- Skābes raksturojums un īpašības
- Hidroksilgrupas
- Centrālais atoms
- Sērs sērskābei
- Skābes stiprums
- Kā veidojas skābes?
- Apmācības piemēri
- Metāliski skābes
- Nomenklatūra
- Valences aprēķins
- Nosauciet skābi
- Piemēri
- Halogēnu grupas skābes
- VIA grupas skābes
- Bora skābes
- Oglekļa skābes
- Hroma skābes
- Silīcija skābes
- Atsauces
Oxacid vai oxoacid ir trīskāršu skābe kas sastāv no ūdeņraža atoma, skābekļa atoma un nemetāla elementu, kas veido tā saukto centrālo atomu. Atkarībā no skābekļa atomu skaita un līdz ar to nemetāliskā elementa oksidācijas stāvokļiem var veidoties dažādas skābes.
Šīs vielas ir tīri neorganiskas; tomēr ogleklis var veidot vienu no vispazīstamākajiem skābiem: ogļskābi, H 2 CO 3 . Kā parāda tikai tā ķīmiskā formula, tajā ir trīs O, viens C un divi H atomi.
Avots: Pxhere
Divi H 2 CO 3 H atomi vidē izdalās kā H + , kas izskaidro tā skābās īpašības. Karsējot ogļskābes ūdens šķīdumu, izdalīsies gāze.
Šī gāze ir oglekļa dioksīds, CO 2 , neorganiska molekula, kas rodas ogļūdeņražu sadedzināšanas un šūnu elpošanas rezultātā. Ja CO 2 tika atpakaļ uz ūdens konteinera, H 2 CO 3 būtu atkārtoti formu; tāpēc okso skābe veidojas, kad noteikta viela reaģē ar ūdeni.
Šī reakcija tiek novērota ne tikai attiecībā uz CO 2 , bet arī citām neorganiskām kovalentām molekulām, ko sauc par skābes oksīdiem.
Skābes tiek izmantotas ļoti daudzos gadījumos, kurus kopumā ir grūti aprakstīt. Tās pielietojums lielā mērā būs atkarīgs no centrālā atoma un skābekļu skaita.
Tos var izmantot no savienojumiem materiālu, mēslošanas līdzekļu un sprāgstvielu sintēzei, analītiskiem mērķiem vai bezalkoholisko dzērienu ražošanai; Tāpat kā ogļskābe un fosforskābe, H 3 PO 4 , kas veido daļu no šo dzērienu sastāva.
Skābes raksturojums un īpašības
Avots: Gabriel Bolívar
Hidroksilgrupas
Augšējā attēlā parādīta vispārēja HEO formula attiecībā uz skābēm. Kā redzams, tajā ir ūdeņradis (H), skābeklis (O) un centrālais atoms (E); kas ogļskābes gadījumā ir ogleklis, C.
Ūdeņradis skābēs parasti tiek piesaistīts skābekļa atomam, nevis centrālajam atomam. Fosforskābe, H 3 PO 3 , ir īpašs gadījums, kad viens no ūdeņražiem ir saistīts ar fosfora atomu; tāpēc tā strukturālo formulu vislabāk attēlo kā (OH) 2 OPH.
Kamēr slāpekļskābei, HNO 2 , tai ir HON = O mugurkauls, tāpēc tai ir hidroksilgrupa (OH), kas disociējas, lai atbrīvotu ūdeņradi.
Tātad viena no galvenajām skābes īpašībām ir ne tikai tas, ka tajā ir skābeklis, bet arī tā, ka tā ir OH grupa.
No otras puses, dažiem skābjiem ir tā sauktā okso grupa, E = O. Fosforskābes gadījumā tai ir oksogrupa, P = O. Viņiem trūkst H atomu, tāpēc viņi "nav atbildīgi" par skābumu.
Centrālais atoms
Centrālais atoms (E) var būt vai nebūt elektronegatīvs elements atkarībā no tā atrašanās vietas periodiskās tabulas p blokā. No otras puses, skābeklis, elements, kas ir nedaudz vairāk elektronegatīvs nekā slāpeklis, piesaista elektronus no OH saites; tādējādi ļaujot atbrīvot H + jonu .
Tāpēc E ir saistīts ar OH grupām. Atbrīvojot H + jonu , notiek skābes jonizācija; tas ir, tas iegūst elektrisko lādiņu, kas tā gadījumā ir negatīvs. Skābe var atbrīvot tik daudz H + jonu, cik tā struktūrā ir OH grupas; un jo vairāk to ir, jo lielāks ir negatīvais lādiņš.
Sērs sērskābei
Sērskābei, poliprotiskai, ir molekulārā formula H 2 SO 4 . Šo formulu var uzrakstīt arī šādi: (OH) 2 SO 2 , lai uzsvērtu, ka sērskābei ir divas hidroksilgrupas, kas piestiprinātas pie sēra - tā centrālā atoma.
