7 cech najważniejszych kwasów



Niektóre z nich właściwości kwasów ważniejsze są jej właściwości fizyczne, siła i zdolność do neutralizacji zasad, między innymi.

Kwasy są substancjami chemicznymi zdolnymi do oddania jonu hydroniowego (H3O+), lub jak powszechnie nazywa się protonem (H+), w środowisku wodnym lub zdolnym do tworzenia wiązań z jonami wodorotlenkowymi lub dowolną substancją zdolną do przyjęcia pary elektronów. 

Często mają ogólny wzór H-A, gdzie H jest protonem, a „A” to ogólne określenie związane z nieprotonową częścią kwasową.

Początkowo nasze koncepcje kwasowości pochodziły od starożytnych Greków, którzy zdefiniowali substancje o „gorzkim smaku” jako oksyny, który zmutował w łacińskim słowie na ocet, acetum, który później stał się „kwaśny”. 

Substancje te nie tylko miały gorzki smak, ale także miały właściwość zmiany koloru papierka lakmusowego.

Teoretyczna struktura kwasów rozpoczęła się, gdy francuski chemik Antoine Laurent Lavoisier (1743-1796) zwrócił uwagę na klasyfikację kwasów i zasad. Jego pomysł polegał na tym, że wszystkie kwasy zawierają mniej więcej określoną „esencję”, która jest odpowiedzialna za ich kwasowość i nie są różne.

Niestety, Lavoisier błędnie myślał, że substancja oxein-genic był to, jak sam to nazywał, atom tlenu. Na początku XIX wieku angielski chemik Humphry Davy (1778-1829) wykazał, że tlen nie może być odpowiedzialny za kwasowość, ponieważ było wiele kwasów, które nie zawierały tlenu (LESNEY, 2003).

Dopiero po kilkudziesięciu latach ideę kwasowości związaną z obecnością wodoru zaproponował Justus von Liebig (1803-1873). Wyraźność pojawiła się, gdy w latach 90. XIX wieku Svante August Arrhenius (1859-1927) zdefiniował kwasy jako „substancje dostarczające kationów wodorowych do roztworu” (Encyclopædia Britannica, 1998).

Główne cechy kwasów

1- Właściwości fizyczne

Kwasy mają smak, warto nadmiar, kwas i ich zapach często spala nozdrza.

Są cieczami o lepkiej lub oleistej teksturze i mają zdolność zmiany koloru papieru lakmusowego i pomarańczowego z metylowego na czerwony (Właściwości kwasów i zasad, S.F.).

2- Zdolność do generowania protonów

W roku 1923 duński chemik Johannes Nicolaus Brønsted i angielski chemik Thomas Martin Lowry przedstawili teorię Brønsteda i Lowry'ego, twierdząc, że każdy związek, który może przenieść proton na dowolny inny związek, jest kwasem (Encyclopædia Britannica, 1998). Na przykład w przypadku kwasu chlorowodorowego:

HCl → H+ + Cl-

Teoria Brønsteda i Lowry'ego nie wyjaśniała kwaśnego zachowania niektórych substancji. W 1923 roku amerykański chemik Gilbert N. Lewis przedstawia swoją teorię, w której kwas uważa się za dowolny związek, który w reakcji chemicznej jest w stanie połączyć się z parą elektronów niedzielonych w innej cząsteczce (Encyclopædia Britannica, 1998).

W ten sposób jony takie jak Cu2+, wiara2+ i wiara3+ mają zdolność łączenia par wolnych elektronów, na przykład z wody, w celu wytworzenia protonów w następujący sposób:

 Cu2+ + 2H2O → Cu (OH)2 + 2H+

3- Wytrzymałość kwasu

Kwasy są klasyfikowane jako silne kwasy i słabe kwasy. Siła kwasu jest związana z jego stałą równowagi, stąd dla przypadku kwasów, wymienione stałe są nazywane stałymi kwasowości Ka.

Zatem silne kwasy mają dużą stałą kwasowości, więc mają tendencję do całkowitego dysocjacji. Przykładami tych kwasów są kwas siarkowy, kwas solny i kwas azotowy, których stałe kwasowe są tak duże, że nie można go zmierzyć w wodzie.

Z drugiej strony, słaby kwas to taki, którego stała dysocjacji jest niska, więc jest w równowadze chemicznej. Przykładami tych kwasów są kwas octowy i kwas mlekowy oraz kwas azotawy, których stałe kwasowe są rzędu 10%.-4. Rysunek 1 pokazuje różne stałe kwasowości dla różnych kwasów.

