Acizi

Acizii  sunt compuși chimici capabili să doneze un cation de hidrogen (acizi Brønsted ), sau compuși capabili să accepte o pereche de electroni pentru a forma o legătură covalentă ( acizi Lewis ) [1] .

În viața de zi cu zi și în tehnologie, acizii înseamnă de obicei acizi Bronsted, care formează un exces de ioni de hidroniu H 3 O + în soluții apoase . Prezența acestor ioni determină gustul acru al soluțiilor acide, capacitatea de a schimba culoarea indicatorilor și, în concentrații mari, efectul iritant al acizilor. Atomii mobili de hidrogen ai acizilor pot fi înlocuiți cu atomi de metal cu formarea de săruri care conțin cationi metalici și anioni ai reziduului acid .

Definiția unui acid

Istoria dezvoltării ideilor despre acizi

Acizii ca o clasă de compuși chimici cu o serie de proprietăți similare sunt cunoscuți încă din cele mai vechi timpuri.

În 1778, chimistul francez Antoine Lavoisier a sugerat că proprietățile lor acide se datorează prezenței oxigenului în compoziția lor . Această ipoteză s-a dovedit a fi insuportabilă, deoarece mulți acizi nu au oxigen în compoziția lor, în timp ce mulți compuși care conțin oxigen nu prezintă proprietăți acide. Cu toate acestea, această ipoteză a fost cea care a dat numele oxigenului ca element chimic [2] . În 1833, chimistul german Justus Liebig a definit un acid ca fiind un compus care conține hidrogen în care hidrogenul poate fi înlocuit cu un metal [2] .

Prima încercare de a crea o teorie generală a acizilor și bazelor a fost făcută de chimistul fizician suedez Svante Arrhenius . În teoria sa, formulată în 1887, un acid a fost definit ca un compus care se disociază într-o soluție apoasă pentru a forma ioni de hidrogen H + [2] . Teoria Arrhenius și-a arătat rapid limitările. În primul rând, s-a constatat că este imposibil de imaginat existența unui cation H + nesolvatat în soluție; în al doilea rând, teoria Arrhenius nu a luat în considerare efectul solventului asupra echilibrului acido-bazic; în cele din urmă, teoria s-a dovedit a fi inaplicabilă sistemelor neapoase [3] .

Conform teoriei solvenților a lui Franklin, creată în 1924, un acid era o substanță care, dizolvată, creștea numărul acelorași cationi care se formează în timpul disocierii solventului. Această teorie a jucat un rol important în studiul soluțiilor neapoase de acizi. Teoria chimică a acizilor și bazelor s-a format în lucrările lui A. Hanch (1917-1927). Potrivit lui Hanch, compușii cu hidrogen sunt numiți acizi, în care aceștia din urmă pot fi înlocuiți cu un radical metalic sau nemetal pentru a forma o sare [2] .

În 1923 au apărut teoriile Brønsted-Lowry și Lewis despre acizi și baze, care sunt utilizate pe scară largă în prezent [4] .

Acidul în teoria Brønsted-Lowry

În teoria protonilor a acizilor și bazelor, prezentată în 1923 independent și aproape simultan de omul de știință danez J. Bronsted și savantul englez T.-M. Lowry (Lauri) , un acid este un compus sau un ion molecular capabil să doneze un proton unui alt compus chimic - o bază [5] . Conform teoriei Brønsted-Lowry, în interacțiunea chimică dintre acizi și baze, este implicat întotdeauna un acid - un donor de protoni (acidul Brønsted) și baza sa conjugată - orice compus capabil să atașeze un proton (baza Brønsted). Deoarece o bază poate fi considerată ca fiind produsul eliminării unui proton dintr-un acid, sarcina electrică a acidului conjugat este întotdeauna cu o mai mică decât sarcina bazei sale conjugate. De exemplu, acidul HCl corespunde bazei sale conjugate, ionul clorură Cl − [6] [2] .

Acid în teoria lui Lewis

Conform teoriei electronilor propusă în 1923 de fizicianul american G. N. Lewis , un acid este o substanță care acceptă o pereche de electroni și formează o legătură cu o bază Lewis datorită acestei perechi de electroni [7] . Acizii din teoria lui Lewis pot fi molecule cu o înveliș de opt electroni (BF 3 , SO 3 ), cationi metalici de complexare (Fe 2+ , Zn 2+ ), halogenuri de metale de tranziție (TiCl 4 ), molecule cu duble legături polare ( SO 2 ) , carbocationi . În comparație cu teoria Brønsted-Lowry, teoria Lewis este mai generală și acoperă o gamă mai largă de acizi [3] [4] .

