Кислота

Эта статья о кислотах в химии. Чтобы узнать о других значениях, см. Кислота (значения) .

Сюда перенаправляются «Кислотность» и «кислота». Чтобы узнать о новелле, см. «Кислотность» (новелла) . Чтобы узнать о группе, см. Acidic (группа) .

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

Кислота , — это молекула или ион способные либо отдавать протон (т.е. ион водорода, H ⁺ ), известная как кислота Бренстеда-Лоури , или образующая ковалентную связь с электронной парой , известная как кислота Льюиса .

К первой категории кислот относятся доноры протонов, или кислоты Бренстеда-Лоури . В частном случае водных растворов донорами протонов являются ионы гидроксония H ₃ O. ⁺ и известны как кислоты Аррениуса . Брёнстед и Лоури обобщили теорию Аррениуса, включив в нее неводные растворители . Кислота Бренстеда или Аррениуса обычно содержит атом водорода, связанный с химической структурой, которая все еще энергетически выгодна после потери H. ⁺ .

Водные кислоты Аррениуса обладают характерными свойствами, которые дают практическое описание кислоты. Кислоты образуют водные растворы с кислым вкусом, могут окрашивать синий лакмус в красный цвет и вступать в реакцию с основаниями и некоторыми металлами (например, кальцием ) с образованием солей . Слово кислота происходит от латинского acidus , что означает «кислый». Водный раствор кислоты имеет pH менее 7 и в просторечии также называется «кислотой» (как «растворенная в кислоте»), тогда как строгое определение относится только к растворенному веществу . 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 разговорном смысле) могут быть растворами или чистыми веществами, а могут быть получены из кислот (в строгом смысле слова). смысле), которые представляют собой твердые тела, жидкости или газы. Сильные кислоты и некоторые концентрированные слабые кислоты вызывают коррозию , но есть исключения, такие как карбораны и борная кислота .

Вторая категория кислот — это кислоты Льюиса , образующие ковалентную связь с электронной парой. Примером является трифторид бора (BF ₃ ), атом бора которого имеет вакантную орбиталь , которая может образовывать ковалентную связь путем совместного использования неподеленной пары электронов на атоме основания, например атоме азота в аммиаке (NH ₃ ). Льюис рассматривал это как обобщение определения Брёнстеда, согласно которому кислота представляет собой химическую разновидность, которая принимает пары электронов 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 поэтому не являются кислотами Льюиса. И наоборот, многие кислоты Льюиса не являются кислотами Аррениуса или Бренстеда-Лоури. В современной терминологии кислота неявно является кислотой Бренстеда, а не кислотой Льюиса, поскольку химики почти всегда явно называют кислоту Льюиса таковой.

Определения и понятия

Основная статья: Кислотно-основная реакция

Современные определения касаются фундаментальных химических реакций, общих для всех кислот.

Большинство кислот, встречающихся в повседневной жизни, представляют собой водные растворы или могут быть растворены в воде, поэтому определения Аррениуса и Брёнстеда-Лоури являются наиболее актуальными.

Определение Брёнстеда-Лоури является наиболее широко используемым определением; если не указано иное, предполагается, что кислотно-основные реакции включают перенос протона ( H ⁺ ) от кислоты к основанию.

Ионы гидроксония являются кислотами по всем трем определениям. Хотя спирты и амины могут представлять собой кислоты Бренстеда-Лоури, они также могут функционировать как основания Льюиса благодаря неподеленным парам электронов на их атомах кислорода и азота.

Аррениусовые кислоты

Сванте Аррениус

В 1884 году Сванте Аррениус приписал свойства кислотности ионам водорода (H ⁺ ), позже описанные как протоны или гидроны . Аррениусовая кислота — вещество, которое при добавлении в воду увеличивает концентрацию H. ⁺ ионы в воде. 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 других формах (H ₅ O ₂ ⁺ , Н ₉ О ₄ ⁺ ). Таким образом, кислоту Аррениуса можно также охарактеризовать как вещество, повышающее концентрацию ионов гидроксония при добавлении в воду. Примеры включают молекулярные вещества, такие как хлористый водород и уксусная кислота.

