Кислота

Эта статья о кислотах в химии. Для других видов использования см. Acid (устранение неоднозначности) .

«Кислотность» и «кислый» перенаправляют здесь. Для новелты см. Акильность (новеетта) . Для полосы см. Кислотный (полоса) .

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

Кислота , - это молекула или ион способный либо пожертвовать протон (т.е. ион водорода, h ⁺ ), известный как брюнстед -чертову кислота , или образует ковалентную связь с парой электронов , известной как кислота Льюиса .

Первая категория кислот - это доноры протонов, или Brønsted -Lowry Acids . В особом случае водных растворов доноры протонов образуют ион гидрония H ₃ O ⁺ и известны как арреневые кислоты . Брёнстед и Лоури генерировали теорию Аррениуса, чтобы включить не вводные растворители . Брюнстед или кислота Аррениуса обычно содержит атом водорода, связанный с химической структурой, которая все еще энергетически благоприятна после потери H ⁺ .

Водные арреневые кислоты обладают характерными свойствами, которые обеспечивают практическое описание кислоты. Кислоты образуют водные растворы с кислым вкусом, могут превратить синий лакмусовый красный цвет и реагировать с основаниями и некоторыми металлами (например, кальция ), образуя соли . Слово кислота получено из латинского ацидуса , что означает «кислый». Водный раствор кислоты имеет pH менее 7 и в разговорной речи также называется «кислотой» (как в «растворенном в кислоте»), в то время как строгое определение относится только к раствощению . Более низкий рН означает более высокую кислотность и, следовательно, более высокую концентрацию положительных ионов водорода в растворе. Утверждается, что химические вещества или вещества, имеющие свойство кислоты, являются кислыми .

Распространенные водные кислоты включают соляную кислоту (раствор хлорида водорода , который обнаружен в желудочной кислоте в желудке и активирует ферменты ), кислота разбавленный водный раствор этой уксусная (уксус представляет собой пищеварительные жидко и лимонная кислота (обнаруженная в цитрусовых). Как показывают эти примеры, кислоты (в разговорном смысле) могут быть растворы или чистыми веществами, и могут быть получены из кислот (в строгих смысл) это твердые вещества, жидкости или газы. Сильные кислоты и некоторые концентрированные слабые кислоты являются коррозийными , но есть исключения, такие как карборан и борная кислота .

Вторая категория кислот - кислоты Льюиса , которые образуют ковалентную связь с парой электронов. Примером является трифторид бора (BF ₃ ), чей атом бора имеет вакантную орбиталь , которая может образовывать ковалентную связь, разделяя одинокую пару электронов на атом в основании, например, атом азота в аммиаке (NH ₃ ). Льюис рассматривал это как обобщение определения Бренстеда, так что кислота - это химический вид, который принимает электронные пары либо напрямую , либо путем выпуска протонов (h ⁺ ) в решение, которое затем принимает электронные пары. Однако хлорид водорода, уксусная кислота и большинство других кислот Brønsted -Lowry не могут образовывать ковалентную связь с электронной парой и, следовательно, не являются кислотами Lewis. И наоборот, многие кислоты Льюиса не являются Арренеем или Бренстедом -Лориковыми кислотами. В современной терминологии кислота неявно является кислотой, а не кислотой Льюиса, поскольку химики почти всегда называют кислотой Льюиса явно как таковой.

Определения и понятия

Основная статья: реакция кислотной базы

Современные определения связаны с фундаментальными химическими реакциями, общими для всех кислот.

Большинство кислот, встречающихся в повседневной жизни, являются водными растворами или могут быть растворены в воде, поэтому определения Аррениуса и Бренстед -Железного - наиболее актуальные.

Определение Brønsted - Lowry является наиболее широко используемым определением; Если не указано иное, предполагается, что реакции кислотной базы включают перенос протона (h ⁺ ) от кислоты до основания.

Ионы гидрония являются кислотами в соответствии со всеми тремя определениями. Несмотря на то, что спирты и амины могут быть брюки -жакны, они также могут функционировать как основания Льюиса из -за одиноких пар электронов на их атомах кислорода и азота.

Аррениус кислоты

Сванте Аррениус

В 1884 году Сванте Аррениус объяснил свойства кислотности с ионами водорода (h ⁺ ), позже описанный как протоны или гидроны . Кислота Аррениуса - это вещество, которое при добавлении в воду увеличивает концентрацию H ⁺ ионы в воде. Химики часто пишут H ⁺ ( aq ) и обратитесь к иону водорода при описании кислотно -базовых реакций, но ядро ​​свободного водорода, протон , не существует отдельно в воде, оно существует как ион гидрония (H ₃ O ⁺ ) или другие формы (H ₅ O ₂ ⁺ , Ч ₉ o ₄ ⁺ ) Таким образом, кислота Аррениуса также может быть описана как вещество, которое увеличивает концентрацию ионов гидрония при добавлении в воду. Примеры включают молекулярные вещества, такие как хлорид водорода и уксусная кислота.