Proprietatea cheie care determină capacitatea unui acid Lewis de a interacționa cu o bază Lewis este corespondența energetică dintre cel mai mic orbital molecular liber care acceptă o pereche de electroni și cel mai înalt orbital molecular ocupat din care pleacă această pereche de electroni. Această capacitate a fost luată în considerare în cadrul principiului Pearson al acizilor și bazelor dure și moi (principiul HICA). Acest principiu stabilește că acizii moi sunt cel mai probabil să interacționeze cu bazele moi și acizii duri cu bazele dure. În acest caz, acizii duri sunt înțeleși ca acizi Lewis care au o sarcină pozitivă mare, electronegativitate ridicată și polarizabilitate scăzută . În schimb, acizii moi au o sarcină pozitivă scăzută, electronegativitate scăzută și polarizabilitate ridicată. Deoarece aceste proprietăți se modifică fără probleme, un număr de acizi Lewis ocupă o poziție intermediară între tari și moi [4] . Principiul GMKO nu are un criteriu cantitativ pentru aprecierea tăriei acizilor, deci nu poate fi aplicat calculelor analitice [3] .

Acid în teoria generală a lui Usanovici

În 1939, M. I. Usanovich a formulat o teorie generală a acizilor și bazelor, conform căreia un acid este o particulă care poate dona cationi , inclusiv un proton , sau poate adăuga anioni , inclusiv un electron . Astfel, conceptul de acid, conform lui Usanovici, include atât acizii Bronsted, cât și acizii Lewis, precum și agenții de oxidare [3] . În plus, însuși conceptul de aciditate, precum și de bazicitate, în teoria generală a lui Usanovici este considerat nu ca o funcție a substanței ca atare, ci ca rolul pe care îl joacă în funcție de partenerul de reacție [9] .

Clasificarea acizilor

Pe lângă împărțirea în acizi Lewis și acizi Bronsted, aceștia din urmă sunt de obicei clasificați în funcție de diferite criterii formale:

• În funcție de conținutul de atomi de oxigen [10] :

• anoxice ( HCl , H 2 S , HCN ) - soluţii apoase de halogenuri , pseudohalogenuri şi calcogenuri inferioare ;
• conţinând oxigen ( HNO3 , H2S04 , C6H5COOH ) . _ _ _ _ _ Acizii anorganici care conțin oxigen sunt hidroxizi acizi .

• În funcție de numărul de atomi de hidrogen acizi [ 10] :

• monobazic ( HN03 ) ;
• dibazic ( H2Se04 ) ; _
• tribazic ( H3P04 , H3BO3 , H3PO3S ) ; _ _ _ _ _ _ _ _
• polibazic ( H8C6O7 ) . _ _ _

• Prin putere
  • Cele puternice se disociază aproape complet, constantele de disociere sunt mai mari decât 1⋅10 −3 ( HNO 3 );
  • Slab - constanta de disociere este mai mică de 1⋅10 −3 ( acid acetic Ka = 1,7⋅10 −5 ) .
• Prin durabilitate
  • Stabil ( H2S04 ) ; _
  • Instabil ( H2CO3 ) . _
• Prin apartenenţa la clasele de compuşi chimici
  • Anorganic ( HBr , H2S04 ) ; _ _
  • Organic ( HCOOH , CH3COOH , C3H2O2 ) ; _ _ _ _ _ _
• Prin volatilitate
  • Volatil ( HN03 , H2S ) ; _
  • Nevolatil ( H2S04 ) ; _
• Prin solubilitate în apă
  • Solubil ( H2S04 ) ; _
  • Insolubil ( H2Si03 ) ; _
• După conţinutul de atomi de metal
  • Conținând metal ( HMn04 , H2Ti03 ) ; _
  • Nemetalice ( HNO3 , HCN ).

Nomenclatura acizilor

Nomenclatura acizilor anorganici

Numele acizilor care conțin oxigen constau din două părți: numele propriu al acidului, exprimat ca adjectiv , și cuvântul de grup acid ( acid sulfuric , acid fosforic ). Numele propriu al acidului se formează din numele rusesc al elementului care formează acid prin adăugarea diferitelor sufixe:

• -n- , -ov- , -ev- (dacă elementul este într-o stare de oxidare unică sau cea mai mare );
• starea intermediară de oxidare +5 se notează prin sufixul -novat- ( acid cloric HClO3 , acid bromic HBrO3 , acid iod HIO3 ) ;
• stările intermediare de oxidare +3 și +4 sunt notate cu sufixul -( s )ist- ( acid arsenic HAsO2 , acid cloros HCl02 ) ;
• starea de oxidare +1 se notează prin sufixul -novatist- ( acid azot H 2 N 2 O 2 , acid hipocloros HClO).