Аррениуса С другой стороны, основание представляет собой вещество, которое увеличивает концентрацию гидроксида (OH ⁻ ) ионы при растворении в воде. При этом снижается концентрация гидроксония, поскольку ионы реагируют с образованием молекул H ₂ O:

Н ₃ О ⁺
_{(водный)} + ОН ⁻
_(водн.) ⇌ H ₂ O _(ж.) + H ₂ O _(ж.)

Благодаря такому равновесию любое увеличение концентрации гидроксония сопровождается уменьшением концентрации гидроксида. Таким образом, можно также 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, кислые растворы, таким образом, имеют pH менее 7.

Кислоты Бренстеда-Лоури

Основная статья: кислотно-основная теория Брёнстеда – Лоури

Уксусная кислота , слабая кислота , отдает протон (ион водорода, выделен зеленым) воде в равновесной реакции с образованием ацетат- иона и иона гидроксония . Красный: кислород, черный: углерод, белый: водород.

Хотя концепция Аррениуса полезна для описания многих реакций, она также весьма ограничена в своих возможностях. В 1923 году химики Йоханнес Николаус Бренстед и Томас Мартин Лоури независимо друг от друга признали, что кислотно-основные реакции включают перенос протона. Кислота Бренстеда-Лоури (или просто кислота Бренстеда) представляет собой разновидность, которая отдает протон основанию Бренстеда-Лоури. Кислотно-основная теория Брёнстеда-Лоури имеет ряд преимуществ перед теорией Аррениуса. Рассмотрим следующие реакции уксусной кислоты (CH ₃ COOH), органической кислоты , придающей уксусу характерный вкус:

СН ₃ СООН + Н ₂ О ⇌ СН ₃ СОО ⁻ + Н ₃ О ⁺

СН ₃ СООН + NH ₃ ⇌ СН ₃ СОО ⁻ + НХ + 4

Обе теории легко описывают первую реакцию: CH ₃ COOH действует как кислота Аррениуса, поскольку выступает источником H ₃ O. ⁺ при растворении в воде 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 определению кислоты по Аррениусу, поскольку в результате реакции не образуется гидроксоний. Тем не менее CH ₃ COOH является одновременно кислотой Аррениуса и кислотой Бренстеда-Лоури.

Теория Бренстеда – Лоури может быть использована для описания реакций молекулярных соединений в неводном растворе или газовой фазе. Хлороводород (HCl) и аммиак соединяются в 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 ограничения определения Аррениуса:

1. Н ₃ О ⁺
   _{(водный раствор)} + Cl ⁻
   _{(водный)} + NH ₃ → Cl ⁻
   _(водн.) + NH ⁺
   _{4 (водн.)} + Н ₂ О
2. HCl _{(бензол)} + NH _{3(бензол)} → NH ₄ Cl _(ы)
3. HCl _(г) + NH _3(г) → NH ₄ Cl _(т)

Как и в случае с реакциями с уксусной кислотой, оба определения подходят для первого примера, где вода является растворителем, а ион гидроксония образуется растворенным раствором HCl. Следующие две реакции не связаны с образованием ионов, но все же являются реакциями переноса протона. Во второй реакции хлористый водород и аммиак (растворенный в бензоле ) реагируют с образованием твердого хлорида аммония в бензольном растворителе, а в третьей реакции газообразные HCl и NH ₃ объединяются с образованием твердого вещества.

кислоты Льюиса

Основная статья: кислоты и основания Льюиса

Третья, лишь незначительно связанная концепция была предложена в 1923 году Гилбертом Н. Льюисом и включает реакции с кислотно-основными характеристиками, которые не включают перенос протона. Кислота Льюиса — это разновидность, которая принимает пару электронов от другой разновидности; другими словами, это акцептор электронной пары. Кислотно-основные реакции Бренстеда представляют собой реакции переноса протона, а кислотно-основные реакции Льюиса представляют собой переносы электронных пар. Многие кислоты Льюиса не являются кислотами Бренстеда-Лоури. Сравните, как следующие реакции описываются с точки зрения кислотно-основной химии:

В первой реакции ион фтора F ⁻ , отдает электронную пару с трифториду бора образованием тетрафторбората . Фторид «теряет» пару валентных электронов , поскольку электроны, общие в связи B—F, расположены в области пространства между двумя атомными ядрами и, следовательно, более удалены от ядра фторида, чем в одиночном ионе фторида. BF ₃ является кислотой Льюиса, поскольку принимает электронную пару от фторида. Эту реакцию невозможно описать в рамках теории Брёнстеда, поскольку переноса протона в ней нет.