Tās jonizācijas reakcijas ir:
H 2 SO 4 => H + + HSO 4 -
Tad otro H + atbrīvo no atlikušās OH grupas lēnāk, līdz var panākt līdzsvaru:
HSO 4 - <=> H + + SO 4 2–
Otrā disociācija ir grūtāka nekā pirmā, jo pozitīvais lādiņš (H + ) ir jānošķir no divkārt negatīva lādiņa (SO 4 2 ).
Skābes stiprums
Gandrīz visu skābju, kurām ir vienāds centrālais atoms (nevis metāls), stiprums palielinās, palielinoties centrālā elementa oksidācijas stāvoklim; kas savukārt ir tieši saistīts ar skābekļa atomu skaita palielināšanos.
Piemēram, tiek parādītas trīs sērijas ar skābēm, kuru skābuma spēki ir sakārtoti no vismazākās uz lielāko:
H 2 SO 3 <H 2 SO 4
HNO 2 <HNO 3
HClO <HClO 2 <HClO 3 <HClO 4
Lielākajā daļā skābju, kurām ir dažādi elementi ar vienādu oksidācijas stāvokli, bet kas ietilpst vienā un tajā pašā grupā periodiskajā tabulā, skābes stiprība tieši palielinās līdz ar centrālā atoma elektronegativitāti:
H 2 SeO 3 <H 2 SO 3
H 3 PO 4 <HNO 3
HBrO 4 <HClO 4
Kā veidojas skābes?
Kā minēts sākumā, skābes rodas, kad noteiktas vielas, ko sauc par skābiem oksīdiem, reaģē ar ūdeni. Tas tiks izskaidrots, izmantojot to pašu piemēru ogļskābei.
CO 2 + H 2 O <=> H 2 CO 3
Skābs oksīds + ūdens => skābe
Notiek tas, ka H 2 O molekula kovalenti saistās ar CO 2 molekulu . Ja ūdeni noņem ar siltumu, līdzsvars mainās uz CO 2 reģenerāciju ; tas ir, karsta soda zaudēs dzirkstošo sajūtu ātrāk nekā auksta.
No otras puses, nemetālisks elements, reaģējot ar ūdeni, veidojas skābi oksīdi; kaut gan precīzāk, kad reaģējošais elements veido kovalentu oksīdu, kura izšķīšana ūdenī rada H + jonus .
Jau tika teikts, ka H + joni ir iegūtā skābes jonizācijas produkts.
Apmācības piemēri
Hlora oksīds, Cl 2 O 5 , reaģē ar ūdeni, iegūstot hlorskābi:
Cl 2 O 5 + H 2 O => HClO 3
Sērskābes oksīds, SO 3 , reaģē ar ūdeni, veidojot sērskābi:
SO 3 + H 2 O => H 2 SO 4
Periodiskais oksīds I 2 O 7 reaģē ar ūdeni, veidojot periodisku skābi:
I 2 O 7 + H 2 O => HIO 4
Papildus šiem klasiskajiem oksacīdu veidošanās mehānismiem ir arī citas reakcijas ar tādu pašu mērķi.
Piemēram, fosfora trihlorīds, PCl 3 , reaģē ar ūdeni, iegūstot fosforskābi, skābi un sālsskābi, kas ir hidrogēnskābe.
PCl 3 + 3H 2 O => H 3 PO 3 + HCl
Un fosfora pentahlorīds, PCl 5 , reaģē ar ūdeni, iegūstot fosforskābi un sālsskābi.
PCl 5 + 4 H 2 O => H 3 PO 4 + HCl
Metāliski skābes
Daži pārejas metāli veido skābus oksīdus, tas ir, tie izšķīst ūdenī, iegūstot skābes.
Visbiežākie piemēri ir mangāna (VII) oksīds (bezūdens permanganāns) Mn 2 O 7 un hroma (VI) oksīds.
Mn 2 O 7 + H 2 O => HMnO 4 (permanganskābe)
CrO 3 + H 2 O => H 2 CrO 4 (hromskābe)
Nomenklatūra
Valences aprēķins
Lai pareizi nosauktu skābi, mums jāsāk ar centrālā atoma E valences vai oksidācijas skaitļa noteikšanu. Sākot no vispārīgās formulas HEO, tiek ņemts vērā:
-O ir valence -2
-H valence ir +1
Paturot to prātā, skābe HEO ir neitrāla, tāpēc valences lādiņu summai jābūt vienādai ar nulli. Tādējādi mums ir šāda algebriskā summa:
-2 + 1 + E = 0
E = 1
Tāpēc E valence ir +1.
Tad mums ir jāizmanto iespējamās valences, kādas var būt E. Ja vērtības +1, +3 un +4 ir starp tās valencēm, E tad "darbojas" ar mazāko valenci.