Dacă elementul care formează acid din doi acizi este în aceeași stare de oxidare, dar acizii diferă în „conținutul de apă”, atunci pentru un acid cu un conținut mai scăzut de oxigen, prefixul meta- se adaugă la denumire , iar pentru un acid cu un conținut ridicat de oxigen, prefixul orto- , de exemplu, acid metafosforic HPO 3 și acid ortofosforic H 3 PO 4 .

Acizii care conțin oxigen cu mai multe elemente care formează acizi sunt numiți acizi izopoli . Aceștia sunt de obicei denumiți prin denumirile lor tradiționale ( acid difosforic H 4 P 2 O 7 , acid disulfuric H 2 S 2 O 7 ).

Acizii în care atomii de oxigen sunt înlocuiți cu atomi de sulf se numesc tioacizi și au prefixul corespunzător tio- ( acid tiofosforic H 3 PO 3 S). Dacă grupările hidroxil ale atomilor de acid sau de oxigen sunt înlocuite cu atomi de halogen sau o grupare amino , atunci prefixul corespunzător este adăugat și la nume ( acid amidofosforic H 2 PO 3 NH 2 ), iar acizii sulfuric substituiți sunt numiți în mod tradițional acizi sulfonici ( acid clorosulfonic ClSO 3 H).

Acizii cu punte peroxidică -OO- sunt peroxoacizi și au prefixul peroxo- ( acid peroxomonosulfuric H 2 SO 5 ) sau supra- ( acid persulfuric ) [11] .

În denumirile sistematice ale acizilor, sufixul -at este adăugat la rădăcina numelui latin al elementului care formează acid , iar numele elementelor rămase sau grupările lor din anion sunt indicate prin prefixe. În paranteze se indică starea de oxidare a elementului acid, dacă are o valoare întreagă. În caz contrar, denumirea include și numărul de atomi de hidrogen: HClO 4  - tetraoxoclorat de hidrogen (VII) (acid percloric), HAuCl 4  - tetracloraurat de hidrogen (III) (acid clorhidric), H [Sb (OH) 6 ] - hexahidroxoantibat (V) ) hidrogen etc. [12]

Nomenclatura acizilor organici

În mod tradițional, pentru cei mai simpli acizi carboxilici , denumirile banale sunt cele mai comune , dintre care unele s-au format încă din secolul al XVII-lea ( acid acetic , acid butiric , acid adipic , acid ftalic ). Acizii carboxilici mai mari cu un număr par de atomi de carbon au și denumiri banale, care, totuși, sunt atât de asemănătoare încât utilizarea lor poate provoca confuzie ( acid caprilic , acid capric ).

Denumirile sistematice ale acizilor carboxilici se formează prin adăugarea terminației -acid ovoic la denumirea alcanului corespunzător acidului ( acid hexanoic , acid pentacosanoic ). În cazul acizilor dicarboxilici , se folosește terminația -acid dioic (acid decandioic). Uneori, numele este mai convenabil format cu terminația -acid carboxilic , ceea ce înseamnă înlocuirea unui atom de hidrogen din compus cu o grupare carboxil. Această abordare este luată atunci când gruparea carboxil este atașată la un sistem ciclic ( acid ciclopropancarboxilic ).

Dacă un acid carboxilic conține o punte de peroxid, atunci prefixele peroxi- , per- sau supra- ( acid peracetic , acid peroxibenzoic ) sunt adăugate la denumirea acestor acizi.

Pentru a desemna acizii organici care conțin sulf , se folosesc terminațiile -acid sulfonic (RSO 3 H), -acid sulfinic (RSO 2 H), -acid sulfonic (RSOH), adăugându-le în mod similar la denumirea alcanului părinte RH [13]. ] .

Disocierea și rezistența acizilor

O descriere cantitativă a tăriei acizilor

Teoria Brønsted a acizilor și bazelor, care consideră un acid ca o particulă capabilă să doneze un proton , face posibilă cuantificarea acestei capacități a unui acid - puterea sa. Forța acizilor este descrisă de constanta de echilibru a reacției de disociere a unui acid într-o soluție apoasă, numită și constanta de aciditate Ka . Cu cât valoarea lui Ka este mai mare, cu atât este mai mare capacitatea acidului de a dona un proton și cu atât puterea acestuia este mai mare. De asemenea, constanta de aciditate este exprimată ca o valoare mai convenabilă pK a - logaritmul negativ al  valorii lui Ka . De exemplu, ecuația de disociere și constanta de aciditate a acidului fluorhidric pot fi scrise după cum urmează [16] [17] :

Pentru acizii polibazici se folosesc mai multe constante de disociere Ka1 , Ka2 etc., corespunzătoare fiecărei etape de disociere . De exemplu, acidul fosforic se disociază în trei etape [17] :

Acizii sunt împărțiți în mod convențional în funcție de puterea lor în foarte puternici ( p Ka < 0 ), puternici ( 0 < p K a < 4,5 ), rezistență medie ( 4,5 < p Ka < 9 ) , slabi ( 9 < p Ka < 4,5 ). 14 ), foarte slab ( p K a > 14 ) [2] .