Вторую реакцию можно описать с помощью любой теории. Протон переносится от неуказанной кислоты Бренстеда к аммиаку, основанию Бренстеда; альтернативно, аммиак действует как основание Льюиса и переносит неподеленную пару электронов, образуя связь с ионом водорода. Разновидностью, которая получает электронную пару, является кислота Льюиса; например, атом кислорода в H ₃ O ⁺ приобретает пару электронов, когда одна из связей H—O разрывается и общие в связи электроны 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. Они диссоциируют в воде с образованием кислоты Льюиса H. ⁺ , но в то же время они также дают равное количество основания Льюиса (ацетата, цитрата или оксалата соответственно для упомянутых кислот). В этой статье речь идет в основном о кислотах Бренстеда, а не о кислотах Льюиса.

Диссоциация и равновесие

Реакции кислот часто обобщают в виде ХА ⇌ Ч ⁺ + А ⁻ , где HA представляет собой кислоту, а A ⁻ является сопряженным основанием . Эта реакция называется протолизом . Протонированную форму (НА) кислоты также иногда называют свободной кислотой .

Пары кислотно-основных сопряжений различаются на один протон и могут взаимно превращаться путем добавления или удаления протона ( протонирование и депротонирование соответственно). Кислота может быть заряженной, а сопряженное основание может быть нейтральным, и в этом случае обобщенную схему реакции можно записать как ХА ⁺ ⇌ Ч ⁺ + А. В растворе существует равновесие между кислотой и сопряженным с ней основанием. Константа равновесия K является выражением равновесных концентраций молекул или ионов в растворе. В скобках указана концентрация, например, [H _O ] означает концентрацию H ₂ O. 2 Константу диссоциации кислоты K _a обычно используют в контексте кислотно-основных реакций. Численное значение K _a равно произведению ( умножению) концентраций продуктов, разделенному на концентрацию реагирующих веществ, где реагирующим веществом является кислота (HA), а продуктами - сопряженное основание и H. ⁺ .

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

Более сильная из двух кислот будет иметь более высокий K _a, чем более слабая кислота; соотношение ионов водорода к кислоте будет выше для более сильной кислоты, поскольку более сильная кислота имеет большую тенденцию терять свой протон. Поскольку диапазон возможных значений K _a охватывает многие порядки, управляемая константа p K _a чаще используется более , где p K _a = −log ₁₀ K _a . Более сильные кислоты имеют меньший p K a _, чем более слабые кислоты. Экспериментально определенные значения р Ка _{при 25 ° С} в водном растворе часто цитируются в учебниках и справочных материалах.

Номенклатура

Кислоты Аррениуса названы по их анионам . В классической системе именования ионный суффикс опускается и заменяется новым суффиксом, согласно следующей таблице. Приставка «гидро-» используется, когда кислота состоит только из водорода и еще одного элемента. Например, HCl является хлорид анионом , поэтому используется приставка гидро-, а суффикс -ide заставляет название принимать форму соляная кислота .

Классическая система именования:

Анионный префикс	Анионный суффикс	Кислотный префикс	Кислотный суффикс	Пример
за	ел	за	ледяная кислота	хлорная кислота (HClO 4 )
				хлорная кислота (HClO 3 )
	ите		кислая кислота	хлорноватая кислота (HClO 2 )
гипо	ите	гипо	кислая кислота	хлорноватистая кислота (HClO)
	это идет	гидро	ледяная кислота	соляная кислота (HCl)

В системе наименования ИЮПАК к названию ионного соединения просто добавляется слово «водный». Таким образом, хлористый водород в виде раствора кислоты называется по ИЮПАК водному хлористому водороду.

