- Skābju raksturojums
- - Fizikālās īpašības
- - Spēja ģenerēt protonus
- - Viņiem ir ūdeņradis ar zemu elektronu blīvumu
- - Stipruma vai skābuma konstante
- Mērījumi
- - Tam ir ļoti stabilas konjugētas bāzes
- - Viņiem var būt pozitīvas lādītes
- - Viņu šķīdumu pH vērtības ir zemākas par 7
- - Spēja neitralizēt bāzes
- Spēcīgas skābes un vājas skābes
- Skābju piemēri
- Ūdeņraža halogenīdi
- Skābes
- Super skābes
- Organiskās skābes
- Atsauces
Šīs skābes ir savienojumi ar augstu tendences protona ziedojot vai pieņemot elektrona pāri. Ir daudz definīciju (Bronsted, Arrhenius, Lewis), kas raksturo skābju īpašības, un katra no tām ir papildināta, lai izveidotu šāda veida savienojumu globālu tēlu.
Raugoties no iepriekšminētā viedokļa, visas zināmās vielas var būt skābas, tomēr par tādām uzskata tikai tās, kas izceļas tālu virs citām. Citiem vārdiem sakot: ja viela ir ārkārtīgi vāja protonu donore, piemēram, salīdzinot ar ūdeni, var teikt, ka tā nav skābe.
Etiķskābe, vāja skābe, līdzsvara reakcijā ūdenim zied protonu (ūdeņraža jonu, izceltu zaļā krāsā), iegūstot acetāta jonu un hidronija jonu. Sarkans: skābeklis. Melns: ogleklis. Balts: ūdeņradis.
Kas šajā gadījumā ir skābes un to dabiskie avoti? Tipisks to piemērs ir atrodams daudzos augļos: piemēram, citrusaugļos. Limonādēm ir raksturīga garša citronskābes un citu sastāvdaļu dēļ.
Mēle var noteikt skābju klātbūtni, tāpat kā citas garšas. Atkarībā no šo savienojumu skābuma līmeņa garša kļūst neciešamāka. Tādā veidā mēle darbojas kā skābju, it īpaši hidronija jonu (H 3 O + ) koncentrācijas organoleptiskais skaitītājs .
No otras puses, skābes ir atrodamas ne tikai pārtikā, bet arī dzīvos organismos. Tāpat augsnēs ir vielas, kuras var tās raksturot kā skābas; tāds ir alumīnija un citu metāla katjonu gadījums.
Skābju raksturojums
Kādām īpašībām savienojumam jābūt saskaņā ar esošajām definīcijām, lai to uzskatītu par skābu?
Tai jāspēj radīt H + un OH - jonus , izšķīstot ūdenī (Arrhenius), tai ļoti viegli (Bronsted) jāziedo protoni citām sugām vai, visbeidzot, tai jāspēj pieņemt elektronu pāri, būdami negatīvi lādēti (Lewis).
Tomēr šie raksturlielumi ir cieši saistīti ar ķīmisko struktūru. Tāpēc, iemācoties to analizēt, var secināt tā skābuma vai dažu savienojumu stiprumu, kurš no šiem ir skābākais.
- Fizikālās īpašības
Skābēm ir aromāts, kas ir vērts lieki, skābes un to smarža bieži sadedzina nāsis. Tie ir šķidrumi ar lipīgu vai eļļainu tekstūru un tiem ir iespēja mainīt lakmusa papīra un metil apelsīna krāsu uz sarkanu (Skābju un bāzu īpašības, SF).
- Spēja ģenerēt protonus
1923. gadā dāņu ķīmiķis Johannes Nicolaus Brønsted un angļu ķīmiķis Thomas Martin Lowry iepazīstināja ar Brønsted and Lowry teoriju, norādot, ka jebkurš savienojums, kas prot pārnest protonu uz jebkuru citu savienojumu, ir skābe (Encyclopædia Britannica, 1998). Piemēram, sālsskābes gadījumā:
HCl → H + + Cl -
Brønsted un Lowry teorija neizskaidroja noteiktu vielu skābo izturēšanos. 1923. gadā amerikāņu ķīmiķis Gilberts N. Lūiss iepazīstināja ar savu teoriju, kurā skābe tiek uzskatīta par jebkuru savienojumu, kas ķīmiskajā reakcijā spēj pievienoties elektronu pārim, kas nav dalīts citā molekulā (Encyclopædia Britannica, 1998). .