Pentru o evaluare aproximativă a tăriei acizilor, se folosesc regulile generale ale lui Pauling . Deci, pentru acizii anorganici care conțin oxigen de tip H n XO m , se cunoaște o regulă empirică conform căreia valoarea primei constante este asociată cu valoarea ( m  - n ). Dacă A = ( m  - n ) = 0, atunci acidul este foarte slab, la 1 - slab, la 2 - puternic și, în final, la 3 acidul este foarte puternic [18] . În plus, dacă un astfel de acid este scris ca (HO) a XO b , separând separat atomii de oxigen care alcătuiesc grupările hidroxil (rețineți că b = mn), atunci valoarea constantei de disociere pentru prima etapă poate fi estimată. prin ecuația:

adică valoarea primei constante de disociere este determinată în principal de numărul de atomi de oxigen non-hidroxil b . Această dependență este asociată cu efectul inductiv negativ al acestor atomi de oxigen asupra legăturilor OH, datorită căruia se facilitează eliminarea unui proton din molecula de acid [19] .

L. Pauling este, de asemenea, creditat cu regula generală asociată cu aciditatea acizilor polibazici, care spune că constantele succesive de disociere ale acizilor polibazici pK a1 , pK a2 , pK a3 sunt în raportul 1 : 10 −5  : 10 −10 . Scăderea constantelor de aciditate este asociată cu o creștere a încărcăturii anionului rezultat [19] . Valorile pK a calculate conform regulilor Pauling diferă de cele experimentale doar cu ±1 [20] .

O altă caracteristică a tăriei acidului poate fi gradul de disociere α - raportul dintre numărul de molecule de acid disociate în ioni și cantitatea lor inițială în soluție. Gradul de disociere este exprimat ca procent sau ca valoare adimensională de la 0 la 1 [21] :

Efectul solventului

Nivelarea și diferențierea acizilor

Solventul are un efect semnificativ asupra echilibrului acido-bazic. În special, pentru soluțiile apoase, s-a constatat că toți acizii cu constante de aciditate pK a < 0 au aceleași proprietăți (de exemplu, pH -ul soluțiilor). Acest lucru se explică prin faptul că pentru astfel de acizi echilibrul este aproape complet deplasat către formarea ionului hidroniu H 3 O + , care este singurul acid în soluție. De fapt, ionul de hidroniu este cel mai puternic acid din soluțiile apoase, deoarece toți acizii mai puternici sunt complet transformați în el și, astfel, își egalează puterea. De exemplu, toţi acizii cu pKa < 0 (HCl, HBr, H2S04 ) sunt complet disociaţi în soluţii apoase .

O situație similară se observă și în alți solvenți: dacă pKa al acidului protic din sistemul „acid-solvent” depășește aciditatea solventului protonat (acidul său conjugat), atunci există un transfer complet de protoni de la acid la solvent, iar cationii devin singurul și cel mai puternic acid din soluție.solvent protonat; aciditatea soluției este determinată de aciditatea acidului conjugat al solventului. Acest fenomen se numește efect de nivelare al solventului [22] . În mod similar, acizii foarte slabi cu pKa > 14 în soluții apoase se egalizează în putere [23] [24] .

Aciditatea acidului acetic protonat CH 3 CO 2 + H 2 este mult mai mare decât aciditatea apei protonate H 3 O + , astfel că efectul de nivelare în soluțiile de acid acetic se observă la acizi pK a mult mai mici .

Acizii cu pKa de la 0 la 14 nu sunt complet disociați în apă: proprietățile lor acide în soluție depind de valoarea pKa . De exemplu, acizii monocloroacetic și dicloracetic cu pKa 2,86 și, respectiv, 1,26 diferă foarte mult în gradul de disociere (într-o soluție 0,1 M, primul se disociază cu 11%, iar al doilea cu 52%) [ 25] . În acest caz se vorbește despre efectul de diferențiere al solventului . Intervalul pK a , în care acizii sunt diferențiați prin tărie, este egal cu constanta de autoprotoliză a solventului. Pentru diferiți solvenți, acest interval este diferit (14 pentru apă, 19 pentru etanol , respectiv 33 pentru amoniac etc.), iar setul de acizi diferențiați și nivelați este diferit pentru aceștia [26] .