Сила кислоты

Основная статья: Сила кислоты

Сила кислоты означает ее способность или склонность терять протон. Сильная кислота — это кислота, которая полностью диссоциирует в воде; другими словами, один моль сильной кислоты ГК растворяется в воде с образованием одного моля H. ⁺ и один моль сопряженного основания A ⁻ , и ни одной протонированной кислоты HA. Напротив, слабая кислота диссоциирует лишь частично, 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 серная кислота (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. Силу кислоты также часто обсуждают с точки зрения стабильности сопряженного основания.

Более сильные кислоты имеют большую константу диссоциации кислоты K a _и более низкое p K a _, чем более слабые кислоты.

Сульфоновые кислоты , являющиеся 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 сильнокислотный пластик, который можно фильтровать.

Суперкислоты – это кислоты более сильные, чем 100% серная кислота. Примерами суперкислот являются фторсурьмяная кислота , волшебная кислота и хлорная кислота . Самая сильная из известных кислот — ион гидрида гелия . со сродством к протону 177,8 кДж/моль. Суперкислоты могут постоянно протонировать воду с образованием ионных кристаллических гидроксония «солей» . 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 его K _a .

Сила кислоты Льюиса в неводных растворах

Кислоты Льюиса были классифицированы в модели ECW , и было показано, что не существует одного порядка силы кислот. Относительная акцепторная сила кислот Льюиса по отношению к ряду оснований по сравнению с другими кислотами Льюиса может быть проиллюстрирована графиками CB . Было показано, что для определения порядка силы кислоты Льюиса необходимо учитывать как минимум два свойства. Пирсона Для качественной теории HSAB двумя свойствами являются твердость Драго и прочность, а для количественной модели ECW двумя свойствами являются электростатические и ковалентные.

Химические характеристики

Монопротонные кислоты

Смотрите также: Константа диссоциации кислоты § Монопротонные кислоты

Монопротонные кислоты, также известные как одноосновные кислоты, — это те кислоты, которые способны отдавать один протон на молекулу во время процесса диссоциации (иногда называемой ионизацией), как показано ниже (обозначается HA):

ГК (водн.) + H ₂ O (ж) ⇌ H ₃ O ⁺ (вод) + А ⁻ (вод)      К _а

Общие примеры монопротонных 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 наличие одной группы карбоновой кислоты , и иногда эти кислоты называют монокарбоновыми кислотами. Примеры органических кислот включают муравьиную кислоту (HCOOH), уксусную кислоту (CH ₃ COOH) и бензойную кислоту (C ₆ H ₅ COOH).

Полипротонные кислоты

Смотрите также: Константа диссоциации кислоты § Полипротонные кислоты

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 отдачи) и трипротонная (или трехосновная) кислота (три потенциальных протона для отдачи). Некоторые макромолекулы, такие как белки и нуклеиновые кислоты, могут иметь очень большое количество кислых протонов.

Дипротонная кислота (здесь обозначенная H ₂ A) может подвергаться 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 (ж) ⇌ H ₃ O ⁺ (водн.) + ГК ⁻ (столько же)     K _a1

ХА ⁻ (вод) + H ₂ O (ж) ⇌ H ₃ O ⁺ (вод) + А ²⁻ (водн.)       К _а2

Первая константа диссоциации обычно больше второй (т.е. K _a1 > K _a2 ). Например, серная кислота (H ₂ SO ₄ ) может отдать один протон для образования бисульфат- аниона (HSO ⁻
₄ ), для которого K _a1 очень велико; тогда он может отдать второй протон для образования сульфат- аниона (SO ²⁻
₄ ), где K _a2 имеет промежуточную прочность. Большое значение K _a1 для первой диссоциации делает серную кислоту сильной кислотой. Подобным образом слабая нестабильная угольная кислота (H ₂ CO ₃ ) может потерять один протон с образованием бикарбонат- аниона (HCO ⁻
₃ ) и теряю секунду, образуя карбонат- анион (CO ²⁻
₃ ). Оба значения K _a малы, но K _a1 > K _a2 .