Tādā veidā joniem, piemēram, Cu 2+ , Fe 2+ un Fe 3+, ir spēja saistīties ar brīvo elektronu pāriem, piemēram, no ūdens, lai iegūtu protonus šādā veidā:
Cu 2+ + 2H 2 O → Cu (OH) 2 + 2H +
- Viņiem ir ūdeņradis ar zemu elektronu blīvumu
Metāna molekulā, CH 4 , nevienam no tā ūdeņražiem nav elektronisku trūkumu. Tas ir tāpēc, ka atšķirība starp oglekļa un ūdeņraža elektronegativitāti ir ļoti maza. Bet, ja jūs nomainīt vienu no H atomiem ar vienu fluora, tad tas būs manāms izmaiņas dipola momenta: H 2 FC- H .
H piedzīvo tā elektronu mākoņa nobīdi uz blakus esošajam atomam, kas piesaistīts F, kas ir vienāds, δ + palielinās. Atkal, ja citu H aizstāj ar citu F, tad molekula kļūst par: HF 2 C- H .
Tagad δ + ir vēl lielāka, jo diviem F atomiem, ļoti electronegative elektronu blīvumu, kas novērstu C, un šis pēdējais tātad uz H . Ja aizvietošanas process beidzot tiek iegūts: F 3 C- H .
Šajā pēdējā molekulā H trīs blakus esošu F atomu rezultātā ir izteikts elektroniskais deficīts. Šis δ + nepaliek nepamanīts nevienai sugai, kas ir pietiekami bagāta ar elektroniem, lai noņemtu H un šādā veidā F 3 CH, lai tas kļūtu negatīvi lādēts:
F 3 C – H +: N - (negatīvās sugas) => F 3 C: - + H N
Iepriekš minēto ķīmisko vienādojumu var uzskatīt arī šādā veidā: F 3 CH ziedo protonu (H + , H reiz atdaloties no molekulas) uz: N; vai F 3 CH iegūst elektronu pāri no H, kad pēdējam tiek ziedots cits pāris no: N - .
- Stipruma vai skābuma konstante
Cik F 3 C: - atrodas šķīdumā? Vai, cik daudz molekulas F 3 CH var ziedot skāba ūdeņradi N? Lai atbildētu uz šiem jautājumiem, ir jānosaka F 3 C: - vai H N koncentrācija un, izmantojot matemātisko vienādojumu, jāveido skaitliska vērtība, ko sauc par skābuma konstantu Ka.
Jo vairāk F 3 C molekulu : - vai HN, jo skābāks F 3 CH būs un jo lielāks būs Ka. Tādā veidā Ka palīdz kvantitatīvi noskaidrot, kuri savienojumi ir skābāki nekā citi; un tāpat kā skābes izmet tos, kuru Ka secība ir ārkārtīgi maza.
Dažiem Ka var būt vērtības, kas ir ap 10 -1 un 10 -5 , bet citām - miljondaļas mazākas, piemēram, 10 -15 un 10 -35 . Tad var teikt, ka pēdējās, ievērojot skābuma konstantes, ir ārkārtīgi vājas skābes un var tikt izlietotas kā tādas.
Tātad, kas no šādiem molekulas ir augstākais Ka: CH 4 , CH 3 F, CH 2 F 2, vai CHF 3 ? Atbilde slēpjas elektronu blīvuma δ + trūkumā to ūdeņrados.
Mērījumi
Bet kādi ir Ka mērījumu standartizācijas kritēriji? Tās vērtība var ievērojami atšķirties atkarībā no tā, kuras sugas saņems H + . Piemēram, ja: N ir spēcīga bāze, Ka būs liela; bet, ja gluži pretēji, tā ir ļoti vāja bāze, Ka būs maza.
