоты в соответствии с изменением цвета индикатора при добавлении количества основания. [10] Кривая титрования кислоты, титрованной основанием, имеет две оси: объем основания на оси абсцисс, а значение pH раствора - на оси ординат. PH раствора всегда повышается по мере добавления основания в раствор.
Пример: дипротовая кислота [ править ]
Для каждой кривой титрования дипротоновой кислоты слева направо есть две средние точки, две точки эквивалентности и две буферные области. [12]
Точки эквивалентности [ править ]
Из-за последовательных процессов диссоциации на кривой титрования дипротоновой кислоты есть две точки эквивалентности. [13] Первая точка эквивалентности возникает, когда титруются все первые ионы водорода после первой ионизации. [14] Другими словами, количество добавленного OH - равно исходному количеству H 2 A в первой точке эквивалентности. Вторая точка эквивалентности возникает при титровании всех ионов водорода. Следовательно, количество добавленного OH - в это время вдвое превышает количество H 2 A. Для слабой дипротоновой кислоты, титрованной сильным основанием, вторая точка эквивалентности должна иметь место при pH выше 7 из-за гидролиза образующихся солей в растворе. [14] В любой точке эквивалентности добавление капли основания вызовет самый резкий рост значения pH в системе.
Буферные области и средние точки [ править ]
Кривая титрования дипротоновой кислоты содержит две средние точки, где pH = pK a . Поскольку существует два разных значения K a , первая средняя точка возникает при pH = pK a1, а вторая - при pH = pK a2 . [15] Каждый сегмент кривой, который содержит среднюю точку в центре, называется буферной областью. Поскольку буферные области состоят из кислоты и ее конъюгированного основания, он может противостоять изменениям pH при добавлении основания до следующих эквивалентных точек. [5]
Применение кислот [ править ]
Кислоты существуют в нашей жизни повсеместно. Существуют как многочисленные виды природных кислотных соединений с биологическими функциями, так и синтезированные в большом количестве кислоты, которые используются по-разному.
В промышленности [ править ]
Кислоты являются основными реагентами для обработки практически всех процессов в современной промышленности. Серная кислота, дипротонная кислота, является наиболее широко используемой кислотой в промышленности, а также самым производимым промышленным химическим веществом в мире. Он в основном используется при производстве удобрений, моющих средств, батарей и красителей, а также используется при обработке многих продуктов, таких как удаление примесей. [16] Согласно статистическим данным за 2011 год, годовое производство серной кислоты в мире составляло около 200 миллионов тонн. [17] Например, фосфатные минералы реагируют с серной кислотой с образованием фосфорной кислоты для производства фосфорных удобрений и цинка. производится путем растворения оксида цинка в серной кислоте, очистки раствора и получения электролита.
В химической промышленности кислоты реагируют в реакциях нейтрализации с образованием солей. Например, азотная кислота реагирует с аммиаком с образованием нитрата аммония , удобрения. Кроме того, карбоновые кислоты могут быть этерифицированы спиртами с образованием сложных эфиров .
Кислоты часто используются для удаления ржавчины и другой коррозии с металлов в процессе, известном как травление . Они могут использоваться в качестве электролита в аккумуляторной батарее с жидким электролитом , например, серной кислоты в автомобильном аккумуляторе .
В еде [ править ]
Винная кислота - важный компонент некоторых широко употребляемых продуктов, таких как незрелые манго и тамаринд. Натуральные фрукты и овощи также содержат кислоты. Лимонная кислота присутствует в апельсинах, лимоне и других цитрусовых. Щавелевая кислота содержится в помидорах, шпинате и особенно в карамболе и ревене ; Листья ревеня и незрелые карамболы токсичны из-за высокой концентрации щавелевой кислоты. Аскорбиновая кислота (витамин С) является важным витамином для человеческого организма и присутствует в таких продуктах, как амла ( индийский крыжовник ), лимон, цитрусовые и гуава.
Многие кислоты можно найти в различных продуктах питания в качестве добавок, поскольку они изменяют их вкус и служат консервантами. Фосфорная кислота , например, входит в состав напитков на основе колы . Уксусная кислота используется в повседневной жизни как уксус. Лимонная кислота используется в качестве консерванта в соусах и соленьях.
Угольная кислота - одна из самых распространенных кислотных добавок, которые широко добавляют в безалкогольные напитки . В процессе производства CO 2 обычно находится под давлением для растворения в этих напитках с образованием угольной кислоты. Угольная кислота очень нестабильна и имеет тенденцию разлагаться на воду и CO 2 при комнатной температуре и давлении. Поэтому, когда бутылки или банки с такими безалкогольными напитками открываются, безалкогольные напитки шипят и вскипают, когда выходят пузырьки CO 2 . [18]
Некоторые кислоты используются в качестве лекарств. Ацетилсалициловая кислота (аспирин) используется как болеутоляющее и для снижения температуры.