Трипротонная кислота (H ₃ A) может претерпевать одну, две или три диссоциации и имеет три константы диссоциации, где K _a1 > K _a2 > K _a3 .

H ₃ A (водн.) + H ₂ O (ж) ⇌ H ₃ O ⁺ (водн.) + Н ₂ А ⁻ (столько же)      K _a1

H₂H2A ⁻ (вод) + H ₂ O (ж) ⇌ H ₃ O ⁺ (водн.) + ГК ²⁻ (водн.)       К _а2

ХА ²⁻ (вод) + H ₂ O (ж) ⇌ H ₃ O ⁺ (вод) + А ³⁻ (вод)      К _а3

Неорганическим фосфорной примером трипротонной кислоты является ортофосфорная кислота (H ₃ PO ₄ ), обычно называемая просто кислотой . Все три протона могут быть последовательно потеряны с образованием H ₂ PO. ⁻
₄ , затем ГПО ²⁻
₄ и, наконец, ПО ³⁻
₄ , ортофосфат-ион, обычно называемый просто фосфатом . Несмотря на то, что положения трех протонов в исходной молекуле фосфорной кислоты эквивалентны, последовательные значения K _a различаются, поскольку энергетически менее выгодно терять протон, если сопряженное основание имеет более отрицательный заряд. Органическим , которая примером трипротонной кислоты является лимонная кислота может последовательно терять три протона с образованием цитрат- иона.

Хотя последующая потеря каждого иона водорода менее благоприятна, все сопряженные основания присутствуют в растворе. фракционную концентрацию α Можно рассчитать (альфа) для каждого вида. Например, генерическая дипротонная кислота в растворе образует 3 вида: H ₂ A, HA. ⁻ , и А ²⁻ . Дробные концентрации можно рассчитать, как показано ниже, если задан либо pH (который можно преобразовать в [H ⁺ ]) или концентрации кислоты со всеми сопряженными с ней 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 зависимости этих фракционных концентраций от pH для заданных K ₁ и K ₂ известен как график Бьеррума . В приведенных выше уравнениях наблюдается закономерность, которую можно расширить до общей n -протонной кислоты, которая была депротонирована i -кратно:

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

где K ₀ = 1, а остальные K-члены являются константами диссоциации кислоты.

Нейтрализация

Соляная кислота (в стакане ) реагирует с парами аммиака с образованием хлорида аммония (белый дым).

Нейтрализация — это реакция между кислотой и основанием, в результате которой образуется соль и нейтрализованное основание; например, соляная кислота и гидроксид натрия образуют хлорид натрия и воду:

HCl _{(водный)} + NaOH _{(водный)} → H ₂ O _(ж) + NaCl _{(водный)}

Нейтрализация является основой титрования , когда индикатор pH показывает точку эквивалентности, когда к кислоте добавляется эквивалентное количество молей основания. Часто ошибочно полагают, что в результате нейтрализации должен получиться раствор с pH 7,0, что происходит только в случае одинаковой силы кислоты и основания во время реакции.

Нейтрализация основанием, более слабым, чем кислота, приводит к образованию слабокислой соли. Примером является слабокислый хлорид аммония , который получают из сильнокислого хлористого водорода и слабоосновного аммиака . И наоборот, нейтрализация слабой кислоты сильным основанием дает слабоосновную соль (например, фторид натрия из фторида водорода и гидроксида натрия ).

Равновесие слабой кислоты и слабого основания

Основная статья: уравнение Хендерсона – Хассельбаха

Чтобы протонированная кислота потеряла протон, pH системы должен подняться выше значения p K _a кислоты. Снижение концентрации H ⁺ в этом основном растворе равновесие смещается в сторону сопряженной основной формы (депротонированной формы кислоты). В растворах с более низким pH (более кислых) наблюдается достаточно высокий уровень H. ⁺ концентрация в растворе, при которой кислота остается в протонированной форме.

Растворы слабых кислот и солей сопряженных с ними оснований образуют буферные растворы .