Dacă solventul are proprietăți bazice, atunci toți acizii din el devin mai puternici și un număr mai mare de acizi se nivelează în putere (de exemplu, în amoniac, acidul acetic se disociază complet, deși în soluțiile apoase are o rezistență medie). Dimpotrivă, dacă proprietățile de bază ale solventului scad, atunci acizii tari pot deveni slabi, iar numărul de acizi nivelați scade [26] . De exemplu, acidul acetic servește ca solvent de nivelare pentru acidul percloric HClO 4 , care se disociază complet în el, și acidul clorhidric HCl și acidul sulfuric H 2 SO 4 , care sunt slabe în acid acetic [27] .

Influența permisivității

Disocierea acizilor este puternic afectată de constanta dielectrică a solventului. Acest efect este vizibil în special atunci când se compară doi acizi cu tipuri diferite de încărcare. Când se disociază un acid neutru, de exemplu, fenolul C 6 H 5 OH, se formează doi ioni în soluție. Acizii încărcați pozitiv, cum ar fi ionul de trietilamoniu ( C2H5 ) NH + , se disociază pentru a forma un singur ion încărcat pozitiv . Astfel, în primul caz, după reacție, numărul de ioni crește, iar în al doilea caz, acest număr nu se modifică [28] .

Prin urmare, trecerea de la un solvent cu o constantă dielectrică ridicată (mai polară) la solvenți cu o constantă dielectrică mai mică (mai puțin polară) ar trebui să reducă mult puterea acizilor neutri și un efect relativ mic asupra acizilor încărcați. Deci, în apă, fenolul este de 5 ori mai puternic decât ionul de trietilamoniu, totuși, în metanol, fenolul este de 2500 de ori mai slab decât acest ion [28] .

Influența solvatării specifice a anionilor

Solventul poate crește foarte mult aciditatea substanțelor prin stabilizarea specifică a anionilor formați ca urmare a disocierii.

Influența structurii acizilor asupra rezistenței lor

Există mai mulți factori care determină rezistența relativă a acizilor organici și anorganici și care sunt legați de structura unui acid dat. Adesea, mai mulți factori acționează simultan, deci este dificil de prezis influența lor totală. Printre cei mai semnificativi se numără următorii factori [29] .

• Efectul inductiv (efectul de câmp) al substituenților din grupa acidă. Substituenții electronegativi, care au un efect inductiv negativ (efectul -I- ) , măresc puterea acizilor. De exemplu, acidul nitroacetic O 2 NCH 2 COOH este de aproape 1000 de ori mai puternic decât acidul acetic CH 3 COOH (pK a sunt 1,68, respectiv 4,76). Motivul pentru aceasta este efectul de stabilizare exercitat de acești substituenți asupra sarcinii negative a anionului acid rezultat. Chiar și atunci când un acid este încărcat pozitiv și baza conjugată este neîncărcată, grupările electronegative îi cresc aciditatea deoarece destabilizază molecula de acid, crescând cantitatea de sarcină pozitivă. Dimpotrivă, substituenții donor cu efect + I reduc puterea acizilor. Efectul inductiv scade odată cu creșterea distanței dintre locul acid și substituentul care îl afectează [4] [29] .

• Efect mezoric (efect de rezonanță). Dacă în anionul format în timpul disocierii unui acid, sarcina negativă este distribuită între mai mulți atomi din cauza fenomenului de rezonanță, atunci un astfel de anion este stabilizat și aciditatea compusului crește. Din acest motiv, acizii carboxilici sunt acizi mai puternici decât alcoolii  corespunzători lor(sarcina negativă a ionilor de carboxilat este distribuită între doi atomi de oxigen ). Un efect similar este realizat și în fenoli, unde sistemul aromatic participă la stabilizarea sarcinii negative a bazei conjugate [4] [29] .
• Corelația cu aranjarea atomilor în sistemul periodic . Cu cât electronegativitatea elementului cu care este legat protonul acid este mai mare, cu atât puterea acidului este mai mare. Din acest motiv, aciditatea crește pe măsură ce vă deplasați de-a lungul perioadei tabelului periodic de la stânga la dreapta. De asemenea, aciditatea crește la deplasarea în jos a grupului de sus în jos, ceea ce este asociat cu o creștere a razei atomului care formează acid și, în consecință, cu o densitate de sarcină mai mică pe acesta, ceea ce duce în cele din urmă la o disociere mai ușoară [29] :

