Эффект выравнивания или выравнивание растворителя относится к влиянию растворителя на свойства кислот и оснований. Сила сильной кислоты ограничена («нивелирована») основностью растворителя. Точно так же сила сильного основания нивелируется кислотностью растворителя. Когда сильная кислота растворяется в воде, она реагирует с ней с образованием иона гидроксония (H 3 O + ). [2] Примером этого может быть следующая реакция, где «HA» - сильная кислота:
- НА + Н 2 О → А - + Н 3 О +
Любая кислота, более сильная, чем H 3 O +, реагирует с H 2 O с образованием H 3 O + . Следовательно, в H 2 O не существует кислоты сильнее, чем H 3 O +. Например, водная хлорная кислота (HClO 4 ), водная соляная кислота (HCl) и водная азотная кислота (HNO 3 ) полностью ионизированы и все одинаково сильные кислоты. [3]
Точно так же, когда аммиак является растворителем, самой сильной кислотой является аммоний (NH 4 + ), таким образом, HCl и суперкислота оказывают одинаковое подкисляющее действие.
Тот же аргумент применим к базам. В воде ОН - сильнейшее основание. Таким образом, даже несмотря на то, что амид натрия (NaNH 2 ) является исключительным основанием (pK a NH 3 ~ 33), в воде он так же хорош, как гидроксид натрия. С другой стороны, NaNH 2 является гораздо более основным реагентом для аммиака, чем NaOH.
Диапазон pH, допустимый для конкретного растворителя, называется окном кислотно-щелочной дискриминации. [1]
Выравнивающие и дифференцирующие растворители [ править ]
Сильные основания являются растворителями для выравнивания кислот, слабые основания - различающими растворителями для кислот. В выравнивающем растворителе многие кислоты полностью диссоциируют и, таким образом, имеют одинаковую силу. Все кислоты, как правило, становятся неотличимыми по силе при растворении в сильно основных растворителях из-за большего сродства сильных оснований к протонам. Это называется эффектом выравнивания.
С другой стороны, в дифференцирующем растворителе различные кислоты диссоциируют в разной степени и, следовательно, имеют разную силу. Например, безводная уксусная кислота (CH 3 COOH) в качестве растворителя является более слабым акцептором протонов, чем вода. Сильные водные кислоты, такие как соляная кислота и хлорная кислота, только частично диссоциируют в безводной уксусной кислоте, и их силы не равны; фактически хлорная кислота примерно в 5000 раз сильнее, чем соляная кислота в этом растворителе. [3] Слабоосновный растворитель, такой как уксусная кислота, имеет меньшую тенденцию, чем более сильно основной, например вода, к акцепту протона . Точно так же слабокислый растворитель менее склонен отдавать протоны, чем сильная кислота.
Из-за выравнивающего действия обычных растворителей исследования суперкислот проводятся в более дифференцированных растворителях, которые являются очень слабощелочными, такими как диоксид серы (сжиженный) и SO 2 ClF. [4]
Типы растворителей на основе протонного взаимодействия [ править ]
По протонному взаимодействию растворители бывают четырех типов:
(i) Протофильные растворители: растворители, которые имеют большую склонность принимать протоны, например вода, спирт, жидкий аммиак и т. д.
(ii) Протогенные растворители: растворители, которые имеют тенденцию к образованию протонов, например вода, жидкий хлористый водород, ледяная уксусная кислота и т. д.
(iii) Амфипротические растворители: растворители, которые действуют как протофильные, так и протогенные, например вода, аммиак, этиловый спирт и т. д.
(iv) Апротонные растворители : растворители, которые не отдают и не принимают протоны, например бензол, четыреххлористый углерод, дисульфид углерода и т. д.
HCl действует как кислота в H 2 O, более сильная кислота в NH 3 , слабая кислота в CH 3 COOH, нейтральная в C 6 H 6 и слабое основание в HF.
Ссылки [ править ]
- ^ а б Аткинс, PW (2010). Неорганическая химия Шрайвера и Аткинса, пятое издание . Издательство Оксфордского университета. С. 121 . ISBN 978-1-42-921820-7.
- ^ Zumdahl, С. С. «Химия» Heath, 1986: Lexington, MA. ISBN 0-669-04529-2.
- ^ a b Скуг, Дуглас А .; Уэст, Дональд М .; Холлер, Ф. Джеймс; Крауч, Стэнли Р. (2014). Основы аналитической химии (9-е изд.). Брукс / Коул. С. 201–202. ISBN 978-0-495-55828-6.
- ^ Олах, Джорджия ; Пракаш, ГКС; Wang, Q .; Ли, X. (2001). «Фтористый водород-фторид сурьмы (V)» . В пакете, Л. (ред.). Фтористый водород – фторид сурьмы (V) . Энциклопедия реагентов для органического синтеза . Нью-Йорк: J. Wiley & Sons. DOI : 10.1002 / 047084289X.rh037m . ISBN 978-0471936237.