Титрование

Основная статья: Кислотно-основное титрование

Для определения концентрации кислоты в водном растворе обычно проводят кислотно-основное титрование. Для нейтрализации раствора кислоты в соответствии с изменением цвета индикатора при добавлении количества основания добавляют раствор сильного основания известной концентрации, обычно NaOH или КОН. Кривая титрования кислоты, титруемой основанием, имеет две оси: объем основания на оси x и значение pH раствора на оси y. По мере добавления основания pH раствора всегда повышается.

Пример: дипротоновая кислота

Это идеальная кривая титрования аланина , дипротонной аминокислоты. Точка 2 — это первая эквивалентная точка, в которой количество добавленного NaOH равно количеству аланина в исходном растворе.

Для каждой кривой титрования дипротонной кислоты слева направо имеются две средние точки, две точки эквивалентности и две буферные области.

Точки эквивалентности

Из-за последовательных процессов диссоциации на кривой титрования дипротонной кислоты имеются две точки эквивалентности. Первая точка эквивалентности возникает, когда титруются все первые ионы водорода от первой ионизации. Другими словами, количество OH ⁻ добавленное равно исходному количеству H ₂ A в первой точке эквивалентности. Вторая точка эквивалентности возникает, когда титруются все ионы водорода. Следовательно, количество OH ⁻ добавленное в это время равно удвоенному количеству H ₂ A. Для слабой дипротонной кислоты, титрованной сильным основанием, вторая точка эквивалентности должна возникать при pH выше 7 из-за гидролиза образующихся солей в растворе. В любой точке эквивалентности добавление капли основания приведет к резкому повышению значения pH в системе.

Буферные регионы и средние точки

Кривая титрования дипротонной кислоты содержит две средние точки, где pH = _pKa . Поскольку существуют два разных значения K _a , первая средняя точка возникает при pH=pK _a1 , а вторая – при pH=pK _a2 . Каждый сегмент кривой, содержащий среднюю точку в центре, называется буферной областью. Поскольку буферные области состоят из кислоты и сопряженного с ней основания, они могут противостоять изменениям pH при добавлении основания до следующих эквивалентных точек.

Применение кислот

В промышленности

Кислоты являются основными реагентами практически во всех процессах современной промышленности. Серная кислота, дипротонная кислота, является наиболее широко используемой кислотой в промышленности, а также самым производимым промышленным химикатом в мире. В основном он используется при производстве удобрений, моющих средств, аккумуляторов и красителей, а также при обработке многих продуктов, например, при удалении примесей. По статистическим данным в 2011 году годовое производство серной кислоты в мире составило около 200 миллионов тонн. Например, фосфатные минералы реагируют с серной кислотой с образованием фосфорной кислоты для производства фосфорных удобрений, а цинк получают путем растворения оксида цинка в серной кислоте, очистки раствора и электролиза.

В химической промышленности кислоты вступают в реакции нейтрализации с образованием солей. Например, азотная кислота реагирует с аммиаком с образованием нитрата аммония — удобрения. Кроме того, карбоновые кислоты можно этерифицировать спиртами с образованием сложных эфиров .

Кислоты часто используются для удаления ржавчины и других видов коррозии с металлов в процессе, известном как травление . Их можно использовать в качестве электролита в аккумуляторе с мокрыми элементами , например серную кислоту в автомобильном аккумуляторе .

В еде

Газированную воду (водный раствор H ₂ CO ₃ ) обычно добавляют в безалкогольные напитки, чтобы они стали шипучими.

Винная кислота является важным компонентом некоторых часто используемых продуктов, таких как незрелые манго и тамаринд. Натуральные фрукты и овощи также содержат кислоты. Лимонная кислота присутствует в апельсинах, лимонах и других цитрусовых. Щавелевая кислота присутствует в томатах, шпинате и особенно в карамболе и ревене ; листья ревеня и незрелая карамбола 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 видах продуктов питания в качестве добавок, поскольку они изменяют их вкус и служат консервантами. Фосфорная кислота , например, является компонентом напитков типа колы . Уксусная кислота используется в повседневной жизни как уксус. Лимонная кислота используется в качестве консерванта в соусах и соленьях.