В человеческих телах [ править ]
Кислоты играют важную роль в организме человека. Присутствующая в желудке соляная кислота помогает пищеварению, расщепляя большие и сложные молекулы пищи. Аминокислоты необходимы для синтеза белков, необходимых для роста и восстановления тканей организма. Жирные кислоты также необходимы для роста и восстановления тканей тела. Нуклеиновые кислоты важны для производства ДНК и РНК и передачи признаков потомству через гены. Угольная кислота важна для поддержания равновесия pH в организме.
Человеческие тела содержат множество органических и неорганических соединений, среди которых дикарбоновые кислоты играют важную роль во многих биологических формах поведения. Многие из этих кислот представляют собой аминокислоты, которые в основном служат материалами для синтеза белков. [19] Другие слабые кислоты служат в качестве буферов с их конъюгированными основаниями, чтобы удерживать pH тела от крупных изменений, которые могут быть вредными для клеток. [20] Остальные дикарбоновые кислоты также участвуют в синтезе различных биологически важных соединений в организме человека.
Кислотный катализ [ править ]
Кислоты используются в качестве катализаторов в промышленной и органической химии; например, серная кислота используется в очень больших количествах в процессе алкилирования для производства бензина. Некоторые кислоты, такие как серная, фосфорная и соляная кислоты, также вызывают реакции дегидратации и конденсации . В биохимии многие ферменты используют кислотный катализ. [21]
Биологическое происхождение [ править ]
Многие биологически важные молекулы являются кислотами. Нуклеиновые кислоты , содержащие кислые фосфатные группы , включают ДНК и РНК . Нуклеиновые кислоты содержат генетический код, который определяет многие характеристики организма и передается от родителей к потомству. ДНК содержит химический план синтеза белков , состоящих из аминокислотных субъединиц. Клеточные мембраны содержат сложные эфиры жирных кислот, такие как фосфолипиды .
Α-Аминокислота имеет центральный углерод (α или альфа- углерод ), который ковалентно связан с карбоксильной группой (таким образом, они являются карбоновыми кислотами ), аминогруппой , атомом водорода и вариабельной группой. Вариабельная группа, также называемая группой R или боковой цепью, определяет идентичность и многие свойства конкретной аминокислоты. В глицине , простейшей аминокислоте, группа R представляет собой атом водорода, но во всех других аминокислотах она содержит один или несколько атомов углерода, связанных с атомами водорода, и может содержать другие элементы, такие как сера, кислород или азот. За исключением глицина, встречающиеся в природе аминокислоты являются хиральными и почти всегда встречаются вL -конфигурация . Пептидогликан , обнаруженный в стенках некоторых бактериальных клеток, содержит некоторое количество D- аминокислот. При физиологическом pH, обычно около 7, свободные аминокислоты существуют в заряженной форме, где кислая карбоксильная группа (-COOH) теряет протон (-COO - ), а основная аминогруппа (-NH 2 ) получает протон (-NH).+
3). Вся молекула имеет чистый нейтральный заряд и представляет собой цвиттерион , за исключением аминокислот с основными или кислотными боковыми цепями. Аспарагиновая кислота , например, имеет один протонированный амин и две депротонированные карбоксильные группы для суммарного заряда -1 при физиологическом pH.
Жирные кислоты и производные жирных кислот - еще одна группа карбоновых кислот, играющих важную роль в биологии. Они содержат длинные углеводородные цепи и группу карбоновой кислоты на одном конце. Клеточная мембрана почти всех организмов в основном состоит из фосфолипидного бислоя , мицеллы гидрофобных эфиров жирных кислот с полярными гидрофильными фосфатными «головными» группами. Мембраны содержат дополнительные компоненты, некоторые из которых могут участвовать в кислотно-основных реакциях.
В организме человека и многих других животных, хлористоводородная кислота является частью желудочной кислоты , выделяемой в желудке , чтобы помочь гидролизует белки и полисахариды , а также превращение неактивного про-фермента, пепсиногена в фермента , пепсина . Некоторые организмы вырабатывают кислоты для защиты; например, муравьи производят муравьиную кислоту .
Кислотно-основное равновесие играет решающую роль в регулировании дыхания млекопитающих . Газообразный кислород (O 2 ) управляет клеточным дыханием , процессом, при котором животные высвобождают химическую потенциальную энергию, хранящуюся в пище, производя углекислый газ (CO 2 ) в качестве побочного продукта. Кислород и углекислый газ обмениваются в легких , и организм реагирует на изменение потребности в энергии, регулируя скорость вентиляции . Например, в периоды нагрузки организм быстро расщепляет накопленные углеводы и жиры, выделяя CO 2.в кровоток. В водных растворах, таких как кровь, CO 2 находится в равновесии с угольной кислотой и бикарбонат- ионом.
