Kyseliny

Kyseliny  jsou chemické sloučeniny schopné darovat vodíkový kationt ( Brønstedovy kyseliny ) nebo sloučeniny schopné přijmout elektronový pár za vzniku kovalentní vazby ( Lewisovy kyseliny ) [1] .

V každodenním životě a technologii, kyseliny obvykle znamenají Bronstedovy kyseliny, které tvoří přebytek hydroniových iontů H 3 O + ve vodných roztocích . Přítomnost těchto iontů způsobuje kyselou chuť kyselých roztoků, schopnost měnit barvu indikátorů a ve vysokých koncentracích dráždivý účinek kyselin. Mobilní vodíkové atomy kyselin mohou být nahrazeny atomy kovů za vzniku solí obsahujících kovové kationty a anionty zbytku kyseliny .

Definice kyseliny

Historie vývoje myšlenek o kyselinách

Kyseliny jako třída chemických sloučenin s řadou podobných vlastností jsou známy již od starověku.

V roce 1778 francouzský chemik Antoine Lavoisier navrhl, že jejich kyselé vlastnosti byly způsobeny přítomností kyslíku v jejich složení . Tato hypotéza se ukázala jako neudržitelná, protože mnoho kyselin nemá ve svém složení kyslík, zatímco mnoho sloučenin obsahujících kyslík nevykazuje kyselé vlastnosti. Právě tato hypotéza však dala jméno kyslíku jako chemickému prvku [2] . Německý chemik Justus Liebig v roce 1833 definoval kyselinu jako sloučeninu obsahující vodík, ve které lze vodík nahradit kovem [2] .

První pokus o vytvoření obecné teorie kyselin a zásad učinil švédský fyzikální chemik Svante Arrhenius . V jeho teorii, formulované v roce 1887, byla kyselina definována jako sloučenina, která disociuje ve vodném roztoku za vzniku vodíkových iontů H + [2] . Arrheniova teorie rychle ukázala svá omezení. Nejprve bylo zjištěno, že je nemožné si představit existenci nesolvatovaného kationtu H + v roztoku; za druhé, Arrheniova teorie nebrala v úvahu vliv rozpouštědla na acidobazické rovnováhy; nakonec se teorie ukázala jako nepoužitelná pro nevodné systémy [3] .

Podle Franklinovy ​​teorie rozpouštědla, vytvořené v roce 1924, byla kyselina látka, která po rozpuštění zvýšila počet stejných kationtů , které vznikají při disociaci rozpouštědla. Tato teorie sehrála důležitou roli při studiu nevodných roztoků kyselin. Chemická teorie kyselin a zásad vznikla v dílech A. Hanche (1917-1927). Sloučeniny vodíku se podle Hanche nazývají kyseliny, přičemž poslední jmenované mohou být nahrazeny kovovým nebo nekovovým radikálem za vzniku soli [2] .

V roce 1923 se objevily Brønsted-Lowryho a Lewisovy teorie kyselin a zásad, které jsou v současné době široce používány [4] .

Kyselina v Brønsted-Lowryho teorii

V protonové teorii kyselin a zásad, předložené v roce 1923 nezávisle a téměř současně dánským vědcem J. Bronstedem a anglickým vědcem T.-M. Lowry (Lauri) , kyselina je sloučenina nebo molekulární iont schopný darovat proton jiné chemické sloučenině - bázi [5] . Podle Brønsted-Lowryho teorie se v chemické interakci kyselin a zásad vždy účastní kyselina - donor protonu (Brønstedova kyselina) a její konjugovaná báze - jakákoli sloučenina schopná připojit proton (Brønstedova báze). Protože bázi lze považovat za produkt odstranění protonu z kyseliny, je elektrický náboj konjugované kyseliny vždy o jednu menší než náboj její konjugované báze. Například kyselina HCl odpovídá své konjugované bázi, chloridovému iontu Cl − [6] [2] .

Kyselina v Lewisově teorii

Podle elektronové teorie navržené v roce 1923 americkým fyzikálním chemikem G. N. Lewisem je kyselina látka, která přijímá elektronový pár a díky tomuto páru elektronů vytváří vazbu s Lewisovou bází [7] . Kyseliny v Lewisově teorii mohou být molekuly s nenaplněným osmielektronovým obalem (BF 3 , SO 3 ), komplexující kationty kovů (Fe 2+ , Zn 2+ ), halogenidy přechodných kovů (TiCl 4 ), molekuly s polárními dvojnými vazbami ( SO 2 ) , karbokationty . Ve srovnání s Brønsted-Lowryho teorií je Lewisova teorie obecnější a pokrývá širší rozsah kyselin [3] [4] .