Угольная кислота — одна из наиболее распространенных кислотных добавок, которые широко добавляют в безалкогольные напитки . В процессе производства CO ₂ обычно находится под давлением, чтобы раствориться в этих напитках и образовать углекислоту. 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 шипят, когда _{CO 2 .} выходят пузырьки

Некоторые кислоты используются в качестве лекарств. Ацетилсалициловая кислота (аспирин) используется как обезболивающее и для снижения температуры.

В человеческих телах

Кислоты играют важную роль в организме человека. Соляная кислота, присутствующая в желудке, способствует 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 организма. Нуклеиновые кислоты важны для производства ДНК и РНК и передачи признаков потомству через гены. Угольная кислота важна для поддержания баланса pH в организме.

Человеческие тела содержат множество органических и неорганических соединений, среди которых дикарбоновые кислоты играют важную роль во многих биологических процессах. Многие из этих кислот представляют собой аминокислоты , которые в основном служат материалом для синтеза белков. Другие слабые кислоты служат буферами для сопряженных с ними оснований, предохраняя pH организма от крупномасштабных изменений, которые были бы вредны для клеток. Остальные дикарбоновые кислоты также участвуют в синтезе различных биологически важных соединений в организме 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 производства бензина. Некоторые кислоты, такие как серная, фосфорная и соляная кислоты, также вызывают дегидратации и реакции конденсации . В биохимии многие ферменты используют кислотный катализ.

Биологическое явление

Основная структура аминокислоты .

Многие биологически важные молекулы представляют собой кислоты. Нуклеиновые кислоты , содержащие кислые фосфатные группы , включают ДНК и РНК . Нуклеиновые кислоты содержат генетический код, определяющий многие характеристики организма, и передаются от родителей потомству. ДНК содержит химическую схему 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 ), аминогруппу , атом водорода и переменную группу. Вариабельная группа, также называемая группой R или боковой цепью, определяет идентичность и многие свойства конкретной аминокислоты. В глицине , самой простой 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 хиральны и почти всегда встречаются в L -конфигурации . Пептидогликан , обнаруженный в клеточных стенках некоторых бактерий, 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). ⁻ ) и основная аминогруппа (-NH ₂ ) приобретает протон (-NH ⁺
₃ ). Вся молекула имеет чистый нейтральный заряд и представляет собой цвиттер-ион , за исключением аминокислот с основными или кислотными боковыми цепями. Аспарагиновая кислота , например, содержит одну протонированную аминную и две депротонированные карбоксильные группы, что дает суммарный заряд -1 при физиологическом pH.

Жирные кислоты и производные жирных кислот — еще одна группа карбоновых кислот, играющая 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 , мицеллы гидрофобных эфиров жирных кислот с полярными гидрофильными фосфатными «головными» группами. Мембраны содержат дополнительные компоненты, некоторые из которых могут участвовать в кислотно-основных реакциях.

У людей и многих других животных соляная кислота является частью желудочной кислоты, в желудке и помогающей гидролизовать белки и полисахариды , а также превращать неактивный профермент пепсиноген в фермент пепсин секретируемой . Некоторые организмы производят кислоты для защиты; например, муравьи производят муравьиную кислоту .

Кислотно-щелочное равновесие играет решающую роль в регуляции дыхания млекопитающих . Газообразный кислород (O ₂ ) управляет клеточным дыханием – процессом, посредством которого животные высвобождают химическую потенциальную энергию, хранящуюся в пище, с образованием углекислого газа (CO ₂ ) в качестве побочного продукта. происходит обмен кислорода и углекислого газа В легких , и организм реагирует на изменение потребности в энергии, регулируя скорость вентиляции . Например, во время физических нагрузок организм быстро расщепляет накопленные углеводы и жиры, выделяя CO ₂ в кровоток. В водных растворах, таких как кровь, CO ₂ существует в равновесии с угольной кислотой и бикарбоната ионом .