Аррениуса Основание , с другой стороны, представляет собой вещество, которое увеличивает концентрацию гидроксида (OH ⁻ ) ионы, когда растворяются в воде. Это уменьшает концентрацию гидрония, поскольку ионы реагируют на образуйте молекулы H ₂ O:

H ₃ o ⁺
_(aq) + oh ⁻
_(Aq) ⇌ h ₂ o _(liq) + h ₂ o _(liq)

Из -за этого равновесия любое увеличение концентрации гидрония сопровождается снижением концентрации гидроксида. Таким образом, также можно сказать, что кислота Аррениуса является той, которая снижает концентрацию гидроксида, в то время как основание Аррениуса увеличивает ее.

В кистном растворе концентрация ионов гидрония превышает 10 ⁻⁷ родинки на литр. Поскольку pH определяется как отрицательный логарифм концентрации ионов гидрония, кислые растворы имеют pH менее 7.

Brønsted -Lowry Acids

Основная статья: теория Brønsted -Lowry Acid -Base Theory

Уксусная кислота , слабая кислота , жертвует протон (ион водорода, выделенный зеленым) на воду в равновесной реакции, чтобы получить ацетатный ион и ион гидрония . Красный: кислород, черный: углерод, белый: водород.

Хотя концепция Arrenius полезна для описания многих реакций, она также довольно ограничена в своем объеме. В 1923 году химики Йоханнес Николаус Брёнстед и Томас Мартин Лоури независимо узнали, что реакции кислотной базы включают перенос протона. Брюнстед -хлавкая кислота (или просто брюкина) - это вид, который жертвует протон на основу Brønsted -Lowry. Теория Brønsted -Lowry -Base -Base имеет несколько преимуществ по сравнению с теорией Аррениуса. Рассмотрим следующие реакции уксусной кислоты (CH ₃ COOH), органической кислоты , которая придает уксусу характерный вкус:

CH ₃ COOH + H ₂ O ⇌ CH ₃ COO ⁻ + H ₃ o ⁺

CH ₃ COOH + NH ₃ ⇌ CH ₃ COO ⁻ + NH + 4

Обе теории легко описывают первую реакцию: CH ₃ COOH действует как кислота Arrenius, потому что она действует как источник H ₃ O ⁺ При растворении в воде, и она действует как кислота Бренстеда, пожертвовав протон на воду. Во втором примере CH ₃ COOH подвергается тому же преобразованию, в этом случае пожертвование протона на аммиак (NH ₃ ), но не относится к определению кислоты Аррениуса, поскольку реакция не производит гидроний. Тем не менее, CH ₃ COOH является одновременно и Аррениусом и Бренстедом -Лориковой кислотой.

Теория Brønsted -Lowry может быть использована для описания реакций молекулярных соединений в неакезном растворе или газовой фазе. Хлорид водорода (HCl) и аммиак объединяются в нескольких различных условиях с образованием хлорида аммония , NH ₄ Cl. В водном растворе HCL ведет как соляную кислоту и существует как гидрония и хлоридные ионы. Следующие реакции иллюстрируют ограничения определения Арениуса:

1. H ₃ o ⁺
   _(aq) + cl ⁻
   _{(Иегова)} + NH ₃ → CL ⁻
   _(aq) + nh ⁺
   _{4 (aq)} + h ₂ o
2. HCl _{(бензол)} + NH _{3 (бензол)} → NH ₄ Cl _(s)
3. HCL _(G) + NH _{3 (G)} → NH ₄ Cl _(S)

Как и в случае реакций уксусной кислоты, оба определения работают для первого примера, где вода является растворителем, а ион гидрония образуется растворенным веществом HCL. Следующие две реакции не включают образование ионов, но все еще являются реакциями переноса протона. Во второй реакции хлорид водорода и аммиак (растворенный в бензоле ) реагируют с образованием твердого хлорида аммония в бензол -растворителе, а в третьем газовом HCl и NH ₃ объединяются с образованием твердого вещества.

