7 charakteristik nejdůležitějších kyselin



Některé z nich vlastnosti kyselin důležitější jsou jeho fyzikální vlastnosti, jeho síla a schopnost neutralizovat základy, mimo jiné.

Kyseliny jsou chemické látky, které jsou schopny darovat hydroniový ion (H3O+), nebo jak se běžně nazývá proton (H+), ve vodném médiu, nebo schopné vytvářet vazby s hydroxidovými ionty, nebo jakoukoliv látku schopnou přijímat pár elektronů. 

Oni často mají obecný vzorec H-A kde H je proton a “A” je obecný termín spojený s non-protonic kyselá část \ t.

Naše pojetí kyselosti původně pocházelo ze starověkých Řeků, kteří definovali látky "hořké chuti" jako oxein, který zmutoval v latinském slově pro ocet, acetum, který později se stal “kyselinou” \ t. 

Tyto látky měly nejen hořkou chuť, ale měly také schopnost měnit barvu lakmusového papíru.

Teoretické strukturování kyselin začalo, když francouzský chemik Antoine Laurent Lavoisier (1743-1796) obrátil svou pozornost k klasifikaci kyselin a zásad. Jeho myšlenkou bylo, že všechny kyseliny obsahovaly víceméně určitou „esenci“, která byla zodpovědná za jejich kyselost a nebyla jen odlišná.

Lavoisier se však mylně domníval, že je to látka oxein-genic byl to, jak to říkal, atom kyslíku. Na začátku 19. století anglický chemik Humphry Davy (1778-1829) ukázal, že kyslík nemůže být zodpovědný za kyselost, protože tam bylo mnoho kyselin, které neobsahovaly kyslík (LESNEY, 2003).

To bylo desetiletí později že nápad kyselosti spojené s přítomností vodíku navrhl Justus von Liebig (1803-1873). Clarity byl přinesen k poli když, v 1890s, Svante srpen Arrhenius (1859-1927) definoval kyseliny jako “látky, které dodávají kationty vodíku k řešení” (Encyclopædia Britannica, 1998) \ t.

Hlavní vlastnosti kyselin

1. Fyzikální vlastnosti

Kyseliny mají chuť, stojí za to nadbytečnost, kyselinu a jejich zápach často spaluje nozdry.

Jsou to kapaliny s lepivou nebo mastnou texturou a mají schopnost měnit barvu lakmusového papíru a pomeranče z methyl na červenou (vlastnosti kyselin a bází, S.F.)..

2- Schopnost generovat protony

V roce 1923, dánský chemik Johannes Nicolaus Brønsted a anglický chemik Thomas Martin Lowry, představil teorii Brønsted a Lowry potvrzovat, že nějaká sloučenina, která může přenášet proton k nějaké jiné sloučenině je kyselina (Encyclopædia Britannica, 1998). Například v případě kyseliny chlorovodíkové:

HC1 → H+ + Cl-

Teorie Brønsted a Lowry nevysvětlil kyselé chování určitých látek. V 1923 americký chemik Gilbert N. Lewis představí jeho teorii, ve kterém kyselina je zvažována jako nějaká směs, která, v chemické reakci, je schopný spojení pár elektronů ne sdílený v jiné molekule (Encyclopædia Britannica, 1998) \ t.

Tímto způsobem se ionty jako Cu2+, víra2+ a víra3+ mají schopnost spojovat páry volných elektronů, například z vody, aby produkovaly protony následujícím způsobem:

 Cu2+ + 2H2O → Cu (OH)2 + 2H+

3 - Síla kyseliny

Kyseliny jsou klasifikovány jako silné kyseliny a slabé kyseliny. Síla kyseliny je spojena s její rovnovážnou konstantou, proto pro případ kyselin jsou uvedené konstanty pojmenovány konstanty kyselosti Ka.

Silné kyseliny tak mají velkou kyselou konstantu, takže mají tendenci se zcela disociovat. Příklady těchto kyselin jsou kyselina sírová, kyselina chlorovodíková a kyselina dusičná, jejichž kyselé konstanty jsou tak velké, že nemohou být měřeny ve vodě..

Na druhé straně je slabá kyselina taková, jejíž disociační konstanta je nízká, takže je v chemické rovnováze. Příklady těchto kyselin jsou kyselina octová a kyselina mléčná a kyselina dusitá, jejichž kyselé konstanty jsou řádově 10%.-4. Obrázek 1 ukazuje různé konstanty kyselosti pro různé kyseliny.

