Kwas - Acid

Cynk , typowy metal, reagujący z kwasem solnym , typowym kwasem

Kwas jest cząsteczką lub jonowe albo mogącym donating protonu (czyli jon wodoru H + ), znany jako kwas Bronsteda-Lowry'ego lub zdolnego do tworzenia wiązań kowalencyjnych ze z pary elektronów , znana jako kwas Lewisa .

Pierwszą kategorią kwasów są donory protonów, czyli kwasy Brønsteda-Lowry'ego . W szczególnym przypadku roztworów wodnych donory protonów tworzą jon hydroniowy H 3 O + i są znane jako kwasy Arrheniusa . Brønsted i Lowry uogólnili teorię Arrheniusa na rozpuszczalniki niewodne . Kwas Brønsteda lub Arrheniusa zwykle zawiera atom wodoru związany ze strukturą chemiczną, która po utracie H + jest nadal energetycznie korzystna .

Wodne kwasy Arrheniusa mają charakterystyczne właściwości, które zapewniają praktyczny opis kwasu. Kwasy tworzą wodne roztwory o kwaśnym smaku, mogą zmienić kolor na niebieski papierek lakmusowy i reagować z zasadami i niektórymi metalami (np. wapniem ), tworząc sole . Słowo kwas pochodzi od łacińskiego acidus/acēre , co oznacza „kwaśny”. Wodny roztwór kwasu ma pH poniżej 7 i jest potocznie określany również jako „kwas” (jak w „rozpuszczonym w kwasie”), podczas gdy ścisła definicja odnosi się tylko do substancji rozpuszczonej . Niższe pH oznacza wyższą kwasowość , a tym samym wyższe stężenie dodatnich jonów wodorowych w roztworze. Mówi się, że chemikalia lub substancje mające właściwości kwasu są kwaśne .

Popularne kwasy wodne to kwas solny (roztwór chlorowodoru, który znajduje się w kwasie żołądkowym w żołądku i aktywuje enzymy trawienne ), kwas octowy (ocet jest rozcieńczonym wodnym roztworem tego płynu), kwas siarkowy (stosowany w akumulatorach samochodowych ), i kwas cytrynowy (znajdujący się w owocach cytrusowych). Jak pokazują te przykłady, kwasy (w sensie potocznym) mogą być roztworami lub czystymi substancjami i mogą pochodzić od kwasów (w ścisłym znaczeniu), które są ciałami stałymi, cieczami lub gazami. Silne kwasy i niektóre stężone słabe kwasy są żrące , ale są wyjątki, takie jak karborany i kwas borowy .

Drugą kategorią kwasów są kwasy Lewisa , które tworzą wiązanie kowalencyjne z parą elektronów. Przykładem jest trifluorek boru (BF 3 ), której atom boru ma wolne orbitalnej , która może tworzyć wiązanie kowalencyjne dzieląc wolną parę elektronów na atomie zasady, na przykład atom azotu w amoniaku (NH 3 ). Lewis uważał to za uogólnienie definicji Brønsteda, tak że kwas jest związkiem chemicznym, który przyjmuje pary elektronów bezpośrednio lub poprzez uwalnianie protonów (H + ) do roztworu, który następnie przyjmuje pary elektronów. Jednak chlorowodór, kwas octowy i większość innych kwasów Brønsteda-Lowry'ego nie mogą tworzyć wiązania kowalencyjnego z parą elektronów i dlatego nie są kwasami Lewisa. I odwrotnie, wiele kwasów Lewisa nie jest kwasami Arrheniusa ani Brønsteda-Lowry'ego. We współczesnej terminologii kwas jest domyślnie kwasem Brønsteda, a nie kwasem Lewisa, ponieważ chemicy prawie zawsze odnoszą się do kwasu Lewisa wyraźnie jako kwasu Lewisa .

Definicje i pojęcia

Współczesne definicje dotyczą podstawowych reakcji chemicznych wspólnych dla wszystkich kwasów.

Większość kwasów spotykanych w życiu codziennym to roztwory wodne lub mogą być rozpuszczone w wodzie, więc definicje Arrheniusa i Brønsteda-Lowry'ego są najbardziej odpowiednie.

Definicja Brønsteda-Lowry'ego jest najczęściej stosowaną definicją; o ile nie określono inaczej, zakłada się, że reakcje kwasowo-zasadowe obejmują przeniesienie protonu (H + ) z kwasu do zasady.

Jony hydroniowe są kwasami według wszystkich trzech definicji. Chociaż alkohole i aminy mogą być kwasami Brønsteda-Lowry'ego, mogą również działać jako zasady Lewisa ze względu na samotne pary elektronów na ich atomach tlenu i azotu.

Kwasy Arrheniusa

Svante Arrhenius

W 1884 r. Svante Arrhenius przypisał właściwości kwasowości jonom wodorowym (H + ), później opisanym jako protony lub hydrony . Kwas Arrheniusa oznacza substancję, która po dodaniu do wody, zwiększa stężenie H + jonów w wodzie. Zauważ, że chemicy często piszą H + ( aq ) i odnoszą się do jonu wodorowego opisując reakcje kwasowo-zasadowe, ale wolne jądro wodoru, proton , nie istnieje sam w wodzie, istnieje jako jon hydroniowy (H 3 O + ) oraz inne formy (H 5 O 2 + H 9 O 4 + ). Tak więc kwas Arrheniusa można również opisać jako substancję, która zwiększa stężenie jonów hydroniowych po dodaniu do wody. Przykłady obejmują substancje molekularne, takie jak chlorowodór i kwas octowy.