Modelele de modificare a puterii acizilor Lewis sunt, de asemenea, asociate cu localizarea elementului central în sistemul periodic al elementelor chimice. Deci, acizii Lewis mai puternici sunt acele molecule cărora le lipsește doar o pereche de electroni pentru a completa stratul exterior de electroni . Din acest motiv, de exemplu, clorura de galiu(III) GaCl3 este un acid mai puternic decât clorura de zinc ZnCl2 . De asemenea, ceteris paribus, un astfel de acid MX n este mai puțin puternic , atomul central al cărui dimensiune este mai mare, ceea ce este asociat cu o slăbire a interacțiunii dintre nucleul încărcat pozitiv și perechea de electroni de intrare [29] .

• efecte statice . În cazul acizilor dibazici simetrici, constanta de disociere pentru prima etapă este de două ori mai mare decât cea așteptată, deoarece acidul conține doi protoni ionizabili. În același timp, constanta de disociere pentru a doua etapă este de două ori mai mică decât se aștepta, deoarece dianionul acidului dicarboxilic poate adăuga un proton în două poziții echivalente. Astfel, raportul Ka 1 / Ka 2 este aproximativ egal cu 4, ceea ce se observă de fapt pentru acizii dicarboxilici cu grupări acide îndepărtate unele de altele [29] .

• Legătura de hidrogen . Legăturile de hidrogen intramoleculare pot avea un efect stabilizator asupra anionilor rezultați și astfel pot crește rezistența acizilor corespunzători. Astfel, pKa al acidului orto - hidroxibenzoic este de 2,98, iar pentru acidul para-hidroxibenzoic este de numai 4,58, deoarece primul compus poate realiza o legătură de hidrogen intramoleculară, în timp ce al doilea nu [29] .
• Efecte spațiale . Pentru acizii Brønsted, obstacolele sterice în reacțiile acido-bazice sunt rare, deoarece protonul este destul de mic. Efectele spațiale sunt mult mai pronunțate pentru acizii și bazele Lewis. De exemplu, când se folosește un acid Lewis în vrac Bt -Bu 3 , puterea interacțiunii este determinată nu de puterea bazei, ci de disponibilitatea spațială a perechii sale de electroni [29] .
• hibridizare . Alchinele și HCN sunt acizi comparativ mai puternici decât analogii cu dublă legătură și cu o legătură simplă, deoarece anionii de la atomul hibrid sp sunt mai stabili decât cei de la atomul hibrid sp 2 sau sp 3 [29] .

Funcția de aciditate a lui Hammett și superacizii

O evaluare cantitativă a proprietăților acido-bazice ale acizilor foarte puternici sau concentrați nu poate fi efectuată folosind scala pH , deoarece pentru soluțiile apoase această scară este limitată de jos de pH = 0, care corespunde unei soluții de acid sulfuric H 5%. 2 SO 4 . În același timp, apare o astfel de nevoie. Pentru a rezolva această problemă, în 1932, L. Hammett și A. Deirup au propus funcția de aciditate Hammett H 0 . Abordarea lor a fost să studieze echilibrul acido-bazic al acizilor foarte puternici în prezența unei baze mai puțin puternice decât apa și să măsoare raportul de concentrație al formelor protonate și neprotonate ale acelei baze prin spectroscopie electronică . Acest lucru a făcut posibilă extinderea scalei de aciditate în regiunea negativă, făcând posibilă evaluarea acidității soluțiilor concentrate de acizi anorganici [30] .

Scala de aciditate introdusă de Hammett este utilizată pe scară largă pentru aprecierea rezistenței superacizilor  - medii cu o aciditate mai mare decât aciditatea acidului sulfuric 100% [31] , pentru care funcția de aciditate Hammett este H 0 = −12. Printre compușii anorganici individuali, acizii tari sunt acidul percloric HClO 4 ( H 0 = -13 ), acidul clorosulfonic ClSO 3 H ( H 0 = -13,8) și acidul fluorosulfonic FSO 3 H ( H 0 = -15,1). Cel mai puternic acid organic cunoscut este acidul trifluormetansulfonic CF 3 SO 3 H ( H 0 = −14,1) [30] .

Superacizii includ, de asemenea, amestecuri de acizi Bronsted și acizi Lewis, de exemplu, un amestec de HF și fluorură de antimoniu (V) SbF 5 în diferite rapoarte ( H 0 < -30 la un raport de 1:1). Un exemplu binecunoscut de superacid este oleum , unde rolul acidului Lewis este îndeplinit de SO 3 , care, atunci când reacţionează cu acidul sulfuric, dă superacidul H 2 S 2 O 7 ( H 0 = -14,5) [30] ] .