Льюис кислоты

Основная статья: кислоты и основания Льюиса

В третьем, только незначительно связанная концепция была предложена в 1923 году Гилбертом Н. Льюисом , которая включает реакции с кислотно -базовыми характеристиками, которые не включают перенос протона. Кислота Льюиса - это вид, который принимает пару электронов от другого вида; Другими словами, это акцептор пары электронов. Кислотные реакции Brønsted - это реакции переноса протона, в то время как кислотные реакции Льюиса - это электронные переносы. Многие кислоты Льюиса не являются брюк -кислотами. Контрастны, как описываются следующие реакции с точки зрения химии кислотной базы:

В первой реакции фторид ион , f ⁻ , отдает электронную пару на бор трифторид, продукта чтобы сформировать тетрафлоороборирование . Фторид «теряет» пару валентных электронов , потому что электроны, разделяемые в связке B - F, расположены в области пространства между двумя атомными ядрами и, следовательно, более отдалены от ядра фторида, чем в одиночном ионе фторида. BF ₃ - это кислота Льюиса, потому что она принимает электронную пару из фторида. Эта реакция не может быть описана в терминах теории Брёнстеда, потому что нет переноса протона.

Вторая реакция может быть описана с использованием любой теории. Протон переносится из неопределенной кислоты Бренстеда в аммиак, основание Бренстеда; Альтернативно, аммиак действует как основание Льюиса и передает одинокую пару электронов, образуя связь с ионом водорода. Вид, который получает электронную пару, является кислотой Льюиса; Например, атом кислорода в H ₃ O ⁺ Получает пару электронов, когда одна из связей H - O разбит, а электроны, разделившиеся в связи, становятся локализованными на кислороде.

В зависимости от контекста, кислота Льюиса также может быть описана как окислитель или электрофил . Органические кислоты Brønsted, такие как уксусная, лимонная или щавелевая кислота, не являются кислотами Lewis. Они диссоциации в воде, чтобы получить кислоту Льюиса, ч ⁺ , но в то же время они также дают равное количество основания Льюиса (ацетат, цитрат или оксалат, соответственно, для упомянутых кислот). Эта статья в основном касается кислот Бренстеда, а не кислоты Льюиса.

Диссоциация и равновесие

Реакции кислот часто генерируются в форме Ха ⇌ ч ⁺ + А ⁻ , где HA представляет кислоту и ⁻ это сопряженное основание . Эта реакция называется протолизом . Протонированная форма (HA) кислоты также иногда называется свободной кислотой .

Кислотно -базовые конъюгатные пары различаются по одному протону и могут быть взаимосвязаны путем добавления или удаления протона ( протонация и депротонирование соответственно). Кислота может быть заряженным видом, а конъюгатное основание может быть нейтральным, и в этом случае генерализованная схема реакции может быть написана как Ха ⁺ ⇌ h ⁺ + А. В растворе существует равновесие между кислотой и ее сопряженным основанием. Константа равновесия k является экспрессией равновесных концентраций молекул или ионов в растворе. так что [H ₂ O] означает концентрацию H ₂ O. Кроншеты указывают на концентрацию , Констатация кислотной диссоциации k _A обычно используется в контексте кислотных реакций. Численное значение k _A равно продукту ( умножение) концентраций продуктов, деленных на концентрацию реагентов, где реагент является кислотой (HA), а продукты - сопряженное основание, а H ⁺ .

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

Более сильнее двух кислот будет иметь более высокую 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, более управляемая постоянная, P a _{используется} чаще, где p a _a = −log ₁₀ k _. k Более сильные кислоты имеют меньшую p k a _, чем более слабые кислоты. Экспериментально определяемые P K _A при 25 ° C в водном растворе часто цитируются в учебниках и справочном материале.

Номенклатура

Арреневые кислоты названы в соответствии с их анионами . В классической системе именования ионный суффикс сбрасывается и заменяется новым суффиксом, согласно следующей таблице. Префикс «гидро-» используется, когда кислота состоит из только водорода и еще одного элемента. Например, HCl имеет хлорид в качестве его аниона, поэтому используется гидро -префикс, а суффикс -ide заставляет название принять форму соляной кислоты .

Классическая система именования:

Анион префикс	Анионный суффикс	Кислотный префикс	Кислотный суффикс	Пример
перемещение	ел	перемещение	IC кислота	перхловая кислота (HCLO 4 )
				хлорная кислота (HCLO 3 )
	Ite		ous кислота	Хлорная кислота (HCLO 2 )
гипо	Ite	гипо	ous кислота	гипохларистая кислота (HCLO)
	IDE	гидро	IC кислота	соляная кислота (HCl)

В системе именования IUPAC «водный» просто добавляется к названию ионного соединения. Таким образом, для хлорида водорода, как кислотный раствор, название IUPAC является водным хлоридом водорода.