- CO 2 + H 2 O ⇌ H 2 CO 3 ⇌ H + + HCO-
3
Это снижение рН , что сигналы мозг дышать быстрее и глубже, вытесняя избыток СО 2 и пополнение запасов клеток с O 2 .
Клеточные мембраны обычно непроницаемы для заряженных или больших полярных молекул из-за липофильных жирных ацильных цепей, составляющих их внутреннюю часть. Многие биологически важные молекулы, включая ряд фармацевтических агентов, представляют собой слабые органические кислоты, которые могут пересекать мембрану в своей протонированной, незаряженной форме, но не в заряженной форме (то есть в виде конъюгированного основания). По этой причине активность многих лекарств может быть усилена или подавлена употреблением антацидов или кислой пищи. Однако заряженная форма часто более растворима в крови и цитозоле., обе водные среды. Когда внеклеточная среда более кислая, чем нейтральный pH внутри клетки, определенные кислоты будут существовать в своей нейтральной форме и будут растворимы в мембранах, позволяя им пересекать фосфолипидный бислой. Кислоты, которые теряют протон при внутриклеточном pH, будут существовать в своей растворимой заряженной форме и, таким образом, способны диффундировать через цитозоль к своей мишени. Ибупрофен , аспирин и пенициллин - это примеры слабых кислот.
Общие кислоты [ править ]
Минеральные кислоты (неорганические кислоты) [ править ]
- Галогенводороды и их растворы: фтористоводородная кислота (HF), соляная кислота (HCl), бромистоводородная кислота (HBr), йодистоводородная кислота (HI).
- Галогенные оксикислоты: хлорноватистая кислота (HClO), хлорноватистая кислота (HClO 2 ), хлорноватистая кислота (HClO 3 ), хлорная кислота (HClO 4 ) и соответствующие аналоги брома и йода.
- Гипофтористая кислота (HFO), единственная известная оксокислота фтора.
- Серная кислота (H 2 SO 4 )
- Фтористоводородная кислота (HSO 3 F)
- Азотная кислота (HNO 3 )
- Фосфорная кислота (H 3 PO 4 )
- Фторантимоновая кислота (HSbF 6 )
- Фторборная кислота (HBF 4 )
- Гексафторфосфорная кислота (HPF 6 )
- Хромовая кислота (H 2 CrO 4 )
- Борная кислота (H 3 BO 3 )
Сульфоновые кислоты [ править ]
Сульфокислоты имеют общую формулу RS (= O) 2 -OH, где R представляет собой органический радикал.
- Метансульфоновая кислота (или мезиловая кислота, CH 3 SO 3 H)
- Этансульфоновая кислота (или эзиловая кислота, CH 3 CH 2 SO 3 H)
- Бензолсульфоновая кислота (или безиловая кислота, C 6 H 5 SO 3 H)
- п-Толуолсульфоновая кислота (или тозиловая кислота, CH 3 C 6 H 4 SO 3 H)
- Трифторметансульфоновая кислота (или трифликовая кислота, CF 3 SO 3 H)
- Полистиролсульфоновая кислота (сульфированный полистирол , [CH 2 CH (C 6 H 4 ) SO 3 H] n )
Карбоновые кислоты [ править ]
Карбоновая кислота имеет общую формулу RC (O) OH, где R представляет собой органический радикал. Карбоксильная группа -C (O) OH содержит карбонильную группу C = O и гидроксильную группу OH.
- Уксусная кислота (CH 3 COOH)
- Лимонная кислота (C 6 H 8 O 7 )
- Муравьиная кислота (HCOOH)
- Глюконовые кислоты НОСНЫ 2 - (СНОН) 4 - COOH
- Молочная кислота (CH 3 -CHOH-COOH)
- Щавелевая кислота (HOOC-COOH)
- Винная кислота (HOOC-CHOH-CHOH-COOH)
Галогенированные карбоновые кислоты [ править ]
Галогенирование в альфа-положении увеличивает силу кислоты, так что все следующие кислоты сильнее уксусной кислоты.
- Фторуксусная кислота
- Трифторуксусная кислота
- Хлоруксусная кислота
- Дихлоруксусная кислота
- Трихлоруксусная кислота
Винилогистые карбоновые кислоты [ править ]
Нормальные карбоновые кислоты представляют собой прямое объединение карбонильной группы и гидроксильной группы. В винилогичных карбоновых кислотах двойная связь углерод-углерод разделяет карбонильные и гидроксильные группы.