Z kolei zasada Arrheniusa jest substancją, która po rozpuszczeniu w wodzie zwiększa stężenie jonów wodorotlenowych (OH ). Zmniejsza to stężenie hydronu, ponieważ jony reagują, tworząc cząsteczki H 2 O:

H 3 O+
(aq)
+ OH
(aq)
⇌ H 2 O (L) + H 2 O (L)

Dzięki tej równowadze każdemu wzrostowi stężenia hydronu towarzyszy spadek stężenia wodorotlenku. Tak więc kwas Arrheniusa można również uznać za taki, który zmniejsza stężenie wodorotlenku, podczas gdy zasada Arrheniusa je zwiększa.

W kwaśnym roztworze stężenie jonów hydroniowych jest większe niż 10-7 moli na litr. Ponieważ pH definiuje się jako ujemny logarytm stężenia jonów hydroniowych, kwaśne roztwory mają zatem pH mniejsze niż 7.

kwasy Brønsteda-Lowry'ego

Kwas octowy CH3COOH składa się z grupy metylowej CH3, związanej chemicznie z grupą karboksylanową COOH.  Grupa karboksylanowa może stracić proton i przekazać go do cząsteczki wody, H20, pozostawiając anion octanowy CH3COO- i tworząc kation hydroniowy H3O.  Jest to reakcja równowagowa, więc może zachodzić również proces odwrotny.
Kwas octowy , słaby kwas , oddaje proton (jon wodorowy, zaznaczony na zielono) do wody w reakcji równowagi, dając jon octanowy i jon hydroniowy . Czerwony: tlen, czarny: węgiel, biały: wodór.

Chociaż koncepcja Arrheniusa jest użyteczna do opisu wielu reakcji, ma również dość ograniczony zakres. W 1923 roku chemicy Johannes Nicolaus Brønsted i Thomas Martin Lowry niezależnie uznali, że reakcje kwasowo-zasadowe obejmują przeniesienie protonu. Kwas Bronsteda-Lowry'ego (lub po prostu kwas Bronsteda) jest gatunkiem, który przekazuje protonu do zasady Bronsteda-Lowry'ego. Teoria kwasowo-zasadowa Brønsteda-Lowry'ego ma kilka zalet w porównaniu z teorią Arrheniusa. Rozważ następujące reakcje kwasu octowego (CH 3 COOH), kwasu organicznego, który nadaje octowi charakterystyczny smak:

CH
3
COOH
+ H
2
O
CH
3
GRUCHAĆ
+ H
3
O+
CH
3
COOH
+ NH
3
CH
3
GRUCHAĆ
+ NH+
4

Obie teorie z łatwością opisują pierwszą reakcję: CH 3 COOH działa jak kwas Arrheniusa, ponieważ działa jako źródło H 3 O + po rozpuszczeniu w wodzie i działa jak kwas Brønsteda, oddając proton wodzie. W drugim przykładzie CH 3 COOH przechodzi taką samą przemianę, w tym przypadku oddając proton amoniakowi (NH 3 ), ale nie odnosi się do definicji kwasu Arrheniusa, ponieważ reakcja nie wytwarza hydronu. Niemniej jednak CH 3 COOH jest zarówno kwasem Arrheniusa, jak i Brønsteda-Lowry'ego.

Teoria Brønsteda-Lowry'ego może być wykorzystana do opisania reakcji związków molekularnych w roztworze niewodnym lub fazie gazowej. Chlorowodoru (HCI) i amoniak łączą się wiele różnych warunkach, z utworzeniem chlorku amonowego , NH 4 Cl. W roztworze wodnym HCl zachowuje się jak kwas solny i istnieje jako jony hydroniowe i chlorkowe. Poniższe reakcje ilustrują ograniczenia definicji Arrheniusa:

  1. H 3 O+
    (aq)
    + Cl
    (aq)
    + NH 3 → Cl
    (aq)
    + NH+
    4
    (aq) + H 2 O
  2. HCl (benzen) + NH 3 (benzen) → NH 4 Cl (s)
  3. HCI (g) + NH 3 (g) → NH 4 Cl (e)

Podobnie jak w przypadku reakcji z kwasem octowym, obie definicje działają dla pierwszego przykładu, w którym woda jest rozpuszczalnikiem, a jon hydroniowy jest tworzony przez rozpuszczony HCl. Kolejne dwie reakcje nie obejmują tworzenia jonów, ale nadal są reakcjami przeniesienia protonu. W drugiej reakcji chlorowodór i amoniak (rozpuszczony w benzenie ) poddaje się reakcji w celu utworzenia stałego chlorku amonu, w rozpuszczalniku benzen i w trzecim gazowym HCI i NH 3 łączą się z wytworzeniem substancji stałej.