Кислотная сила

Основная статья: прочность кислоты

Сила кислоты относится к его способности или тенденции потерять протон. Сильная кислота - это та, которая полностью диссоциирует в воде; Другими словами, одна моль сильной кислоты ГА растворяется в воде, давая одну моль H ⁺ и одна моль сопряженного основания, ⁻ и ни один из протонированных кислот ха. Напротив, слабая кислота только частично диссоциирует и в равновесии как кислота, так и конъюгатное основание находятся в растворе. Примерами сильных кислот являются соляная кислота (HCl), гидроооооооооооооооооооооооооооооооооооооооооооооооооооо ( из гидрохромической кислоты HBR), перхловая кислота (HCLO ₄ ), азотная кислота (HNO ₃ ) и серная кислота (H ₂ SO ₄ ). В воде каждый из них по сути ионизирует 100%. Чем сильнее кислота, тем легче она теряет протон, h ⁺ Полем Двумя ключевыми факторами, которые способствуют простоте депротонирования, являются полярность H -связи и размер атома A, который определяет силу H -связи. Кислотные силы также часто обсуждаются с точки зрения стабильности конъюгатной основы.

Более сильные кислоты имеют более крупную константу диссоциации кислоты , K _A и более низкую P K A _, чем более слабые кислоты.

Сульфоновые кислоты , которые являются органическими оксицидами, представляют собой класс сильных кислот. Общим примером является толуенсульфоновая кислота (тозиловая кислота). В отличие от самой серной кислоты, сульфоновые кислоты могут быть твердыми веществами. Фактически, полистирол, функционализированный в полистиролсульфонат, представляет собой твердый прочный пластик, который может отфильтировать.

Супецидки кислоты сильнее 100% серной кислоты. Примерами супероизированных являются фторуантоновая кислота , магическая кислота и перхловая кислота . Самая сильная известная кислота - ион гидрида гелия , С Proton Affinity 177,8 кДж/моль. Супецидки могут навсегда протонировать воду с получением ионного кристаллического гидрония «солей». Они также могут количественно стабилизировать карбокации .

В то время как k _{измеряет} прочность кислотного соединения, прочность водного раствора кислоты измеряется с помощью pH, что указывает на концентрацию гидрония в растворе. PH простого раствора кислотного соединения в воде определяется разбавлением соединения и k _a .

Сила кислоты Льюиса в не впаживают растворы

Кислоты Льюиса были классифицированы в модели ECW , и было показано, что нет единого порядка прочности кислоты. Относительная сила акцептора кислот Льюиса в направлении серии оснований по сравнению с другими кислотами Льюиса может быть проиллюстрирована графиками CB . Было показано, что для определения порядка прочности кислоты Льюиса, по крайней мере, два свойства должны быть рассмотрены. Пирсона Для качественной теории HSAB двумя свойствами являются твердость Драго и прочность, в то время как для количественной модели ECW два свойства электростатические и ковалентные.

Химические характеристики

Монопротечные кислоты

См. Также: Постоянная константа кислоты § Монопротечные кислоты

Монопротечные кислоты, также известные как монобазные кислоты, представляют собой те кислоты, которые способны пожертвовать один протон на молекулу во время процесса диссоциации (иногда называемой ионизацией), как показано ниже (символизируется HA):

Ha (aq) + h ₂ o (l) ⇌ h ₃ o ⁺ (aq) + a ⁻ (Aq)      k _a

Общие примеры монопротечных 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 , а иногда эти кислоты известны как монокарбоновая кислота. Примеры в органических кислотах включают муравьиную кислоту (HCOOH), уксусную кислоту (CH ₃ COOH) и бензойную кислоту (C ₆ H ₅ COOH).

Полипротичные кислоты

См. Также: Постоянная константа кислотной диссоциации § Полипротские кислоты

Полипротские кислоты, также известные как полибазная кислота, способны пожертвовать более одного протона на молекулу кислоты, в отличие от монопротечных кислот, которые пожертвовают только один протон на молекулу. Специфические типы полипротичных кислот имеют более специфические имена, такие как дипротические (или дибазические) кислотные (два потенциальных протона для пожертвований), и триротические (или трибазические) кислотные (три потенциальных протона для пожертвований). Некоторые макромолекулы, такие как белки и нуклеиновые кислоты, могут иметь очень большое количество кислых протонов.

Дипроричная кислота (здесь символизируя H ₂ A) может подвергаться одной или двум диссоциациям в зависимости от pH. Каждая диссоциация имеет свою собственную постоянную диссоциацию, K _A1 и K _A2 .

H ₂ a (aq) + h ₂ o (l) ⇌ h ₃ o ⁺ (aq) + ха ⁻ (aq)     K _A1

Ха ⁻ (aq) + h ₂ или (l) ⇌ h ₃ o ⁺ (aq) + a ²⁻ (aq)       K _A2

Первая константа диссоциации обычно больше, чем вторая (т.е. k _a1 > k _a2 ). Например, серная кислота (H ₂ SO ₄ ) может пожертвовать один протон для образования аниона бисульфата (HSO ⁻
₄ ), для которого K _A1 очень большой; Затем он может пожертвовать второй протон, чтобы сформировать сульфатный анион (так ²⁻
₄ ), где K _A2 - это промежуточная сила. Большой K _A1 для первой диссоциации делает серу сильной кислотой. Аналогичным образом, слабая нестабильная углекислота (H ₂ CO ₃ ) может потерять один протон с образованием бикарбонатного аниона (HCO ⁻
₃ ) и проиграть секунду, чтобы сформировать карбонатный анион (co ²⁻
₃ ). Оба значения K _A небольшие, но K _A1 > K _A2 .