Proprietățile chimice ale acizilor

• Interacțiunea cu oxizii bazici pentru a forma sare și apă :

• Interacțiunea cu oxizii amfoteri pentru a forma sare și apă :

• Interacțiunea cu alcalii pentru a forma sare și apă ( reacție de neutralizare ) :

• Reacția cu baze insolubile pentru a forma sare și apă dacă acidul utilizat este solubil [32] :

• Interacțiunea cu sărurile , dacă un precipitat precipită sau se eliberează gaz :

• Acizii puternici îi înlocuiesc pe cei mai slabi din sărurile lor :

(în acest caz, se formează acid carbonic instabil H2CO3 , care se descompune imediat în apă și dioxid de carbon )

• Metalele din seria de activitate până la hidrogen îl înlocuiesc dintr-o soluție acidă (cu excepția acidului azotic HNO 3 de orice concentrație și a acidului sulfuric concentrat H 2 SO 4 ) dacă sarea rezultată este solubilă :

• Cu acid azotic și acid sulfuric concentrat, reacția decurge diferit:

• Acizii organici sunt caracterizați printr -o reacție de esterificare (interacțiune cu alcoolii pentru a forma un ester și apă ):

De exemplu:

• Într-un solvent nepolar (de exemplu, benzen), moleculele de acid se pot transforma în dimeri:

Obținerea acizilor

Acizii obțin:

• Prin interacțiunea nemetalelor cu hidrogenul:

• Prin reacția acidului sulfuric cu săruri solide:

Acidul sulfuric nevolatil, atunci când este încălzit, este capabil să înlocuiască acizii volatili din sărurile lor (bromura de hidrogen și iodură de hidrogen nu pot fi obținute în acest mod datorită oxidării lor cu acid sulfuric concentrat) [33] .

• Prin reacția oxizilor acizi cu apa:

Vezi și

• Teorii ale acizilor și bazelor
• Acid aprotic
• Constanta de disociere
• Superacid

Comentarii

1. ↑ Acidul pivalic poate fi obținut prin oxidarea pinacolinei și este izomer cu acidul valeric.