Kwasy Lewisa

Trzecia, tylko marginalnie pokrewna koncepcja została zaproponowana w 1923 r. przez Gilberta N. Lewisa , obejmująca reakcje o charakterystyce kwasowo-zasadowej, które nie obejmują przeniesienia protonu. Kwas Lewisa jest gatunkiem, który przyjmuje parę elektronów pochodzących z innego gatunku; innymi słowy, jest akceptorem par elektronów. Reakcje kwasowo-zasadowe Brønsteda są reakcjami przeniesienia protonów, podczas gdy reakcje kwasowo-zasadowe Lewisa są transferami par elektronów. Wiele kwasów Lewisa nie jest kwasami Brønsteda-Lowry'ego. Porównaj, jak następujące reakcje są opisane w kategoriach chemii kwasowo-zasadowej:

LewisKwas.png

W pierwszej reakcji jon fluorkowy F oddaje parę elektronów do trifluorku boru, tworząc produkt tetrafluoroboran . Fluor „traci” parę elektronów walencyjnych, ponieważ elektrony wspólne w wiązaniu B-F znajdują się w obszarze przestrzeni między dwoma jądrami atomowymi i dlatego są bardziej oddalone od jądra fluorkowego niż w pojedynczym jonie fluorkowym. BF 3 jest kwasem Lewisa, ponieważ przyjmuje parę elektronów z fluoru. Reakcja ta nie może być opisana w kategoriach teorii Brønsteda, ponieważ nie ma transferu protonów. Drugą reakcję można opisać za pomocą obu teorii. Proton jest przenoszony z nieokreślonego kwasu Brønsteda do amoniaku, zasady Brønsteda; alternatywnie amoniak działa jak zasada Lewisa i przenosi wolną parę elektronów, tworząc wiązanie z jonem wodorowym. Gatunkiem, który uzyskuje parę elektronów jest kwas Lewisa; na przykład atom tlenu w H 3 O + zyskuje parę elektronów, gdy jedno z wiązań H-O zostaje zerwane, a elektrony wspólne w wiązaniu zostają zlokalizowane na tlenie. W zależności od kontekstu, kwas Lewisa można również opisać jako utleniacz lub elektrofil . Organiczne kwasy Brønsteda, takie jak kwas octowy, cytrynowy lub szczawiowy, nie są kwasami Lewisa. Dysocjują one w wodzie z wytworzeniem kwasu Lewisa, H + , ale jednocześnie dają równą ilość zasady Lewisa (odpowiednio octanu, cytrynianu lub szczawianu dla wymienionych kwasów). Ten artykuł dotyczy głównie kwasów Brønsteda, a nie Lewisa.

Dysocjacja i równowaga

Reakcje kwasów są często uogólniane w postaci HA ⇌ H + + A , gdzie HA reprezentuje kwas , a A jest sprzężoną zasadą . Ta reakcja jest określana jako protoliza . Protonowana forma (HA) kwasu jest również czasami określana jako wolny kwas .

Pary koniugatów kwasowo-zasadowych różnią się jednym protonem i mogą być przekształcane przez dodanie lub usunięcie protonu (odpowiednio protonowanie i deprotonowanie ). Należy zauważyć, że kwas może być indywiduum naładowanym, a sprzężona zasada może być obojętna, w takim przypadku uogólniony schemat reakcji można zapisać jako HA + ⇌ H + + A. W roztworze istnieje równowaga między kwasem a jego sprzężoną zasadą. Stała równowagi K jest wyrazem stężeń równowagowych cząsteczek lub jonów w roztworze. Nawiasy wskazują stężenie, tak że [H 2 O] oznacza stężenie H 2 O . Dysocjacji kwasu K stosuje się na ogół w ramach reakcji kwas-zasada. Wartość liczbowa K a jest równe iloczynowi stężenia produktów podzieloną przez stężenie reagentów, w którym reagentem jest kwas (HA), a produkty są sprzężoną zasadę i H + .

Im silniejsze dwa kwasy będą miały wyższą K A słabszym kwasem; stosunek jonów wodorowych do kwasu będzie wyższy dla silniejszego kwasu, ponieważ silniejszy kwas ma większą tendencję do utraty protonu. Ponieważ zakres możliwych wartości K A przęsła wiele rzędów wielkości bardziej opanowania stałych, s K jest częściej stosowany, gdzie p K = -log 10 K . Mocniejsze kwasy mają mniejszą P K A niż słabszymi kwasami. Wyznaczone doświadczalnie p Ka w temperaturze 25°C w roztworze wodnym są często cytowane w podręcznikach i materiałach referencyjnych.

Nomenklatura

Kwasy Arrheniusa są nazywane według ich anionów . W klasycznym systemie nazewnictwa przyrostek jonowy jest usuwany i zastępowany nowym przyrostkiem, zgodnie z poniższą tabelą. Przedrostek „hydro-” jest używany, gdy kwas składa się tylko z wodoru i jednego innego pierwiastka. Na przykład HCl ma jako anion chlorek , więc stosuje się przedrostek hydro, a przyrostek -ide sprawia, że ​​nazwa przyjmuje formę kwas solny .