4- pH nižší než 7

Stupnice pH měří úroveň alkality nebo kyselosti roztoku. Stupnice se pohybuje od nuly do 14. Hodnota pH nižší než 7 je kyselá. Hodnota pH vyšší než 7 je bazická. Střední bod 7 představuje neutrální pH. Neutrální roztok není ani kyselý ani zásaditý.

Stupnice pH se získá podle koncentrace H+ a je nepřímo úměrná. Kyseliny zvyšováním koncentrace protonů snižují pH roztoku.

5. Schopnost neutralizovat zásady

Arrhenius ve své teorii navrhuje, aby kyseliny, které jsou schopny vytvářet protony, reagovaly s hydroxylovými bázemi za vzniku soli a vody následujícím způsobem:

HCI + NaOH → NaCl + H2O.

Tato reakce se nazývá neutralizace a je základem analytické techniky zvané titrace (Bruce Mahan, 1990)..

6- Redukční oxidační kapacita

Vzhledem ke své schopnosti produkovat nabité druhy se kyseliny používají jako prostředek pro přenos elektronů v redox reakcích.

Kyseliny mají také tendenci se zmenšovat, protože mají schopnost přijímat volné elektrony. Kyseliny obsahují ionty H+. Mají tendenci brát elektrony a tvořit plynný vodík.

2H+ +2e- → H2

Kovy nemají pevnou kontrolu nad elektrony. Opouštějí je bez velkého boje a tvoří kovové ionty.

Víra → Víra2++2e-

Takže když dáte železný hřebík do kyseliny, ionty H + chytí elektrony ze železa. Železo se mění na rozpustné ionty Fe2 +, a pevný kov postupně mizí. Reakce je:

Fe + 2H+ → Víra2++ H2

Toto je známé jako kyselá koroze. Kyseliny nejenže korodují kovy rozpuštěním, ale také reagují s organickými sloučeninami, jako jsou ty, které tvoří buněčnou membránu.

Tato reakce je obvykle exotermická, což způsobuje těžké popáleniny při styku s kůží, proto se s tímto typem látky musí zacházet opatrně. Obrázek 3 je bezpečnostní kód, pokud je látka žíravá.

7- Kyselá katalýza

Zrychlení chemické reakce přidáním kyseliny je známé jako kyselá katalýza. Uvedená kyselina se při reakci nespotřebovává.

Katalytická reakce může být specifická pro kyselinu jako v případě rozkladu sacharózového cukru na glukózu a fruktózu na kyselinu sírovou nebo může být obecná pro jakoukoli kyselinu..

Mechanismus reakcí katalyzovaných kyselinou a bází je vysvětlen v pojmech Brønsted-Lowryho kyselin a bází, ve kterých je počáteční přenos protonů z kyselého katalyzátoru do činidla (Encyclopædia Britannica, 1998)..

Obecně jsou reakce, při kterých se jedná o elektrofil, katalyzovány v kyselém prostředí, buď elektrofilním přidáním nebo substitucí..

Příklady kyselé katalýzy jsou nitrace benzenu v přítomnosti kyseliny sírové (obr. 4a), hydratace ethenu za vzniku ethanolu (obr. 4b), esterifikační reakce (obr. 4c) a hydrolýza esterů (obr. 4d) (Clark, 2013). ).

Odkazy

  1. Bruce Mahan, R. M. (1990). Chemie vysokoškolský kurz čtvrté vydání. Wilmington: Addison-Wesley Iberoamericana S.A..
  2. Clark, J. (2013, 20. prosince). Příklady kyselé katalýzy v organické chemii. Zdroj: chem.libretexts.org.
  3. Encyclopædia Britannica. (1998, 20. července). Kyselinová báze. Získané z britannica.com.
  4. Encyclopædia Britannica. (1998, 21. prosince). Arrheniova teorie. Získané z britannica.com.
  5. Encyclopædia Britannica. (1998, 20. července). Teorie Brønsted-Lowry. Získané z britannica.com.
  6. Encyclopædia Britannica. (1998, 20. července). Lewisova teorie. Získané z britannica.com.
  7. LESNEY, M. S. (2003, březen). Chroniky chemie Základní historie kyseliny - od Aristotela k Arnoldovi. Zdroj: pubs.acs.org.
  8. Vlastnosti kyselin a bází. (S.F.). Zdroj: sciencegeek.net.