Klíčovou vlastností, která určuje schopnost Lewisovy kyseliny interagovat s Lewisovou bází, je energetická korespondence mezi nejnižším volným molekulárním orbitalem přijímajícím elektronový pár a nejvyšším obsazeným molekulárním orbitalem, ze kterého tento elektronový pár opouští. Tato schopnost byla zohledněna v rámci Pearsonova principu tvrdých a měkkých kyselin a zásad (princip HICA). Tento princip stanoví, že měkké kyseliny s největší pravděpodobností interagují s měkkými bázemi a tvrdé kyseliny s tvrdými bázemi. V tomto případě jsou tvrdé kyseliny chápány jako Lewisovy kyseliny, které mají velký kladný náboj, vysokou elektronegativitu a nízkou polarizovatelnost . Naproti tomu měkké kyseliny mají nízký kladný náboj, nízkou elektronegativitu a vysokou polarizovatelnost. Protože se tyto vlastnosti plynule mění, řada Lewisových kyselin zaujímá střední polohu mezi tvrdou a měkkou [4] . Princip GMKO nemá kvantitativní kritérium pro hodnocení síly kyselin, takže jej nelze aplikovat na analytické výpočty [3] .

Kyselina v Usanovičově obecné teorii

V roce 1939 M. I. Usanovich formuloval obecnou teorii kyselin a zásad, podle níž je kyselina částice, která může darovat kationty , včetně protonu , nebo přidat anionty , včetně elektronu . Koncept kyseliny tedy podle Usanoviche zahrnuje jak Bronstedovy, tak Lewisovy kyseliny, stejně jako oxidační činidla [3] . Navíc samotný koncept kyselosti, stejně jako zásaditost, v obecné teorii Usanoviče není považován za funkci látky jako takové, ale za roli, kterou hraje v závislosti na reakčním partnerovi [9] .

Klasifikace kyselin

Kromě rozdělení na Lewisovy kyseliny a Bronstedovy kyseliny jsou tyto obvykle klasifikovány podle různých formálních kritérií:

• Podle obsahu atomů kyslíku [10] :

• anoxické ( HCl , H 2 S , HCN ) - vodné roztoky halogenidů , pseudohalogenidů a nižších chalkogenidů ;
• obsahující kyslík ( HNO 3 , H 2 SO 4 , C 6 H 5 COOH ). Anorganické kyseliny obsahující kyslík jsou kyselé hydroxidy .

• Podle počtu kyselých atomů vodíku [ 10] :

• jednosytná ( HN03 ) ;
• dvojsytný ( H2Se04 ) ; _
• tribazické ( H3P04 , H3BO3 , H3PO3S ) ; _ _ _ _ _ _ _ _
• vícesytný ( H8C6O7 ) . _ _ _

• Silou
  • Silné disociují téměř úplně, disociační konstanty jsou větší než 1⋅10 −3 ( HNO 3 );
  • Slabá - disociační konstanta je menší než 1⋅10 −3 ( kyselina octová Ka = 1,7⋅10 −5 ) .
• Podle udržitelnosti
  • Stabilní ( H2S04 ) ; _
  • Nestabilní ( H 2 CO 3 ).
• Tím, že patří do tříd chemických sloučenin
  • Anorganické ( HBr , H2S04 ) ; _ _
  • Organické ( HCOOH , CH3COOH , C3H202 ) ; _ _ _ _ _ _
• Podle volatility
  • Těkavé ( HN03 , H2S ) ; _
  • Netěkavý ( H2S04 ) ; _
• Podle rozpustnosti ve vodě
  • rozpustný ( H2S04 ) ; _
  • Nerozpustný ( H2Si03 ) ; _
• Podle obsahu atomů kovů
  • obsahující kov ( HMn04 , H2Ti03 ) ; _
  • Nekovové ( HN03 , HCN ) .