Klasyczny system nazewnictwa:

Prefiks anionowy Przyrostek anionowy Przedrostek kwasu Sufiks kwasowy Przykład
za jedli za kwas lodowy kwas nadchlorowy (HClO 4 )
jedli kwas lodowy kwas chlorowy (HClO 3 )
ite nasz kwas kwas chlorawy (HClO 2 )
hipo ite hipo nasz kwas kwas podchlorawy (HClO)
idea hydro kwas lodowy kwas solny (HCl)

W systemie nazewnictwa IUPAC słowo „wodny” jest po prostu dodawane do nazwy związku jonowego. Tak więc w przypadku chlorowodoru, jako roztworu kwasowego, nazwa IUPAC to wodny chlorowodór.

Siła kwasu

Siła kwasu odnosi się do jego zdolności lub tendencji do utraty protonu. Silny kwas to taki, który całkowicie dysocjuje w wodzie; Innymi słowy, jeden molowy silnego kwasu HA rozpuszcza się w wodzie dając jeden mol H + i jeden mol koniugatu podstawy, - i żadne protonowanego kwasu HA. W przeciwieństwie do tego słaby kwas dysocjuje tylko częściowo iw stanie równowagi zarówno kwas, jak i sprzężona zasada są w roztworze. Przykładami mocnych kwasówkwas solny (HCl), kwas jodowodorowy (HI), kwas bromowodorowy (HBr), kwas nadchlorowy (HClO 4 ), kwas azotowy (HNO 3 ) i kwas siarkowy (H 2 SO 4 ). W wodzie każdy z nich zasadniczo jonizuje w 100%. Im silniejszy kwas, tym łatwiej traci proton, H + . Dwa kluczowe czynniki, które przyczyniają się do łatwości deprotonacji, to polaryzacja wiązania H-A i rozmiar atomu A, który określa siłę wiązania H-A. Mocne kwasy są również często omawiane w kontekście stabilności sprzężonej zasady.

Mocniejsze kwasy mają większą moc kwasu , K, A, i bardziej ujemny p K A niż słabszymi kwasami.

Kwasy sulfonowe, które są organicznymi kwasami tlenowymi, należą do klasy mocnych kwasów. Typowym przykładem jest kwas toluenosulfonowy (kwas tosylowy). W przeciwieństwie do samego kwasu siarkowego, kwasy sulfonowe mogą być ciałami stałymi. W rzeczywistości polistyren funkcjonalizowany w polistyrenosulfonian jest stałym, silnie kwaśnym tworzywem sztucznym, które można filtrować.

Superkwasy to kwasy silniejsze niż 100% kwas siarkowy. Przykłady superkwasów są Kwas Fluoroantymonowy , kwas magia i kwas nadchlorowy . Superkwasy mogą trwale protonować wodę, dając jonowe, krystaliczne „sole hydroniowe ”. Mogą również ilościowo stabilizować karbokationy .

Podczas K a środki siła związkiem kwasowym, siła wodnym roztworem kwasowej mierzono pH, które jest wskaźnikiem koncentracji hydroniowego w roztworze. PH prostego roztworu związku kwasowego w wodzie określa się przez rozcieńczenie związku i związek w K a .

Siła kwasowa Lewisa w roztworach niewodnych

Kwasy Lewisa zostały sklasyfikowane w modelu ECW i wykazano, że nie ma jednego rzędu mocy kwasów. Względną moc akceptora kwasów Lewisa w stosunku do szeregu zasad, w porównaniu z innymi kwasami Lewisa, można zilustrować wykresami CB . Wykazano, że aby zdefiniować rząd siły kwasowej Lewisa, należy wziąć pod uwagę co najmniej dwie właściwości. W przypadku jakościowej teorii HSAB Pearsona dwie właściwości to twardość i wytrzymałość, natomiast w przypadku ilościowego modelu ECW Drago dwie właściwości to elektrostatyka i kowalencja.

Charakterystyka chemiczna

Kwasy monoprotonowe

Kwasy monoprotonowe, znane również jako kwasy jednozasadowe, to te kwasy, które są w stanie oddać jeden proton na cząsteczkę podczas procesu dysocjacji (czasami nazywanego jonizacją), jak pokazano poniżej (symbolizowane przez HA):

HA (roztwór wodny) + H 2 O (l) H 3 O+
(aq)
+ A
(aq)
        K

Typowe przykłady kwasów monoprotonowych w kwasach mineralnych obejmują kwas solny (HCl) i kwas azotowy (HNO 3 ). Z drugiej strony, dla kwasów organicznych termin ten wskazuje głównie na obecność jednej grupy kwasu karboksylowego i czasami kwasy te są znane jako kwas monokarboksylowy. Przykłady kwasów organicznych obejmują kwas mrówkowy (HCOOH), kwas octowy (CH 3 COOH) i kwas benzoesowy (C 6 H 5 COOH).

Kwasy poliprotonowe

Kwasy poliprotonowe, znane również jako kwasy wielozasadowe, mogą oddawać więcej niż jeden proton na cząsteczkę kwasu, w przeciwieństwie do kwasów monoprotonowych, które oddają tylko jeden proton na cząsteczkę. Określone typy kwasów poliprotonowych mają bardziej specyficzne nazwy, takie jak kwas dwuprotonowy (lub dwuzasadowy) (dwa potencjalne protony do oddania) i kwas trójprotonowy (lub trójzasadowy) (trzy potencjalne protony do oddania). Niektóre makrocząsteczki, takie jak białka i kwasy nukleinowe, mogą mieć bardzo dużą liczbę protonów kwasowych.

