Из Википедии, бесплатной энциклопедии
  (Перенаправлено с Weak acid )
Перейти к навигации Перейти к поиску

Кислота сила является тенденция к кислоте , символизирует химической формулой , диссоциировать в протон , , и анион , . Диссоциации сильной кислоты в растворе эффективно завершено, за исключением его наиболее концентрированных растворов.

Примерами сильных кислот являются соляная кислота , хлорная кислота , азотная кислота и серная кислота .

Слабая кислота диссоциирует только частично, причем как недиссоциированная кислота, так и продукты ее диссоциации присутствуют в растворе в равновесии друг с другом.

Уксусная кислота ( ) является примером слабой кислоты. Силы слабой кислоты количественно с помощью своей кислотой константы диссоциации , значения.

Сила слабой органической кислоты может зависеть от эффектов заместителя. Сила неорганической кислоты зависит от степени окисления атома, к которому может быть присоединен протон. Кислотная сила зависит от растворителя. Например, хлористый водород является сильной кислотой в водном растворе, но является слабой кислотой при растворении в ледяной уксусной кислоте .

Меры силы кислоты [ править ]

Обычной мерой силы кислоты является ее константа диссоциации кислоты ( ), которая может быть определена экспериментально методами титрования . Более сильные кислоты имеют большую и меньшую логарифмическую константу ( ), чем более слабые кислоты. Чем сильнее кислота, тем легче она теряет протон . Два ключевых фактора , которые способствуют легкости депротонации являются полярность в связи и размер атома А, которые определяют прочность связи. Сила кислоты также зависит от стабильности конъюгированной основы.

В то время как значение измеряет тенденцию кислого растворенного вещества переносить протон в стандартный растворитель (чаще всего вода или ДМСО ), измеряется тенденция кислотного растворителя переносить протон в эталонное растворенное вещество (чаще всего слабое основание анилина ). его функция кислотности Hammett , по значению. Хотя эти две концепции силы кислоты , часто составляют одной и той же общей тенденции вещества, донором протона, то и значения являются мерами различных свойств и иногда могут расходиться. Например, фтористый водород, растворенный в воде ( = 3,2) или ДМСО ( = 15), имеетзначения, указывающие на то, что он подвергается неполной диссоциации в этих растворителях, что делает его слабой кислотой. Однако, как строго высушенная чистая кислая среда, фтористый водород имеет значение –15, [1] что делает его более протонирующей средой, чем 100% -ная серная кислота и, следовательно, по определению суперкислотой . [2] (Во избежание двусмысленности в остальной части этой статьи «сильная кислота» будет, если не указано иное, относиться к кислоте, которая является сильной, если измерять ее значением ( <–1,74). Это использование согласуется с общепринятым на языке большинства практикующих химиков.)

Когда рассматриваемая кислая среда представляет собой разбавленный водный раствор, значение pH приблизительно равно значению pH , которое является отрицательным логарифмом концентрации водного раствора в растворе. PH простого раствора кислоты в воде определяется как концентрацией кислоты. Для слабых кислотных растворов это зависит от степени диссоциации , которая может быть определена равновесным расчетом. Для концентрированных растворов кислот, особенно сильных кислот, для которых pH <0, величина является лучшим показателем кислотности, чем pH.

Сильные кислоты [ править ]

Образ сильной кислоты в основном диссоциирует. Маленькие красные кружки представляют ионы H + .

Сильная кислота представляет собой кислоту , которая диссоциирует по реакции

где S представляет собой молекулу растворителя, такую ​​как молекула воды или ДМСО , до такой степени, что концентрация недиссоциированных частиц слишком мала для измерения. Для практических целей можно сказать, что сильная кислота полностью диссоциирована. Пример сильной кислоты - соляная кислота.

(в водном растворе)

Любая кислота со значением менее примерно -2 считается сильной кислотой. Это является результатом очень высокой буферной способности растворов со значением pH 1 или меньше и называется эффектом выравнивания . [3]

Ниже приведены сильные кислоты в водном растворе и растворе диметилсульфоксида. Значения , не могут быть измерены экспериментально. Значения в следующей таблице являются средними значениями 8 различных теоретических расчетов.

Также в воде

  • Азотная кислота = -1,6 [5]
  • Серная кислота (только первая диссоциация, ≈ −3) [6] : (стр. 171)

Следующие вещества могут быть использованы в качестве протонаторов в органической химии.