CO ₂ + H ₂ O ⇌ H ₂ CO ₃ ⇌ H ⁺ + ОХС − 3

Именно снижение pH сигнализирует мозгу о необходимости дышать быстрее и глубже, вытесняя избыток CO ₂ и пополняя клетки O ₂ .

Аспирин (ацетилсалициловая кислота) представляет собой карбоновую кислоту.

Клеточные мембраны обычно непроницаемы для заряженных или крупных полярных молекул из-за липофильных жирных ацильных цепей, составляющих их внутреннюю часть. Многие биологически важные молекулы, включая ряд фармацевтических агентов, представляют собой органические слабые кислоты, которые могут проникать через мембрану в протонированной, незаряженной форме, но не в заряженной форме (т. е. в виде сопряженного основания). По этой причине активность многих лекарств может быть усилена или подавлена ​​применением антацидов или кислых продуктов. Однако заряженная форма часто более растворима в крови и цитозоле , т.е. в водной среде. Когда внеклеточная среда более кислая, чем нейтральный pH внутри клетки, определенные кислоты будут существовать в нейтральной форме и будут растворимы в мембранах, что позволит им проникать через фосфолипидный бислой. Кислоты, которые теряют протон при внутриклеточном pH, будут существовать в растворимой заряженной форме и, таким образом, способны диффундировать через цитозоль к своей мишени. Ибупрофен , аспирин и пенициллин являются примерами препаратов, являющихся слабыми кислотами.

Общие кислоты

Минеральные кислоты (неорганические кислоты)

• Галогеноводороды и их растворы: плавиковая кислота (HF), соляная кислота (HCl), бромистоводородная кислота (HBr), иодистоводородная кислота (HI).
• Галогеноксокислоты: хлорноватистая кислота (HClO), хлористая кислота (HClO ₂ ), хлорная кислота (HClO ₃ ), хлорная кислота (HClO ₄ ) и соответствующие аналоги брома и йода.
  • Гипофтористая кислота (HFO), единственная известная оксокислота, содержащая фтор.
• Серная кислота (H ₂ SO ₄ )
• Фторсерная 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

Сульфоновая кислота имеет общую формулу RS(=O) ₂ –OH, где R – органический радикал.

• Метансульфоновая кислота (или мезиловая кислота, CH ₃ SO ₃ H)
• Этансульфоновая кислота (или этиловая кислота, CH ₃ CH ₂ SO ₃ H)
• Бензолсульфокислота (или безиловая кислота, C ₆ H ₅ SO ₃ H)
• п-Толуолсульфокислота (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

Карбоновая кислота имеет общую формулу RC(O)OH, где R — 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)
• Глюконовая кислота HOCH ₂ -(CHOH) ₄ -COOH
• Молочная кислота (СН ₃ -СНОН-СООН)
• Щавелевая кислота (HOOC-COOH)
• Винная кислота (HOOC-CHOH-CHOH-COOH)

Галогенированные карбоновые кислоты

Галогенирование в альфа-положении увеличивает силу кислоты, поэтому все следующие кислоты сильнее уксусной кислоты.

• Фторуксусная кислота
• Трифторуксусная кислота
• Хлороуксусная кислота
• Дихлоруксусная кислота
• Трихлоруксусная кислота

Виниловые карбоновые кислоты

Обычные карбоновые кислоты представляют собой прямое соединение карбонильной группы и гидроксильной группы. В винилологических карбоновых кислотах двойная связь углерод-углерод разделяет карбонильную и гидроксильную группы.

• Аскорбиновая кислота

Нуклеиновые кислоты

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

Ссылки

• Перечень сильных сторон распространенных кислот и оснований
• Зумдал, Стивен С. (1997). Химия (4-е изд.). Бостон: Хоутон Миффлин. ISBN  9780669417944 .
• Павия, ДЛ; Лэмпман, генеральный директор; Криз, Г.С. (2004). Органическая химия, том I. Мейсон, Огайо: Cengage Learning. ISBN  0759347271 .

Внешние ссылки

• Curtipot : диаграммы кислотно-щелочного равновесия, pH расчет титрования , моделирование и анализ кривых – бесплатное ПО.