Kwas diprotonowy (tutaj symbolizowany przez H 2 A) może ulegać jednej lub dwóm dysocjacji w zależności od pH. Każda dysocjacja ma swoją własną stałą dysocjacji, Ka1 i Ka2 .

H 2 A (roztwór wodny) + H 2 O (l) H 3 O+
(aq)
+ HA
(aq)
      K a1
HA
(aq)
+ H 2 O (l) ⇌ H 3 O+
(aq)
+ A2-
(aq)
      K a2

Pierwszą stałą dysocjacji jest zwykle większy niż drugi (czyli K a1 > K A2 ). Na przykład kwas siarkowy (H 2 SO 4 ) może przekazać jeden proton, tworząc anion wodorosiarczanowy (HSO
4
), dla której K a1 jest bardzo duże; następnie może oddać drugi proton, tworząc anion siarczanowy (SO2-
4
), W którym K A2 siła pośredniego. Duże K a1 dla pierwszej dysocjacji sprawia, że ​​siarkowy jest mocnym kwasem. W podobny sposób słaby niestabilny kwas węglowy (H 2 CO 3 ) może stracić jeden proton, tworząc anion wodorowęglanowy (HCO
3
)
i stracić sekundę, aby utworzyć anion węglanowy (CO2
3
). Zarówno K a wartości są małe, ale K a1 > K a2 .

Kwas trójprotonowy (H 3 A) może ulegać jeden, dwa lub trzy dysocjacji i ma trzy stałe dysocjacji, w których K a1 > K a2 > K a3 .

H 3 A (roztwór wodny) + H 2 O (l) H 3 O+
(aq)
+ H 2 A
(aq)
        K a1
H 2 A
(aq)
+ H 2 O (l) ⇌ H 3 O+
(aq)
+ HA2-
(aq)
      K a2
HA2-
(aq)
+ H 2 O (l) ⇌ H 3 O+
(aq)
+ A3-
(aq)
        K a3

Nieorganiczny przykład kwasu trójprotonowy jest kwas ortofosforowy (H 3 PO 4 ), tak zwany zwykle kwas fosforowy . Wszystkie trzy protony mogą być sukcesywnie tracone, dając H 2 PO
4
, następnie HPO2-
4
i wreszcie PO3−
4
, jon ortofosforanowy, zwykle nazywany po prostu fosforanem . Nawet jeśli pozycje trzech protonów pierwotnej cząsteczki kwasu fosforowego są równoważne sukcesywne K a wartości różnią się, ponieważ jest mniej korzystny energetycznie utratę protonu jeśli sprzężona zasada jest bardziej naładowany ujemnie. Organiczną przykład kwasu trójprotonowy jest kwas cytrynowy , który może stracić kolejno trzech protonów w końcu tworzą cytrynian jonowej.

Chociaż późniejsza utrata każdego jonu wodorowego jest mniej korzystna, wszystkie sprzężone zasady są obecne w roztworze. Można obliczyć ułamkowe stężenie α (alfa) dla każdego gatunku. Na przykład generyczny kwas diprotonowy wygeneruje w roztworze 3 rodzaje: H 2 A, HA i A 2- . Stężenia ułamkowe można obliczyć jak poniżej, podając pH (które można przeliczyć na [H + ]) lub stężenia kwasu ze wszystkimi jego sprzężonymi zasadami:

Działka tych ułamkowych stężeń i pH, na danej K 1 i K 2 , jest znany jako wykresu Bjerrum . W powyższych równaniach obserwuje się wzór, który można rozszerzyć do ogólnego kwasu n- protonowego, który został zdeprotonowany i -razy:

gdzie K 0 = 1 i inne K-składniki są stałymi dysocjacji dla kwasu.

Neutralizacja

Kwas solny (w zlewce ) reagujący z oparami amoniaku z wytworzeniem chlorku amonu (biały dym).

Neutralizacja to reakcja między kwasem a zasadą, w wyniku której powstaje sól i zobojętniona zasada; na przykład kwas solny i wodorotlenek sodu tworzą chlorek sodu i wodę:

HCI (aq) + NaOH (aq) → H 2 O (L) + NaCl (roztwór wodny)

Neutralizacja jest podstawą miareczkowania , gdzie wskaźnik pH pokazuje punkt równoważności, gdy do kwasu dodano równoważną liczbę moli zasady. Często błędnie zakłada się, że zobojętnienie powinno skutkować roztworem o pH 7,0, co ma miejsce tylko w przypadku zbliżonej mocy kwasu i zasady podczas reakcji.

Neutralizacja zasadą słabszą niż kwas daje słabo kwaśną sól. Przykładem jest słabo kwaśny chlorek amonu , który jest wytwarzany z mocnego kwaśnego chlorowodoru i słabej zasady amoniaku . Odwrotnie, neutralizacja słabego kwasu mocną zasadą daje słabo zasadową sól (np. fluorek sodu z fluorowodoru i wodorotlenku sodu ).