Note

1. ↑ Cartea de aur IUPAC - Acid . Consultat la 15 aprilie 2013. Arhivat din original pe 17 aprilie 2013. (nedefinit)
2. ↑ 1 2 3 4 5 6 7 Enciclopedia chimică / Ed. I. L. Knunyants. - M . : Marea Enciclopedie Rusă, 1992. - T. 2. - S. 393-395. — ISBN 5-85270-039-8 .
3. ↑ 1 2 3 4 Zolotov Yu. A., Dorokhova E. N., Fadeeva V. I. și colaboratorii Fundamentals of Analytical Chemistry. Cartea 1. Întrebări generale. Metode de separare / Ed. Yu. A. Zolotova. - Ed. a II-a, revizuită. si suplimentare - M . : Liceu, 1999. - S. 118. - ISBN 5-06-003558-1 .
4. ↑ 1 2 3 4 5 6 Moscova VV Conceptul de acid și bază în chimia organică  // Soros Educational Journal. - 1996. - Nr. 12 . - S. 33-40 .
5. ↑ Cartea de aur IUPAC - acid Brønsted . Consultat la 15 aprilie 2013. Arhivat din original pe 17 aprilie 2013. (nedefinit)
6. ↑ Cartea de aur IUPAC - perechea acid-bază conjugată . Consultat la 15 aprilie 2013. Arhivat din original pe 17 aprilie 2013. (nedefinit)
7. ↑ Cartea de aur IUPAC - acid Lewis . Consultat la 15 aprilie 2013. Arhivat din original pe 17 aprilie 2013. (nedefinit)
8. ↑ Zolotov și colab., 1999 , p. 152.
9. ↑ Kusainova K. M. Nu există nici acizi, nici baze! Despre o teorie pe jumătate uitată și creatorul ei  // Chimie și viață. - 2004. - Nr 6 . - S. 40-44 .
10. ↑ 1 2 Rudzitis G. E., Feldman F. G. Chimie. Chimie anorganică. clasa a 8-a. - Ed. a XV-a. - M . : Educație, 2011. - S. 101. - ISBN 978-5-09-025532-5 .
11. ↑ Lidin R. A., Molochko V. A., Andreeva L. L., Tsvetkov A. A. Fundamentele nomenclaturii substanțelor anorganice / Ed. B. D. Stepina. - M .: Chimie, 1983. - S. 39-45.
12. ↑ Stepin B. D., Tsvetkov A. A. Chimie anorganică / Ed. B. D. Stepina. - M . : Liceu, 1994. - S. 18-19. — ISBN 5-06-001740-0 .
13. ↑ Kahn R., Dermer O. Introduction to Chemical Nomenclature = Introduction to Chemical Nomenclature / Per. din engleza. N. N. Shcherbinovskaya, ed. V. M. Potapova și R. A. Lidin. - M .: Chimie, 1983. - S. 131-134.
14. ↑ Terney A. Modern organic chemistry. T. 2. - M . : Mir, 1981. - S. 103.
15. ↑ Senning A. Elsevier's Dictionary of Chemoetymology. Whes-urile și de unde ale nomenclaturii și terminologiei chimice. - Elsevier, 2007. - 434 p. — ISBN 978-0-444-52239-9 .
16. ↑ Zolotov și colab., 1999 , p. 121-122.
17. ↑ 1 2 Rabinovich V. A., Khavin Z. Ya. Scurtă carte de referință chimică. - Ed. al 2-lea, rev. si suplimentare - Leningrad: Chimie, 1978. - S. 235.
18. ↑ Enciclopedia chimică, 1992 , vol. 2, p. 396.
19. ↑ 1 2 Drozdov A. A., Zlomanov V. P. Chimia elementelor principalelor grupe ale sistemului periodic al lui D. I. Mendeleev: halogeni. 9. Proprietăţile oxoacizilor clorului (1998). Consultat la 17 aprilie 2013. Arhivat din original pe 16 februarie 2013. (nedefinit)
20. ↑ Shriver, Atkins, 2004 , p. 244.
21. ↑ Enciclopedia chimică, 1992 , vol. 5, p. 432.
22. ↑ Efect de nivelare // Glosar IUPAC de termeni folosiți în chimia fizică organică. Pure & Appl. Chim., voi. 51, p. 1768 (link indisponibil) . Consultat la 24 aprilie 2013. Arhivat din original pe 4 octombrie 2013. (nedefinit) 
23. ↑ Reutov și colab., 2010 , p. 230-232.
24. ↑ Chimie anorganică / Ed. Yu. D. Tretyakova. - M . : Academia, 2004. - T. 1. - S. 89-94. — ISBN 5-7695-1446-9 .
25. ↑ Reutov și colab., 2010 , p. 231.
26. ↑ 1 2 Zolotov și colab., 1999 , p. 123-125.
27. ↑ Tanganov B. B. Metode chimice de analiză . - Ulan-Ude: Editura ESGTU, 2005. - P. 8-14. — ISBN 5-89230-037-4 .
28. ↑ 1 2 Reutov et al., 2010 , p. 233.
29. ↑ 1 2 3 4 5 6 7 8 9 martie J. Chimie organică. Reacții, mecanisme și structură. T. 1 / Per. din engleza. Z. E. Samoilova, ed. I. P. Beletskaya. - M . : Mir, 1987. - S. 340-346.
30. ↑ 1 2 3 Steingarts V. D. Superacide  // Soros Educational Journal. - 1999. - Nr. 3 . - S. 82-87 .
31. ↑ Cartea de aur IUPAC - superacid . Consultat la 23 aprilie 2013. Arhivat din original pe 28 aprilie 2013. (nedefinit)
32. ↑ Manuilov A.V., Rodionov V.I. - Acizi. Clasificarea acizilor. Proprietăți chimice. Arhivat la 21 februarie 2010 la Wayback Machine // Fundamentals of Chemistry. Tutorial pe internet.
33. ↑ Pavel Orjekovski, Lyudmila Meshcheryakova, Marina Shalashova. Chimie. Clasa a 9-a Manual pentru instituțiile de învățământ. - Dropia. - Moscova: Astrel, 2016. - S. 124.

Literatură

• Reutov O. A., Kurts A. L., Butin K. P. Chimie organică. - Ed. a 3-a. - M .: Binom. Laboratorul de cunoștințe, 2010. - Vol. 1. - 567 p. — ISBN 978-5-94774-613-6 .
• Shriver D., Atkins P. Anorganic Chemistry = Anorganic Chemistry / Per. din engleza. M. G. Rozova, S. Ya. Istomin, M. E. Tamm, ed. V. P. Zlomanova. - M . : Mir, 2004. - T. 1. - 679 p. — ISBN 5-03-003628-8 .

Link -uri

• Totul despre acizi Arhivat 21 februarie 2010 la Wayback Machine
• Acizi organici și anorganici Arhivat 5 septembrie 2009 la Wayback Machine
• Acizi: fără oxigen și care conțin oxigen, săruri ale acizilor anoxici și care conțin oxigen, tipuri de reacții chimice Arhivat 16 septembrie 2013 la Wayback Machine