Трипротическая 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 (aq) + h ₂ o (l) ⇌ h ₃ o ⁺ (aq) + h ₂ a ⁻ (aq)      K _A1

H ₂ а ⁻ (aq) + h ₂ или (l) ⇌ h ₃ o ⁺ (aq) + ха ²⁻ (aq)       K _A2

Ха ²⁻ (aq) + h ₂ или (l) ⇌ h ₃ o ⁺ (aq) + a ³⁻ (Aq)      K _A3

Неорганическим фосфорной примером трирозичной кислоты является ортофосфорная кислота (H ₃ PO ₄ ), обычно просто называемая кислотой . Все три протона могут быть последовательно потеряны, чтобы дать H ₂ PO ⁻
₄ , затем HPO ²⁻
₄ , и, наконец, по ³⁻
₄ , ортофосфатный ион, обычно просто называемый фосфатом . Несмотря на то, что положения трех протонов на оригинальной молекуле фосфорной кислоты эквивалентны, последовательные значения k _-a различаются, поскольку энергетически менее благоприятны, чтобы потерять протон, если конъюгатная основа более отрицательно заряжена. Органический , которая может последовательно потерять три протона , пример трирозичной кислоты - лимонная кислота чтобы окончательно сформировать ион цитрата .

Хотя последующая потеря каждого иона водорода менее благоприятна, все конъюгатные основания присутствуют в растворе. Фракционная концентрация, α (альфа), для каждого вида может быть рассчитана. Например, универсальная дипро -кислота будет генерировать 3 вида в растворе: H ₂ A, HA ⁻ и а ²⁻ Полем Дробные концентрации могут быть рассчитаны, как показано ниже, когда дается либо pH (который может быть преобразован в [h ⁺ ]) или концентрации кислоты со всеми ее сопряженными основаниями:

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

График этих дробных концентраций против pH, для данного K ₁ и K ₂ , известен как график Bjerrum . Схема наблюдается в вышеуказанных уравнениях и может быть расширен до общей n -проходной кислоты, которая была депротонирована I -Times:

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

где k ₀ = 1, а другие K-Terms-это константы диссоциации для кислоты.

Нейтрализация

Соляная кислота (в стакане ), реагирующая с аммиачными паряками, образуя хлорид аммония (белый дым).

Нейтрализация - это реакция между кислотой и основанием, производящая соль и нейтрализованное основание; Например, соляная кислота и гидроксид натрия образуют хлорид натрия и воду:

HCl _(aq) + NaOH _(aq) → H ₂ O _(l) + naCl _(aq)

Нейтрализация является основой титрования , где индикатор pH показывает точку эквивалентности, когда в кислоту было добавлено эквивалентное количество молей основания. Часто ошибочно предполагается, что нейтрализация должна привести к раствору с рН 7,0, что только в случае с аналогичной кислотой и прочностью основания во время реакции.

Нейтрализация с основанием слабее кислоты приводит к слабо кислотной соли. Примером является слабо кислый хлорид аммония , который продуцируется из сильного кислотно -водорода хлорида и слабый основание аммиака . И наоборот, нейтрализация слабой кислоты с сильным основанием дает слабо основную соль (например, фторид натрия из фторида водорода и гидроксида натрия ).

Слабое кислотное основание равновесие

Основная статья: Уравнение Хендерсона - Хассельбалх

Для того, чтобы протонированная кислота потеряла протон, рН системы должен подняться над P K _A кислоты. Снижение концентрации H ⁺ В этом основном растворе смещается равновесие в направлении формы сопряженного основания (депротонированная форма кислоты). В растворах нижнего pH (более кислых) есть достаточно высокий H ⁺ Концентрация в растворе, чтобы привести к тому, что кислота остается в его протонированной форме.

Растворы слабых кислот и солей их сопряженных оснований образуют буферные растворы .

Титрование

Основная статья: кислый базовый титрование

Чтобы определить концентрацию кислоты в водном растворе, обычно выполняется титрование кислотной базы. Сильный базовый раствор с известной концентрацией, обычно NaOH или KOH, добавляется для нейтрализации кислотного раствора в соответствии с изменением цвета индикатора с количеством добавленного основания. Кривая титрования кислотной, титрованной основой, имеет две оси, с базовым объемом на оси x и значением pH раствора на оси Y. PH раствора всегда увеличивается, когда основание добавляется в решение.