Słaba równowaga kwasowo-zasadowa

Aby protonowany kwas utracić proton pH układu może wzrosnąć powyżej p K A kwasu. Zmniejszone stężenie H + w tym roztworze zasadowym przesuwa równowagę w kierunku postaci sprzężonej zasady (odprotonowanej postaci kwasu). W roztworach o niższym pH (bardziej kwaśnym) stężenie H + w roztworze jest wystarczająco wysokie, aby kwas pozostał w formie protonowanej.

Roztwory słabych kwasów i soli ich sprzężonych zasad tworzą roztwory buforowe .

Miareczkowanie

Aby określić stężenie kwasu w roztworze wodnym, powszechnie wykonuje się miareczkowanie kwasowo-zasadowe. Dodaje się roztwór mocnej zasady o znanym stężeniu, zwykle NaOH lub KOH, aby zneutralizować kwasowy roztwór zgodnie ze zmianą barwy wskaźnika wraz z ilością dodanej zasady. Krzywa miareczkowania kwasu miareczkowanego zasadą ma dwie osie, z objętością zasady na osi x i wartością pH roztworu na osi y. pH roztworu zawsze rośnie w miarę dodawania zasady do roztworu.

Przykład: kwas diprotonowy

Jest to idealna krzywa miareczkowania dla alaniny , aminokwasu diprotonowego. Punkt 2 to pierwszy punkt równoważny, w którym ilość dodanego NaOH jest równa ilości alaniny w pierwotnym roztworze.

Dla każdej krzywej miareczkowania kwasu diprotonowego, od lewej do prawej, znajdują się dwa punkty środkowe, dwa punkty równoważności i dwa regiony buforowe.

Punkty równoważne

Ze względu na następujące po sobie procesy dysocjacji na krzywej miareczkowania kwasu diprotonowego występują dwa punkty równoważnikowe. Pierwszy punkt równoważnikowy występuje, gdy wszystkie pierwsze jony wodorowe z pierwszej jonizacji są miareczkowane. Innymi słowy, ilość dodanego OH jest równa początkowej ilości H 2 A w pierwszym punkcie równoważnikowym. Drugi punkt równoważnikowy występuje, gdy wszystkie jony wodorowe są miareczkowane. Dlatego ilość dodanego OH jest równa dwukrotności ilości H 2 A w tym czasie. W przypadku słabego kwasu diprotonowego miareczkowanego mocną zasadą, drugi punkt równoważnikowy musi wystąpić przy pH powyżej 7 ze względu na hydrolizę otrzymanych soli w roztworze. W każdym punkcie równoważności dodanie kropli zasady spowoduje najbardziej stromy wzrost wartości pH w systemie.

Regiony buforowe i punkty środkowe

Krzywa miareczkowania dla kwasu diprotic zawiera dwa punkty środkowe, w którym pH = pKa a . Ponieważ istnieją dwa różne K a wartości, pierwszy punkt środkowy występuje przy pH = pKa A1 , a drugi odbywa się przy pH = pKa A2 . Każdy segment krzywej, który zawiera punkt środkowy w swoim środku, nazywany jest obszarem buforowym. Ponieważ regiony buforowe składają się z kwasu i jego sprzężonej zasady, może opierać się zmianom pH po dodaniu zasady aż do następnych równoważnych punktów.

Zastosowania kwasów

Kwasy występują powszechnie w naszym życiu. Istnieje zarówno wiele rodzajów naturalnych związków kwasowych o funkcjach biologicznych, jak i masowo syntetyzowane kwasy, które są wykorzystywane na wiele sposobów.

W przemyśle

Kwasy są podstawowymi odczynnikami w obróbce prawie wszystkich procesów w dzisiejszym przemyśle. Kwas siarkowy, kwas diprotonowy, jest najszerzej stosowanym kwasem w przemyśle, który jest również najczęściej produkowaną chemią przemysłową na świecie. Stosowany jest głównie do produkcji nawozów, detergentów, baterii i barwników, a także do przetwarzania wielu produktów, takich jak usuwanie zanieczyszczeń. Według danych statystycznych w 2011 roku roczna produkcja kwasu siarkowego na świecie wyniosła około 200 mln ton. Na przykład minerały fosforanowe reagują z kwasem siarkowym, aby wytworzyć kwas fosforowy do produkcji nawozów fosforowych, a cynk jest wytwarzany przez rozpuszczenie tlenku cynku w kwasie siarkowym, oczyszczenie roztworu i oczyszczenie elektrolityczne.

W przemyśle chemicznym kwasy reagują w reakcjach neutralizacji, tworząc sole. Na przykład kwas azotowy reaguje z amoniakiem, tworząc azotan amonu , nawóz. Dodatkowo kwasy karboksylowe mogą być estryfikowane alkoholami w celu wytworzenia estrów .

Kwasy są często używane do usuwania rdzy i innej korozji z metali w procesie zwanym trawieniem . Mogą być stosowane jako elektrolit w akumulatorach z mokrymi ogniwami , np. kwas siarkowy w akumulatorze samochodowym .

W jedzeniu

Woda gazowana ( roztwór wodny H 2 CO 3 ) jest powszechnie dodawana do napojów bezalkoholowych w celu musowania.