Ka mērījumus veic, izmantojot visizplatītāko un vājāko no visām bāzēm (un skābēm): ūdeni. Atkarībā no H + ziedošanas pakāpes H 2 O molekulām 25 ° C temperatūrā un vienas atmosfēras spiedienā nosaka standarta apstākļus, lai noteiktu skābuma konstantes visiem savienojumiem.
No tā izriet skābuma konstantes tabulu repertuārs daudziem savienojumiem - gan neorganiskiem, gan organiskiem.
- Tam ir ļoti stabilas konjugētas bāzes
Skābēm ir izteikti elektronegatīvi atomi vai vienības (aromātiskie gredzeni) to ķīmiskajās struktūrās, kas piesaista elektronu blīvumu no apkārtējiem ūdeņražiem, tādējādi liekot tām kļūt daļēji pozitīvām un reaģējošām uz bāzi.
Tiklīdz protoni ziedojas, skābe pārvēršas konjugētā bāzē; tas ir, negatīva suga, kas spēj pieņemt H + vai ziedot elektronu pāri. CF 3 H molekulas piemērā tās konjugētā bāze ir CF 3 - :
CF 3 - + HN <=> CHF 3 +: N -
Ja CF 3 - ir ļoti stabila konjugāta bāze, līdzsvars tiek pārvietots vairāk pa kreisi nekā pa labi. Turklāt, jo stabilāks tas ir, jo reaģējošāka un skābāka būs skābe.
Kā jūs zināt, cik stabili viņi ir? Viss atkarīgs no tā, kā viņi tiek galā ar jauno negatīvo lādiņu. Ja tie var efektīvi delokalizēt vai izkliedēt pieaugošo elektronu blīvumu, to nevarēs izmantot savienošanai ar H pamatni.
- Viņiem var būt pozitīvas lādītes
Ne visās skābēs ir elektronu deficīts ūdeņradis, bet tiem var būt arī citi atomi, kas spēj pieņemt elektronus, ar pozitīvu lādiņu vai bez tā.
Kā tas ir? Piemēram, bora trifluorīdā, BF 3 , B atomam trūkst valences okteta, tāpēc tas var veidot saikni ar jebkuru atomu, kas tam piešķir elektronu pāri. Ja anjonu F - apaļa tās tuvumā notiek šādu ķīmisko reakciju:
BF 3 + F - => BF 4 -
No otras puses, brīvos metālu katjonus, piemēram, Al 3+ , Zn 2+ , Na + utt., Uzskata par skābēm, jo tie no savas vides var pieņemt ar elektroniem bagātu sugu aktīvās saites (koordinācijas) saites. Tāpat, tie reaģē ar OH - jonus līdz nogulšņu kā metālu hidroksīdiem:
Zn 2+ (aq) + 2OH - (aq) => Zn (OH) 2 (s)
Tie visi ir pazīstami kā Lūisa skābes, savukārt tie, kas ziedo protonus, ir Bronsted skābes.
- Viņu šķīdumu pH vērtības ir zemākas par 7
Attēls: pH skala.
Precīzāk, skābe, izšķīdinot jebkurā šķīdinātājā (kas to neitralizē), rada šķīdumus, kuru pH ir zemāks par 3, lai arī zem 7 tie tiek uzskatīti par ļoti vājām skābēm.
To var pārliecināt, izmantojot skābes bāzes indikatoru, piemēram, fenolftaleīnu, universālo indikatoru vai purpura kāpostu sulu. Tos savienojumus, kas krāsas novirza uz zemu pH, uzskata par skābēm. Šis ir viens no vienkāršākajiem testiem, lai noteiktu to klātbūtni.
To pašu var izdarīt, piemēram, dažādiem augsnes paraugiem no dažādām pasaules daļām, tādējādi nosakot to pH vērtības, lai kopā ar citiem mainīgajiem raksturotu tos.