  • Фторантимоновая кислота
  • Волшебная кислота
  • Карборан суперкислота
  • Фтористоводородная кислота ( = -6,4) [7]

Сульфоновые кислоты , такие как п-толуолсульфоновая кислота (тозиловая кислота), представляют собой класс сильных органических оксикислот . [7] Некоторые сульфоновые кислоты могут быть выделены в виде твердых веществ. Полистирол, функционализированный в сульфонат полистирола, является примером вещества, которое представляет собой твердую сильную кислоту.

Слабые кислоты [ править ]

Изображение слабой кислоты, частично диссоциирующей

Слабая кислота - это вещество, которое частично диссоциирует при растворении в растворителе. В растворе существует равновесие между кислотой и продуктами диссоциации.

Растворитель (например, вода) не включается в это выражение, если его концентрация практически не изменяется в процессе диссоциации кислоты. Сила слабой кислоты может быть количественно определена в терминах константы диссоциации , , определяется следующим образом , где означает концентрацию химического фрагмента, X.

Когда известно числовое значение, его можно использовать для определения степени диссоциации в растворе с заданной концентрацией кислоты, применяя закон сохранения массы .

где - значение аналитической концентрации кислоты. Когда все величины в этом уравнении, рассматриваются как числа, ионные заряды не показаны , и это становится квадратным уравнением в значении величины концентрации ионов водорода, .

Это уравнение показывает, что pH раствора слабой кислоты зависит как от его значения, так и от его концентрации. Типичные примеры слабых кислот включают уксусную кислоту и фосфористую кислоту . Кислота, такая как щавелевая кислота ( ), называется двухосновной, потому что она может потерять два протона и вступить в реакцию с двумя молекулами простого основания. Фосфорная кислота ( ) трехосновная.

Для более строгой обработки силы кислоты см. Константу диссоциации кислоты . Сюда входят кислоты, такие как двухосновная кислота янтарная кислота , для которой нельзя использовать простой метод расчета pH раствора, показанный выше.

Экспериментальное определение [ править ]

Экспериментальное определение значения обычно выполняется титрованием . [8] Типичная процедура будет следующей. Некоторое количество сильной кислоты добавляют к раствору, содержащему кислоту или соль кислоты, до точки, когда соединение полностью протонируется. Затем раствор титруют сильным основанием.

до тех пор, пока в растворе не останется только депротонированные частицы . В каждой точке титрования pH измеряется с помощью стеклянного электрода и pH-метра . Константа равновесия находится путем подгонки рассчитанных значений pH к наблюдаемым значениям с использованием метода наименьших квадратов .

Конъюгированная пара кислота / основание [ править ]

Иногда говорят, что «конъюгат слабой кислоты является сильным основанием». Такое утверждение неверно. Например, уксусная кислота является слабой кислотой, имеющей a = 1,75 × 10 -5 . Его сопряженное основание представляет собой ацетат- ион с K b = 10 -14 / K a = 5,7 x 10 -10 (из соотношения K a × K b = 10 -14 ), что определенно не соответствует сильному основанию. Конъюгат слабой кислоты часто является слабым основанием и наоборот .

Кислоты в неводных растворителях [ править ]

Сила кислоты варьируется от растворителя к растворителю. Кислота, которая сильна в воде, может быть слабой в менее основном растворителе, а кислота, которая слаба в воде, может быть сильной в более основном растворителе. Согласно кислотно-основной теории Бренстеда – Лоури , растворитель S может принимать протон.

Так , например, соляная кислота является слабой кислотой в растворе в чистой уксусной кислоте , , который является более кислым , чем вода.

Степень ионизации галогеноводородных кислот уменьшается на порядок . Утверждается, что уксусная кислота является дифференцирующим растворителем для трех кислот, а вода - нет. [6] : (стр. 217)

Важным примером растворителе , который является более основным , чем вода является диметилсульфоксид , ДМСО, . Соединение, которое в воде является слабой кислотой, может стать сильной кислотой в ДМСО. Уксусная кислота является примером такого вещества. Обширную библиографию значений в растворах в ДМСО и других растворителях можно найти в разделе «Данные о кислотности – основности в неводных растворителях» .

Суперкислоты - сильные кислоты даже в растворителях с низкой диэлектрической проницаемостью. Примерами суперкислот являются фторантимоновая кислота и магическая кислота . Некоторые суперкислоты могут кристаллизоваться. [9] Они также могут количественно стабилизировать карбокатионы . [10]

Кислоты Льюиса, реагирующие с основаниями Льюиса в газовой фазе и неводных растворителях, были классифицированы в модели ECW , и было показано, что не существует одного порядка силы кислот. [11] Относительная акцепторная сила кислот Льюиса по отношению к ряду оснований по сравнению с другими кислотами Льюиса может быть проиллюстрирована графиками CB . [12] [13] Было показано, что для определения порядка силы кислоты Льюиса необходимо учитывать по крайней мере два свойства. Для качественной теории HSAB двумя свойствами являются твердость и прочность, в то время как для количественной модели ECW эти два свойства являются электростатическими и ковалентными.