Nosauciet skābi
Lai nosauktu HEO, jūs vispirms to saucat par skābi, kam seko nosaukums E ar piedēkļiem –ico, ja strādājat ar visaugstāko valenci, vai –, ja strādājat ar zemāko valenci. Ja ir trīs vai vairāk, priedēkļi hypo- un per- tiek izmantoti, lai apzīmētu mazāko un lielāko valenci.
Tādējādi HEO sauktu:
Hipo skābes (E nosaukums) lācis
Tā kā +1 ir mazākā no trim vērtībām. Un, ja tas būtu HEO 2 , tad E būtu valence +3 un to sauktu:
Skābes (E nosaukums) lācis
Un tāpat kā HEO 3 , ar E strādājot ar valenci +5:
Skābes (E nosaukums) ico
Piemēri
Turpmāk minētas vairākas skābju sērijas ar to attiecīgajām nomenklatūrām.
Halogēnu grupas skābes
Halogēni iedarbojas, veidojot skābes ar valenci +1, +3, +5 un +7. Hlors, broms un jods var veidot 4 veidu skābes, kas atbilst šīm valentām. Bet vienīgais no fluora izgatavotajiem skābiem ir nestabila hipofluorskābe (HOF).
Ja grupas skābeņskābe izmanto valenci +1, to nosauc šādi: hipohlorskābe (HClO); hipobroma skābe (HBrO); hipojodīnskābe (HIO); hipofluorskābe (HOF).
Ar valenci +3 netiek izmantots prefikss un tiek izmantots tikai sufiksu lācis. Tajā ir hlora (HClO 2 ), broma (HBrO 2 ) un joda (HIO 2 ) skābes .
Ar valenci +5 netiek izmantots prefikss un tiek izmantots tikai sufikss ico. Ir hlora (HClO 3 ), broma (HBrO 3 ) un joda (HIO 3 ) skābes .
Strādājot ar valenci +7, tiek izmantots prefikss per un sufikss ico. Ir perhlorskābes (HClO 4 ), perbromiskās (HBrO 4 ) un periodiskās (HIO 4 ) skābes .
VIA grupas skābes
Šīs grupas nemetāliskajiem elementiem ir visizplatītākās valences -2, +2, +4 un +6, visizplatītākajās reakcijās veidojot trīs skābes.
Ar valenci +2 tiek izmantots priedēkļa žags un piedēkļa lācis. Ir skābes, kas ir sērūdeņražos (H 2 SO 2 ), hipotēniskās (H 2 SeO 2 ) un hipotēras (H 2 TeO 2 ).
Ar valenci +4 netiek izmantots priedēklis un sufiksa lācis. Ir sērskābes (H 2 SO 3 ), seleniskas (H 2 SeO 3 ) un auglīgas (H 2 TeO 3 ).
Un, kad viņi strādā ar valenci + 6, prefikss netiek izmantots un tiek izmantots sufikss ico. Ir sērskābes (H 2 SO 4 ), selēnskābes (H 2 SeO 4 ) un telūrskābe (H 2 TeO 4 ).
Bora skābes
Bora valence ir +3. Ir metaboliskās skābes (HBO 2 ), pirobori (H 4 B 2 O 5 ) un ortoboriskās (H 3 BO 3 ). Atšķirība ir ūdens skaitā, kas reaģē ar borskābes oksīdu.
Oglekļa skābes
Oglekļa valences ir +2 un +4. Piemēri: ar valenci +2, oglekļa skābi (H 2 CO 2 ) un ar valenci +4, ogļskābi (H 2 CO 3 ).
Hroma skābes
Hromā ir valences +2, +4 un +6. Piemēri: ar 2. valenci, hipohromskābe (H 2 CrO 2 ); ar valenci 4, hromskābe (H 2 CrO 3 ); un ar valenci 6, hromskābi (H 2 CrO 4 ).
Silīcija skābes
Silīcija valences ir -4, +2 un +4. Jums ir metasilicic acid (H 2 SiO 3 ) and the pirosicic acid (H 4 SiO 4 ). Ņemiet vērā, ka abos gadījumos Si valents ir +4, bet atšķirība ir ūdens molekulu skaitā, kas reaģēja ar tā skābes oksīdu.
Atsauces
- Vaitens, Deiviss, Peks un Stenlijs. (2008). Ķīmija. (8. izd.). CENGAGE mācīšanās.
- Redaktors. (2012. gada 6. marts). Skābju formulēšana un nomenklatūra. Atgūts no: si-educa.net
- Wikipedia. (2018). Skābes skābe. Atgūts no: en.wikipedia.org
- Stīvens S. Zumdahls. (2019. gads). Skābes skābe. Encyclopædia Britannica. Atgūts no: britannica.com
- Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (2018. gada 31. janvāris). Parastie skābju savienojumi. Atgūts no: domaco.com