- Аскорбиновая кислота
Нуклеиновые кислоты [ править ]
- Дезоксирибонуклеиновая кислота (ДНК)
- Рибонуклеиновая кислота (РНК)
Ссылки [ править ]
- ^ a b c Золотая книга ИЮПАК - кислота
- ^ Петруччи, RH; Харвуд, РС; Селедка, Ф.Г. (2002). Общая химия: принципы и современные приложения (8-е изд.). Прентис Холл. п. 146. ISBN. 0-13-014329-4.
- ^ Интернет-словарь Мерриам-Вебстера: кислота
- ^ а б в г Отоксби, DW; Гиллис, HP; Батлер, LJ (2015). Принципы современной химии (8-е изд.). Брукс Коул. п. 617. ISBN 978-1305079113.
- ^ a b c d Эббинг, Даррелл; Гаммон, Стивен Д. (1 января 2016 г.). Общая химия (11-е изд.). Cengage Learning. ISBN 9781305887299.
- ^ Stahl PH, Nakamo M (2008). «Фармацевтические аспекты солевой формы» . В Stahl PH, Warmth CG (ред.). Справочник фармацевтических солей: свойства, выбор и использование . Вайнхайм: Wiley-VCH. С. 92–94. ISBN 978-3-906390-58-1.
- ^ Vogel GC; Драго, RS (1996). «Модель ECW». Журнал химического образования . 73 : 701–707. Bibcode : 1996JChEd..73..701V . DOI : 10.1021 / ed073p701 .
- Перейти ↑ Laurence, C. and Gal, JF. Шкалы основности и сродства Льюиса, данные и измерения, (Wiley 2010), стр. 50-51, IBSN 978-0-470-74957-9
- ^ Крамер, RE; Бопп, TT (1977). «Графическое отображение энтальпий образования аддуктов для кислот и оснований Льюиса». Журнал химического образования . 54 : 612–613. DOI : 10.1021 / ed054p612 .На графиках, представленных в этом документе, использовались более старые параметры. Улучшенные параметры E&C перечислены в модели ECW .
- ^ де Леви, Роберт (1999). Водные кислотно-основные равновесия и титрование . Нью-Йорк: Издательство Оксфордского университета.
- ^ Джеймсон, Реджинальд Ф. (1978). «Определение констант ассоциации протонов для 3- (3,4-дигидроксифенил) аланина (L-допа)». Журнал химического общества, Dalton Transactions (1): 43–45. DOI : 10.1039 / DT9780000043 .
- ^ Гельферих, Фридрих Г. (1 января 1962). Ионный обмен . Курьерская корпорация. ISBN 9780486687841.
- ^ «Титрование дипротоновой кислоты» . dwb.unl.edu . Архивировано из оригинала 7 февраля 2016 года . Проверено 24 января +2016 .
- ^ а б Коц, Джон С .; Treichel, Paul M .; Таунсенд, Джон; Трейхель, Дэвид (24 января 2014 г.). Химия и химическая реакционная способность . Cengage Learning. ISBN 9781305176461.
- ^ Lehninger, Альберт L .; Нельсон, Дэвид Л .; Кокс, Майкл М. (1 января 2005 г.). Принципы биохимии Ленингера . Макмиллан. ISBN 9780716743392.
- ^ «10 лучших промышленных химикатов - для чайников» . dummies.com . Проверено 5 февраля +2016 .
- ^ "Серная кислота" . Essentialchemicalindustry.org . Проверено 6 февраля +2016 .
- ^ Макмиллин, Джон Р .; Tracy, Gene A .; Harvill, William A .; Кредл, Уильям С., младший (8 декабря 1981 г.), Способ и устройство для приготовления и розлива газированного напитка, использующего пропеллент углекислый газ для газирования , получено 6 февраля 2016 г.
- ^ Барретт, GC; Элмор, Д.Т. (июнь 2012 г.). 8 - Биологическая роль аминокислот и пептидов - University Publishing Online . DOI : 10.1017 / CBO9781139163828 . ISBN 9780521462921.
- ^ Грэм, Тимур (2006). «Кислотная буферизация» . Онлайн-руководство по кислотной основе . Университет Коннектикута. Архивировано из оригинального 13 февраля 2016 года . Проверено 6 февраля +2016 .
- ^ Voet, Джудит G .; Воет, Дональд (2004). Биохимия . Нью-Йорк: J. Wiley & Sons. С. 496–500 . ISBN 978-0-471-19350-0.
- Список сильных сторон обычных кислот и оснований
- Зумдал, Стивен С. (1997). Химия (4-е изд.). Бостон: Хоутон Миффлин. ISBN 9780669417944.
- Павия, DL; Лампман, GM; Криз, GS (2004). Органическая химия Том I . Мейсон, Огайо: Обучение Cengage. ISBN 0759347271.
Внешние ссылки [ править ]
- Curtipot : диаграммы кислотно- щелочного равновесия, расчет pH, моделирование и анализ кривых титрования - бесплатное ПО