Kwas winowy jest ważnym składnikiem niektórych powszechnie stosowanych produktów spożywczych, takich jak niedojrzałe mango i tamaryndowiec. Naturalne owoce i warzywa również zawierają kwasy. Kwas cytrynowy występuje w pomarańczach, cytrynie i innych owocach cytrusowych. Kwas szczawiowy występuje w pomidorach, szpinaku, a zwłaszcza w karamboli i rabarbarze ; Liście rabarbaru i niedojrzałe karambole są toksyczne ze względu na wysokie stężenie kwasu szczawiowego. Kwas askorbinowy (witamina C) jest niezbędną witaminą dla organizmu człowieka i występuje w takich produktach jak amla ( agrest indyjski ), cytryna, cytrusy i guawa.

Wiele kwasów można znaleźć w różnych rodzajach żywności jako dodatki, ponieważ zmieniają ich smak i służą jako konserwanty. Na przykład kwas fosforowy jest składnikiem napojów typu cola . Kwas octowy jest używany na co dzień jako ocet. Kwas cytrynowy jest używany jako konserwant w sosach i piklach.

Kwas węglowy jest jednym z najczęstszych dodatków kwasowych, które są szeroko dodawane do napojów bezalkoholowych . Podczas procesu wytwarzania, CO 2 jest zwykle pod ciśnieniem do rozpuszczenia w tych napojów w celu wytworzenia kwasu węglowego. Kwas węglowy jest bardzo nietrwały i ma tendencję do rozpadania się na wodę i CO 2 w temperaturze pokojowej i pod ciśnieniem. Dlatego też, gdy butelki lub puszki z tych rodzajów napojów bezalkoholowych są otwarte, napoje bezalkoholowe fizz i musować jak CO 2 pęcherzyki wyjdzie.

Niektóre kwasy są używane jako leki. Kwas acetylosalicylowy (aspiryna) jest stosowany jako środek przeciwbólowy i obniżający gorączkę.

W ludzkich ciałach

Kwasy odgrywają ważną rolę w ludzkim ciele. Kwas solny obecny w żołądku wspomaga trawienie, rozkładając duże i złożone cząsteczki pokarmu. Aminokwasy są niezbędne do syntezy białek potrzebnych do wzrostu i naprawy tkanek organizmu. Kwasy tłuszczowe są również niezbędne do wzrostu i naprawy tkanek ciała. Kwasy nukleinowe są ważne dla wytwarzania DNA i RNA oraz przekazywania cech potomstwu poprzez geny. Kwas węglowy jest ważny dla utrzymania równowagi pH w organizmie.

Organizmy ludzkie zawierają różnorodne związki organiczne i nieorganiczne, a wśród nich kwasy dikarboksylowe odgrywają zasadniczą rolę w wielu zachowaniach biologicznych. Wiele z tych kwasów to aminokwasy, które służą głównie jako materiały do ​​syntezy białek. Inne słabe kwasy służą jako bufory z ich sprzężonymi zasadami, aby utrzymać pH organizmu przed zmianami na dużą skalę, które byłyby szkodliwe dla komórek. Pozostałe kwasy dikarboksylowe biorą również udział w syntezie różnych ważnych biologicznie związków w organizmie człowieka.

Kataliza kwasowa

Kwasy są stosowane jako katalizatory w chemii przemysłowej i organicznej; na przykład kwas siarkowy jest używany w bardzo dużych ilościach w procesie alkilacji do produkcji benzyny. Niektóre kwasy, takie jak kwas siarkowy, fosforowy i chlorowodorowy, również wpływają na reakcje odwodnienia i kondensacji . W biochemii wiele enzymów wykorzystuje katalizę kwasową.

Zjawisko biologiczne

Podstawowa budowa aminokwasu .

Wiele biologicznie ważnych cząsteczek to kwasy. Kwasy nukleinowe , które zawierają kwasowe grupy fosforanowe , obejmują DNA i RNA . Kwasy nukleinowe zawierają kod genetyczny, który określa wiele cech organizmu i jest przekazywany z rodziców na potomstwo. DNA zawiera chemiczny plan syntezy białek, które składają się z podjednostek aminokwasów . Błony komórkowe zawierają estry kwasów tłuszczowych, takie jak fosfolipidy .

Α-aminokwas posiada centralny atom węgla (The a lub alfa węgla ), który jest kowalencyjnie związany z karboksylową grupą (stąd są kwasy karboksylowe ), XVIII aminową , grupę atom wodoru i grupa zmiennych. Grupa zmienna, zwana także grupą R lub łańcuchem bocznym, określa tożsamość i wiele właściwości określonego aminokwasu. W glicynie , najprostszym aminokwasie, grupa R jest atomem wodoru, ale we wszystkich innych aminokwasach zawiera jeden lub więcej atomów węgla związanych z wodorami i może zawierać inne pierwiastki, takie jak siarka, tlen lub azot. Z wyjątkiem glicyny, naturalnie występujące aminokwasy są chiralne i prawie zawsze występują w konfiguracji L- . Peptydoglikan występujący w niektórych ścianach komórkowych bakterii zawiera pewne D- aminokwasy. W fizjologicznym pH, zwykle około 7, wolne aminokwasy występują w postaci naładowanej, gdzie kwasowa grupa karboksylowa (-COOH) traci proton (-COO ), a zasadowa grupa aminowa (-NH 2 ) zyskuje proton (-NH+
3
). Cała cząsteczka ma ładunek neutralny netto i jest jonem obojnaczym , z wyjątkiem aminokwasów z zasadowymi lub kwasowymi łańcuchami bocznymi. Na przykład kwas asparaginowy zawiera jedną protonowaną aminę i dwie zdeprotonowane grupy karboksylowe, co daje ładunek netto -1 przy fizjologicznym pH.

