Кислота

Цинк , типичный металл, реагирующий с соляной кислотой , типичной кислотой

Кислоты и основания
Кислота Кислотно-основная реакция Кислотно-щелочной гомеостаз Кислотная сила Функция кислотности Амфотеризм Основание Буферные растворы Константа диссоциации Равновесная химия Добыча Функция кислотности Гаммета pH Протонное сродство Самоионизация воды Титрование Кислотный катализ Льюиса Разочарованная пара Льюиса Хиральная кислота Льюиса
Кислотные типы
Brønsted – Lowry Льюис Акцептор Минеральная Органический Окись Сильный Суперкислоты Слабый Твердый
Базовые типы
Brønsted – Lowry Льюис Донор Органический Окись Сильный Супербазы Ненуклеофильный Слабый
v т е

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:

1. H ₃ O⁺
   _(водн.) + Cl^-
   _(водн.)+ NH ₃ → Cl^-
   _(водн.) + NH⁺
   _4(водн.) + H ₂ O
2. HCl _{(бензол)} + NH _{3 (бензол)} → NH ₄ Cl _(т)
3. 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 ⁺ .

${\ displaystyle K_ {a} = {\ frac {{\ ce {[H +] [A ^ {-}]}}} {{\ ce {[HA]}}}}}$

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:

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 (SO^2-
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 (CO^2-
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 HPO^2-
₄, и, наконец, ПО^3-
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:

${\displaystyle {\begin{aligned}\alpha _{{\ce {H2A}}}&={\frac {{\ce {[H+]^2}}}{{\ce {[H+]^2}}+[{\ce {H+}}]K_{1}+K_{1}K_{2}}}={\frac {{\ce {[H2A]}}}{{\ce {{[H2A]}}}+[HA^{-}]+[A^{2-}]}}\\\alpha _{{\ce {HA^-}}}&={\frac {[{\ce {H+}}]K_{1}}{{\ce {[H+]^2}}+[{\ce {H+}}]K_{1}+K_{1}K_{2}}}={\frac {{\ce {[HA^-]}}}{{\ce {[H2A]}}+{[HA^{-}]}+{[A^{2-}]}}}\\\alpha _{{\ce {A^{2-}}}}&={\frac {K_{1}K_{2}}{{\ce {[H+]^2}}+[{\ce {H+}}]K_{1}+K_{1}K_{2}}}={\frac {{\ce {[A^{2-}]}}}{{\ce {{[H2A]}}}+{[HA^{-}]}+{[A^{2-}]}}}\end{aligned}}}$

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:

${\displaystyle \alpha _{{\ce {H}}_{n-i}A^{i-}}={{[{\ce {H+}}]^{n-i}\displaystyle \prod _{j=0}^{i}K_{j}} \over {\displaystyle \sum _{i=0}^{n}{\Big [}[{\ce {H+}}]^{n-i}\displaystyle \prod _{j=0}^{i}K_{j}}{\Big ]}}}$

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 ]

• 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