Пример: проротическая кислота

Это идеальная кривая титрования для аланина , дипрот -аминокислоты. Точка 2 является первой эквивалентной точкой, где количество добавленного NaOH равна количеству аланина в исходном растворе.

Для каждой кривой титрования дипродки, слева направо существует две средние точки, две точки эквивалентности и две буферные области.

Точки эквивалентности

Из -за последовательных процессов диссоциации в кривой титрования дипро -кислоты есть две точки эквивалентности. Первая точка эквивалентности возникает, когда все первые ионы водорода из первой ионизации титрованы. Другими словами, количество OH ⁻ Добавлено равное исходное количество H ₂ A в первой точке эквивалентности. Вторая точка эквивалентности возникает, когда все ионы водорода титрованы. Следовательно, сумма OH ⁻ Добавлено равно в два раза больше количества H ₂ A в настоящее время. Для слабой дипро -кислоты, титрованной сильным основанием, вторая точка эквивалентности должна возникать при pH выше 7 из -за гидролиза полученных солей в растворе. В любой точке эквивалентности добавление падения базы приведет к наиболее крутому повышению значения pH в системе.

Буферные регионы и средние точки

Кривая титрования для дипро -кислоты содержит две средние точки, где pH = pk _a . Поскольку существуют два разных значения k _, первая средняя точка происходит при pH = PK _A1 , а вторая встречается при pH = PK _A2 . Каждый сегмент кривой, который содержит среднюю точку в его центре, называется буферной областью. Поскольку буферные области состоят из кислоты и ее сопряженного основания, они могут сопротивляться изменениям pH при добавлении основания до следующих эквивалентных точек.

Применение кислот

В промышленности

Кислоты являются фундаментальными реагентами в лечении практически всех процессов в современной промышленности. Серная кислота, дипропроитивная кислота, является наиболее широко используемой кислотой в промышленности, а также является наиболее продуманным промышленным химическим веществом в мире. В основном он используется для производства удобрений, моющих средств, батарей и красителей, а также используется при обработке многих продуктов, таких как удаление примесей. Согласно данным статистики в 2011 году, ежегодное производство серной кислоты составляло около 200 миллионов тонн в мире. Например, фосфатные минералы реагируют с серной кислотой с образованием фосфорной кислоты для продуцирования фосфатных удобрений, а цинк продуцируется путем растворения оксида цинка в серную кислоту, очищая раствор и электровинение.

В химической промышленности кислоты реагируют в реакциях нейтрализации для получения солей. Например, азотная кислота реагирует с аммиаком с образованием нитрата аммония , удобрения. Кроме того, карбоновые кислоты могут быть этерифицированы с спиртами, для производства сложных эфиров .

Кислоты часто используются для удаления ржавчины и другой коррозии из металлов в процессе, известном как маринованный . Они могут использоваться в качестве электролита в батареи влажной ячейки , такой как серная кислота в автомобильной батарее .

В еде

Карбонированная вода (H ₂ CO ₃ водного раствора) обычно добавляется в безалкогольные напитки, чтобы сделать их разбитыми.

Тартариновая кислота является важным компонентом некоторых часто используемых продуктов, таких как Unripened Mangoes и Tamarind. Натуральные фрукты и овощи также содержат кислоты. Лимонная кислота присутствует в апельсинах, лимоне и других цитрусовых. Щавелевая кислота присутствует в помидорах, шпинате и особенно в карамболе и ревеню ; Листья ревеня и незрелые карамболы токсичны из -за высоких концентраций щавелевой кислоты. Аскорбиновая кислота (витамин С) является незаменимым витамином для организма человека и присутствует в таких продуктах, как AMLA ( индийская крыжом ), лимон, цитрусовые и гуаву.

Многие кислоты можно найти в различных видах пищи в качестве добавок, поскольку они изменяют свой вкус и служат в качестве консервантов. Например, фосфорная кислота является компонентом напитков колы . Уксусная кислота используется в повседневной жизни как уксус. Лимонная кислота используется в качестве консерванта в соусах и соленых огурцах.

Карбонья является одним из наиболее распространенных кислотных добавок, которые широко добавляются в безалкогольные напитки . Во время производственного процесса CO ₂ обычно оказывается под давлением растворения в этих напитках для создания углекислойки. Карбонья кислота очень нестабильна и имеет тенденцию разбивать на воду и CO ₂ при комнатной температуре и давлении. Следовательно, когда открываются бутылки или банки такого рода безалкогольных напитков, безалкогольные напитки выходят из безалкогольных напитков и разжигают, когда _{CO 2 .} выходят пузырьки

Определенные кислоты используются в качестве лекарств. Ацетилсалициловая кислота (аспирин) используется в качестве болеутоляющего убийцы и для сбивания лихорадки.