Факторы, определяющие силу кислоты [ править ]

Индуктивный эффект [ править ]

В органических карбоновых кислотах электроотрицательный заместитель может вытягивать электронную плотность из кислотной связи за счет индуктивного эффекта , что приводит к меньшему значению. Эффект уменьшается по мере удаления электроотрицательного элемента от карбоксилатной группы, как показано на следующей серии галогенированных бутановых кислот .

Влияние степени окисления [ править ]

В наборе оксокислот элемента значения уменьшаются с увеличением степени окисления элемента. Оксокислоты хлора иллюстрируют эту тенденцию. [6] : (стр. 171)

† теоретический

Ссылки [ править ]

  1. Лян, Джоан-Нан Джек (1976). Функция кислотности Гаммета для плавиковой кислоты и некоторых родственных суперкислотных систем (докторская диссертация) (PDF) . Гамильтон, Онтарио: Университет Макмастера. п. 94.
  2. ^ Мисслер Г.Л. и Тарр Д.А. Неорганическая химия (2-е изд., Прентис-Холл 1998, стр.170) ISBN 0-13-841891-8 
  3. ^ Портерфилд, Уильям В. Неорганическая химия (Аддисон-Уэсли, 1984), стр. 260 ISBN 0-201-05660-7 
  4. ^ Trummal, Александр; Губы, Лаури; Кальюранд, Ивари; Koppel, Ilmar A .; Лейто, Иво (2016). «Кислотность сильных кислот в воде и диметилсульфоксиде». J. Phys. Chem. . 120 (20): 3663–3669. Bibcode : 2016JPCA..120.3663T . DOI : 10.1021 / acs.jpca.6b02253 . PMID 27115918 . 
  5. Белл, Р.П. (1973), Протон в химии (2-е изд.), Итака, Нью-Йорк: Издательство Корнельского университета
  6. ^ a b c Housecroft, CE; Шарп, AG (2004). Неорганическая химия (2-е изд.). Прентис Холл. ISBN 978-0-13-039913-7.
  7. ^ a b Guthrie, JP (1978). «Гидролиз эфиров оксикислот: значения p K a для сильных кислот». Может. J. Chem . 56 (17): 2342–2354. DOI : 10.1139 / v78-385 .
  8. ^ Мартелл, AE; Мотекайтис, Р.Дж. (1992). Определение и использование констант устойчивости . Вайли. ISBN 0-471-18817-4.Глава 4: Экспериментальная процедура для потенциометрического измерения pH равновесия комплексов металлов
  9. ^ Чжан, Динлян; Реттиг, Стивен Дж .; Троттер, Джеймс; Обке, Фридхельм (1996). «Сверхкислотные анионы: кристаллические и молекулярные структуры ундекафтордиантимоната оксония (V), [H 3 O] [Sb 2 F 11 ], фторсульфата цезия, CsSO 3 F, бис (фторсульфат) цезия, Cs [H (SO 3 F) ], Тетракис (фторсульфато) аурат цезия (III), Cs [Au (SO 3 F) 4 ], гексакис (фторсульфато) платинат цезия (IV), Cs 2 [Pt (SO 3 F) 6 ] и гексакис цезия (фторсульфат ) антимонат (V), Cs [Sb (SO 3 F) 6 ] ». Неорг. Chem .35 (21): 6113–6130. DOI : 10.1021 / ic960525l .
  10. ^ Джордж А. Олах , Schlosberg RH (1968). «Химия в суперкислотах. I. Водородный обмен и поликонденсация метана и алканов в растворе FSO 3 H – SbF 5 (« волшебная кислота »). Протонирование алканов и промежуточное взаимодействие CH 5 + и родственных углеводородных ионов. Высокая химическая реакционная способность «Парафинов» в реакциях ионных растворов ». Журнал Американского химического общества . 90 (10): 2726–7. DOI : 10.1021 / ja01012a066 .
  11. ^ Vogel GC; Драго, RS (1996). «Модель ECW». Журнал химического образования . 73 : 701–707. Bibcode : 1996JChEd..73..701V . DOI : 10.1021 / ed073p701 .
  12. 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
  13. ^ Крамер, RE; Бопп, Т. Т. (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 этой статье, использовались более старые параметры. Улучшенные параметры E&C перечислены в модели ECW .

Внешние ссылки [ править ]

  • Титрование кислот - бесплатное ПО для анализа данных и моделирования кривых потенциометрического титрования