Visbeidzot, visām skābēm ir skāba garša, ja vien tās nav tik koncentrētas, lai neatgriezeniski sadedzinātu mēles audus.
- Spēja neitralizēt bāzes
Arrheniuss savā teorijā ierosina, ka skābes, veidojot protonus, reaģē ar bāzu hidroksilgrupu, veidojot sāli un ūdeni šādā veidā:
HCl + NaOH → NaCl + H 2 O.
Šo reakciju sauc par neitralizāciju, un tā ir analītiskās tehnikas pamats, ko sauc par titrēšanu (Bruce Mahan, 1990).
Spēcīgas skābes un vājas skābes
Skābes iedala stiprās un vājās skābēs. Skābes stiprums ir saistīts ar tās līdzsvara konstanti, tāpēc skābju gadījumā šīs konstantes sauc par skābes konstantēm Ka.
Tādējādi spēcīgajām skābēm ir liela skābes konstante, tāpēc tām ir tendence pilnībā izdalīties. Šo skābju piemēri ir sērskābe, sālsskābe un slāpekļskābe, kuru skābes konstantes ir tik lielas, ka tās nevar izmērīt ūdenī.
No otras puses, vāja skābe ir tāda, kuras disociācijas konstante ir maza, tāpēc tā atrodas ķīmiskajā līdzsvarā. Šo skābju piemēri ir etiķskābe un pienskābe un slāpekļskābe, kuru skābuma konstantes ir diapazonā no 10 līdz 4 . 1. attēlā parādītas atšķirīgās skābuma konstantes dažādām skābēm.
1. attēls: skābes disociācijas konstantes.
Skābju piemēri
Ūdeņraža halogenīdi
Visi ūdeņraža halogenīdi ir skābi savienojumi, it īpaši, ja tie ir izšķīdināti ūdenī:
-HF (fluorūdeņražskābe).
-HCl (sālsskābe).
-HBr (bromūdeņražskābe).
-HI (joda skābe).
Skābes
Okso skābes ir oksoanjonu protonētās formas:
HNO 3 (slāpekļskābe).
H 2 SO 4 (sērskābe).
H 3 PO 4 (fosforskābe).
HClO 4 (perhlorskābe).
Super skābes
Superskābes ir stipras Bronsted skābes un spēcīgās Luisa skābes maisījums. Pēc sajaukšanas tie veido sarežģītas struktūras, kurās saskaņā ar noteiktiem pētījumiem H + tajās "lec".
Viņu kodīgais spēks ir tāds, ka tie ir miljardiem reižu spēcīgāki par koncentrētu H 2 SO 4 . Tos izmanto lielu jēlnaftā esošo molekulu sašķelšanai mazākās, sazarotās molekulās un ar lielu pievienoto ekonomisko vērtību.
-BF 3 / HF
-SbF 5 / HF
-SbF 5 / HSO 3 F
-CF 3 SO 3 H
Organiskās skābes
Organiskajām skābēm ir raksturīga viena vai vairākas karboksilgrupas (COOH), un starp tām ir:
-Citronskābe (atrodas daudzos augļos)
Ābolskābe (no zaļajiem āboliem)
- etiķskābe (no komerciālā etiķa)
-Sviestskābe (no sasmakuša sviesta)
-Artarīnskābe (no vīniem)
-Un taukskābju ģimene.
Atsauces
- Torrens H. Cietās un maigās skābes un bāzes. . Iegūts no: depa.fquim.unam.mx
- Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (2018. gada 3. maijs). 10 parasto skābju nosaukumi. Atgūts no: domaco.com
- Chempages Netorials. Skābes un bāzes: molekulārā uzbūve un uzvedība. Paņemts no: chem.wisc.edu
- Deziel, Chris. (2018. gada 27. aprīlis). Skābju un bāzu vispārīgais raksturojums. Zinātne. Atgūts no: sciencing.com
- Pitsburgas superdatoru centrs (PSC). (2000. gada 25. oktobris). Atgūts no: psc.edu.