В человеческих телах

Кислоты играют важную роль в человеческом организме. Соляная кислота, присутствующая в желудке, помогает пищеварению, разбивая большие и сложные пищевые молекулы. Аминокислоты необходимы для синтеза белков, необходимых для роста и восстановления тканей тела. Жирные кислоты также необходимы для роста и восстановления тканей тела. Нуклеиновые кислоты важны для производства ДНК и РНК и передачи признаков потомства через гены. Углевая кислота важна для поддержания рН равновесия в организме.

Человеческие тела содержат различные органические и неорганические соединения, среди тех, кто дикарбоновые кислоты играют важную роль во многих биологических поведениях. Многие из этих кислот являются аминокислотами , которые в основном служат материалами для синтеза белков. Другие слабые кислоты служат буферами с их сопряженными основаниями, чтобы удержать pH организма от больших изменений, которые были бы вредны для клеток. Остальные дикарбоновые кислоты также участвуют в синтезе различных биологически важных соединений в телах человека.

Кислотный катализ

Основная статья: кислотный катализ

Кислоты используются в качестве катализаторов в промышленной и органической химии; Например, серная кислота используется в очень больших количествах в процессе алкилирования для получения бензина. Некоторые кислоты, такие как серная, фосфорическая и соляная кислота, также влияют на реакции дегидратации и конденсации . В биохимии многие ферменты используют кислотный катализ.

Биологическое явление

Основная структура аминокислоты .

Многие биологически важные молекулы являются кислотами. Нуклеиновые кислоты , которые содержат 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 для синтеза белков , которые состоят из аминокислотных субъединиц. Клеточные мембраны содержат жирных кислот сложные эфиры , такие как фосфолипиды .

Α-аминокислота имеет центральный углерод (α или альфа- углерод ), который ковалентно связан с карбоксильной группой (таким образом, они представляют собой карбоновые кислоты ), аминогруппа , атом водорода и переменной группой. Переменная группа, также называемая группой R или боковой цепью, определяет идентичность и многие свойства специфической аминокислоты. В глицине самая простая аминокислота, группа R представляет собой атом водорода, но во всех других аминокислотах она содержит один или несколько атомов углерода, связанных с гидрогинами, и могут содержать другие элементы, такие как серы, кислород или азот. За исключением глицина, природные аминокислоты являются хиральными и почти неизменно встречаются в L -конфигурации . Пептидогликан , обнаруженный в некоторых бактериальных клеточных стенках, содержит некоторые D -аминокислоты. При физиологическом pH, как правило, около 7, свободные аминокислоты существуют в заряженной форме, где кислая карбоксильная группа (-coOH) теряет протон (-coo ⁻ ) и основная группа амина (-nh ₂ ) получает протон (-nh ⁺
₃ ). Вся молекула имеет чистый нейтральный заряд и является Zwitterion , за исключением аминокислот с основными или кислыми боковыми цепями. аспарагиновая кислота Например, обладает одним протонированным аминами и двумя депротонированными карбоксильными группами для чистого заряда -1 при физиологическом pH.

Жирные кислоты и производные жирных кислот являются еще одной группой карбоновых кислот, которые играют значительную 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 , мицелы из эфиров гидрофобных жирных кислот с полярными гидрофильными фосфатными головными группами. Мембраны содержат дополнительные компоненты, некоторые из которых могут участвовать в кислотных реакциях.

У людей и многих других животных соляная кислота является частью желудочной кислоты, секретируемой в желудке , чтобы помочь гидролизовым белкам и полисахаридам , а также преобразование неактивного про-энзимента, пепсиноген в фермент , пепсин . Некоторые организмы производят кислоты для защиты; Например, муравьи производят муравьиную кислоту .

Кислотно -базовое равновесие играет критическую роль в регуляции дыхания млекопитающих . кислорода Газ _{(O 2} ) управляет клеточным дыханием , процесс, посредством которого животные выделяют химическую потенциальную энергию, хранящуюся в пище, производящим углекислый газ (CO ₂ ) в качестве побочного продукта. Кислород и углекислый газ обмениваются в легких , а организм реагирует на изменение потребностей в энергии путем корректировки скорости вентиляции . Например, в периоды усиления тело быстро разрушает сохраненные углеводы и жир, выпуская CO ₂ в кровоток. В водных растворах, таких как Blood CO ₂ в равновесии с углекислотой и бикарбонатным ионом.

CO ₂ + H ₂ O ⇌ H ₂ CO ₃ ⇌ H ⁺ + Hco - 3

Это уменьшение pH, которое сигнализирует о мозге, чтобы дышать быстрее и глубже, изгнав избыток CO ₂ и пополняя клетки с O ₂ .