Kwasy tłuszczowe i pochodne kwasów tłuszczowych to kolejna grupa kwasów karboksylowych, które odgrywają znaczącą rolę w biologii. Zawierają one długie łańcuchy węglowodorowe i grupę kwasu karboksylowego na jednym końcu. Błona komórkowa prawie wszystkich organizmów składa się głównie z dwuwarstwy fosfolipidowej , miceli hydrofobowych estrów kwasów tłuszczowych z polarnymi, hydrofilowymi grupami „głowy” fosforanów . Błony zawierają dodatkowe składniki, z których niektóre mogą brać udział w reakcjach kwasowo-zasadowych.

U ludzi i wielu innych zwierząt, kwas solny jest częścią kwasu żołądkowego wydzielanego w żołądku do hydrolizy pomocy białka i polisacharydy , jak również konwersji nieaktywnej pro-enzym, pepsynogen do enzymu , pepsyny . Niektóre organizmy wytwarzają kwasy do obrony; na przykład mrówki wytwarzają kwas mrówkowy .

Równowaga kwasowo-zasadowa odgrywa kluczową rolę w regulacji oddychania ssaków . Gazowy tlen (O 2 ) napędza oddychanie komórkowe , proces, w którym zwierzęta uwalniają chemiczną energię potencjalną zmagazynowaną w pożywieniu, wytwarzając dwutlenek węgla (CO 2 ) jako produkt uboczny. Tlen i dwutlenek węgla są wymieniane w płucach , a organizm reaguje na zmieniające się zapotrzebowanie na energię, dostosowując tempo wentylacji . Na przykład w okresach wysiłku organizm szybko rozkłada zmagazynowane węglowodany i tłuszcz, uwalniając CO 2 do krwiobiegu. W roztworach wodnych, takich jak krew, CO 2 występuje w równowadze z kwasem węglowym i jonem wodorowęglanowym .

CO 2 + H 2 O ⇌ H 2 CO 3 ⇌ H + + HCO
3

To spadek pH sygnalizuje mózgowi, aby oddychał szybciej i głębiej, wydalając nadmiar CO 2 i ponownie zaopatrując komórki w O 2 .

Aspiryna (kwas acetylosalicylowy) jest kwasem karboksylowym .

Błony komórkowe są generalnie nieprzepuszczalne dla naładowanych lub dużych, polarnych cząsteczek z powodu lipofilowych łańcuchów acylowych tłuszczów, które zawierają ich wnętrze. Wiele biologicznie ważnych cząsteczek, w tym szereg środków farmaceutycznych, to słabe kwasy organiczne, które mogą przenikać przez błonę w swojej protonowanej, nienaładowanej formie, ale nie w formie naładowanej (tj. jako sprzężona zasada). Z tego powodu działanie wielu leków można wzmocnić lub zahamować poprzez stosowanie środków zobojętniających lub kwaśnych pokarmów. Jednakże naładowana forma jest często lepiej rozpuszczalna we krwi i cytozolu , w obu środowiskach wodnych. Gdy środowisko zewnątrzkomórkowe jest bardziej kwaśne niż obojętne pH w komórce, niektóre kwasy będą istnieć w swojej obojętnej postaci i będą rozpuszczalne w błonie, umożliwiając im przejście przez dwuwarstwę fosfolipidową. Kwasy, które tracą proton przy wewnątrzkomórkowym pH, będą istniały w swojej rozpuszczalnej, naładowanej postaci i dzięki temu będą w stanie dyfundować przez cytozol do swojego celu. Ibuprofen , aspiryna i penicylina to przykłady leków, które są słabymi kwasami.

Popularne kwasy

Kwasy mineralne (kwasy nieorganiczne)

Kwasy sulfonowe

Kwas ma wzór ogólny R (= O) 2 -OH, gdzie R oznacza grupę organiczną.

Kwasy karboksylowe

Karboksylowego ma wzór ogólny RC (O) OH, w którym R oznacza grupę organiczną. Grupa karboksylowa -C(O)OH zawiera grupę karbonylową C=O i grupę hydroksylową OH.

Halogenowane kwasy karboksylowe

Halogenacja w pozycji alfa zwiększa moc kwasu, dzięki czemu następujące kwasy są silniejsze niż kwas octowy.

Winylologiczne kwasy karboksylowe

Normalne kwasy karboksylowe są bezpośrednim połączeniem grupy karbonylowej i grupy hydroksylowej. W winylowych kwasach karboksylowych podwójne wiązanie węgiel-węgiel oddziela grupy karbonylowe i hydroksylowe.

Kwasy nukleinowe

Bibliografia

Zewnętrzne linki