4- pH poniżej 7

Skala pH mierzy poziom zasadowości lub kwasowości roztworu. Skala waha się od zera do 14. Wartość pH mniejsza niż 7 jest kwaśna. PH większe niż 7 jest zasadowe. Środek 7 reprezentuje neutralne pH. Obojętny roztwór nie jest kwaśny ani zasadowy.

Skala pH jest uzyskiwana zgodnie ze stężeniem H+ w rozwiązaniu i jest odwrotnie proporcjonalny do niego. Kwasy, zwiększając stężenie protonów, obniżają pH roztworu.

5- Zdolność do neutralizacji zasad

Arrhenius w swojej teorii proponuje, aby kwasy, zdolne do generowania protonów, reagowały z hydroksylami zasad, tworząc sól i wodę w następujący sposób:

HCl + NaOH → NaCl + H2O.

Reakcja ta nazywana jest neutralizacją i stanowi podstawę techniki analitycznej zwanej miareczkowaniem (Bruce Mahan, 1990).

6- Redukcja pojemności tlenków

Biorąc pod uwagę jego zdolność do wytwarzania naładowanych gatunków, kwasy stosuje się jako środek do przenoszenia elektronów w reakcjach redoks.

Kwasy również mają tendencję do kurczenia się, ponieważ mają zdolność akceptowania wolnych elektronów. Kwasy zawierają jony H+. Mają tendencję do pobierania elektronów i tworzenia gazu wodorowego.

2H+ +2e- → H2

Metale nie mają ścisłej kontroli nad elektronami. Porzucają je bez większego wysiłku i tworzą jony metali.

Wiara → Wiara2++2e-

Więc kiedy wkładasz żelazny gwóźdź do kwasu, jony H + chwytają elektrony z żelaza. Żelazo zamienia się w rozpuszczalne jony Fe2 +, a stały metal stopniowo zanika. Reakcja:

Fe + 2H+ → Wiara2++ H2

Jest to znane jako korozja kwasowa. Kwasy nie tylko korodują metale rozpuszczając je, ale także reagują ze związkami organicznymi, takimi jak te, które tworzą błonę komórkową.

Reakcja ta jest zwykle egzotermiczna, co powoduje poważne oparzenia w kontakcie ze skórą, dlatego należy obchodzić się z nią ostrożnie. Rysunek 3 to kod bezpieczeństwa, gdy substancja jest korozyjna.

7- Kataliza kwasowa

Przyspieszenie reakcji chemicznej przez dodanie kwasu jest znane jako kataliza kwasowa. Wspomniany kwas nie jest zużywany w reakcji.

Reakcja katalityczna może być specyficzna dla kwasu, jak w przypadku rozkładu cukru sacharozowego na glukozę i fruktozę na kwas siarkowy lub może być ogólna dla dowolnego kwasu.

Mechanizm reakcji katalizowanych przez kwas i zasadę wyjaśniono w kategoriach koncepcji kwasów i zasad Brønsteda-Lowry'ego, jako takich, w których następuje początkowy transfer protonów z katalizatora kwasowego do odczynnika (Encyclopædia Britannica, 1998).

Ogólnie, reakcje, w które zaangażowany jest elektrofil, są katalizowane w środowisku kwaśnym, albo dodatkach elektrofilowych, albo substytucjach..

Przykładami katalizy kwasowej są nitrowanie benzenu w obecności kwasu siarkowego (Figura 4a), uwodnienie etenu w celu wytworzenia etanolu (Figura 4b), reakcje estryfikacji (Figura 4c) i hydroliza estrów (Figura 4d) (Clark, 2013). ).

Referencje

  1. Bruce Mahan, R. M. (1990). Kurs chemii na czwartej edycji. Wilmington: Addison-Wesley Iberoamericana S.A..
  2. Clark, J. (2013, 20 grudnia). Przykłady kwaśnej katalizy w chemii organicznej. Źródło: chem.libretexts.org.
  3. Encyclopædia Britannica. (1998, 20 lipca). Kataliza kwasowo-zasadowa. Odzyskany z britannica.com.
  4. Encyclopædia Britannica. (1998, 21 grudnia). Teoria Arrheniusa. Odzyskany z britannica.com.
  5. Encyclopædia Britannica. (1998, 20 lipca). Teoria Brønsteda-Lowry'ego. Odzyskany z britannica.com.
  6. Encyclopædia Britannica. (1998, 20 lipca). Teoria Lewisa. Odzyskany z britannica.com.
  7. LESNEY, M. S. (2003, marzec). Chemistry Chronicles Podstawowa historia kwasu - Od Arystotelesa do Arnolda. Źródło z pubs.acs.org.
  8. Właściwości kwasów i zasad. (S.F.). Źródło: sciencegeek.net.