Аспирин (ацетилсалициловая кислота) - карбоновая кислота

Клеточные мембраны, как правило, непроницаемы для заряженных или крупных полярных молекул из -за липофильных жировых ацильных цепей, содержащих их интерьер. Многие биологически важные молекулы, в том числе ряд фармацевтических агентов, представляют собой органические слабые кислоты, которые могут пересекать мембрану в их протонированной, незаряженной форме, но не в их заряженной форме (т.е., как сопряженное основание). По этой причине активность многих лекарств может быть усилена или ингибирована с помощью антацид или кислотных пищевых продуктов. Заряженная форма, однако, часто более растворима в крови и цитозоле , как водной среде. Когда внеклеточная среда является более кислой, чем нейтральный рН в клетке, некоторые кислоты будут существовать в их нейтральной форме и будут растворимыми в мембране, что позволяет им пересекать фосфолипидный бислой. Кислоты, которые теряют протон при внутриклеточном рН, будут существовать в их растворимой, заряженной форме и, таким образом, могут диффундировать через цитозоль к своей мишени. Ибупрофен , аспирин и пенициллин являются примерами лекарств, которые являются слабыми кислотами.

Общие кислоты

Минеральные кислоты (неорганические кислоты)

• Галогениды водорода и их растворы: гидрофлуорическая кислота (HF), соляная кислота (HCl), гидробромическая кислота (HBR), гидрооооооооооооооооооооооооооооооооооооооооооооооооооооооооооооооооооооооооооооод (HI)
• Галогенные оксоцидки: гипохлористая кислота (HCLO), хлористая кислота (HCLO ₂ ), хлорная кислота (HCLO ₃ ), перхлово -кислота (HCLO ₄ ) и соответствующие аналоги для брома и йода
  • Гипофлуриная кислота (HFO), единственная известная оксоцид для фтора.
• Серная кислота (H ₂ SO ₄ )
• Фторсульфуриновая кислота (HSO ₃ F)
• Азотная кислота (HNO ₃ )
• Фосфорная кислота (H ₃ PO ₄ )
• Фторуантоновая кислота (HSBF ₆ )
• Флуороборическая кислота (HBF ₄ )
• Гексафторофосфорная кислота (HPF ₆ )
• Хромовая кислота (H ₂ Cro ₄ )
• Борная кислота (H ₃ BO ₃ )

Сульфоновые кислоты

Сульфоновая кислота имеет общую формулу RS (= O) ₂ -OH, где r является органическим радикалом.

• Метансульфоновая кислота (или мезиловая кислота, Ch ₃ SO ₃ часа)
• Этансульфоновая кислота (или эссиловая кислота, Ch ₃ CH ₂ SO ₃ часа)
• Бензольсульфокислота (или бесиловая кислота, C ₆ H ₅ SO ₃ часа)
• П-толуенсульфоновая кислота (или тозиловая кислота, Ch ₃ C ₆ H ₄ SO ₃ часа)
• Трифторметаносульфоновая кислота (или трифлическая кислота, CF ₃ SO ₃ часа)
• Полистирол сульфоновая кислота (сульфонированный полистирол , [CH ₂ CH (C ₆ H ₄ ) SO ₃ H] _N )

Карбоновые кислоты

Карбоновая кислота имеет общую формулу RC (O) OH, где R является органическим радикалом. 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)
• Глюконовая кислота Hoch ₂ -(Чо) ₄ -coOH
• Молочная кислота (Ch ₃ -Choh -Cooh)
• Щавелевая кислота (гормон)
• Тартарная кислота (гормон

Галогенированные карбоновые кислоты

Галогенирование в положении альфа увеличивает силу кислоты, так что все следующие кислоты сильнее уксусной кислоты.

• Флуоруксусная кислота
• Трифторуксусная кислота
• Хлоруксусная кислота
• Дихлоруксусная кислота
• Трихлоруксусная кислота

Винилологичные карбоновые кислоты

Нормальные карбоновые кислоты являются прямым союзом карбонильной группы и гидроксильной группы. В винилогных карбоновых кислотах карбонильная и гидроксильная группа отделяет карбонильные и гидроксильные группы.

• Аскорбиновая кислота

Нуклеиновые кислоты

• Дезоксирибонуклеиновая кислота (ДНК)
• Рибонуклеиновая кислота (РНК)

Ссылки

• Список сильных сторон общих кислот и оснований
• Zumdahl, Steven S. (1997). Химия (4 -е изд.). Бостон: Хоутон Миффлин. ISBN  9780669417944 .
• Павия, DL; Lampman, GM; Криз, Г.С. (2004). Органическая химия объем i . Мейсон, Огайо: Cengage Learning. ISBN  0759347271 .

Внешние ссылки

• Curtipot : диаграммы равновесия с кислотой базой, pH расчеты титрования и кривые Моделирование и анализ - Свободное программное обеспечение