Názvosloví kyselin

Nomenklatura anorganických kyselin

Názvy kyselin obsahujících kyslík se skládají ze dvou částí: vlastního názvu kyseliny vyjádřeného jako přídavné jméno a skupinového slova kyselina ( kyselina sírová , kyselina fosforečná ). Vlastní název kyseliny je vytvořen z ruského názvu kyselinotvorného prvku přidáním různých přípon:

• -n- , -ov- , -ev- (pokud je prvek v jediném nebo nejvyšším oxidačním stavu );
• střední oxidační stav +5 se označuje příponou -novat- ( kyselina chlorná HClO 3 , kyselina bromčitá HBrO 3 , kyselina jodová HIO 3 );
• střední oxidační stavy +3 a +4 se označují příponou -(s)ist- ( kyselina arsenová HAsO 2 , kyselina chloritá HClO 2 );
• oxidační stav +1 se označuje příponou -novatist- ( kyselina dusitá H 2 N 2 O 2 , kyselina chlorná HClO).

Pokud je kyselinotvorný prvek ve dvou kyselinách ve stejném oxidačním stavu, ale kyseliny se liší „obsahem vody“, pak se u kyseliny s nižším obsahem kyslíku k názvu přidává předpona meta- a u kyseliny s vysokým obsahem kyslíku, předpona orto- , například kyselina metafosforečná HPO 3 a kyselina ortofosforečná H 3 PO 4 .

Kyslík obsahující kyseliny s více kyselinotvornými prvky se nazývá izopolykyseliny . Obvykle jsou označovány svými tradičními názvy ( kyselina difosforečná H 4 P 2 O 7 , kyselina disírová H 2 S 2 O 7 ).

Kyseliny, ve kterých jsou atomy kyslíku nahrazeny atomy síry , se nazývají thiokyseliny a mají odpovídající předponu thio- ( kyselina thiofosforečná H 3 PO 3 S). Pokud jsou hydroxylové skupiny kyselin nebo atomů kyslíku nahrazeny atomy halogenu nebo aminoskupinou , pak se k názvu přidá také odpovídající předpona ( kyselina amidofosforečná H2PO3NH2 ) a substituované kyseliny sírové jsou tradičně nazývané sulfonové kyseliny ( kyselina chlorsulfonová ClSO 3 H).

Kyseliny s peroxidovým můstkem -OO- jsou peroxokyseliny a mají předponu peroxo- ( peroxomonosulfuric acid H 2 SO 5 ) nebo over- ( persulfuric acid ) [11] .

V systematických názvech kyselin se ke kořeni latinského názvu kyselinotvorného prvku přidává přípona -at a názvy zbývajících prvků nebo jejich skupin v aniontu jsou označeny předponami. V závorkách uveďte oxidační stav kyselinotvorného prvku, pokud má celočíselnou hodnotu. Jinak název obsahuje i počet atomů vodíku: HClO 4  - hydrogentetraoxochlorát (VII) (kyselina chloristá), HAuCl 4  - hydrogentetrachloroaurát (III) (kyselina chlorovodíková), H [Sb (OH) 6 ] - hexahydroxoantibát (V ) vodík atd. [12]

Nomenklatura organických kyselin

Tradičně jsou pro nejjednodušší karboxylové kyseliny nejčastější triviální názvy , z nichž některé vznikly již v 17. století ( kyselina octová , máselná , adipová , ftalová ). Vyšší karboxylové kyseliny se sudým počtem atomů uhlíku mají také triviální názvy, které jsou si však natolik podobné, že jejich použití může způsobit zmatek ( kyselina kaprylová , kyselina kaprinová ).

Systematické názvy karboxylových kyselin se tvoří přidáním koncovky -ovoic k názvu alkanu odpovídajícímu kyselině ( kyselina hexanová , kyselina pentakosanová ). V případě dikarboxylových kyselin se používá koncovka -diová kyselina (dekandiová kyselina). Někdy se název vhodněji tvoří s koncovkou -karboxylová kyselina , což znamená nahrazení jednoho atomu vodíku ve sloučenině karboxylovou skupinou. Tento přístup se používá, když je karboxylová skupina připojena k cyklickému systému ( kyselina cyklopropankarboxylová ).

Pokud karboxylová kyselina obsahuje peroxidový můstek, pak se k názvu takových kyselin přidávají předpony peroxy- , per- nebo over- ( kyselina peroctová , kyselina peroxybenzoová ).

Pro označení organických kyselin obsahujících síru se používají koncovky -kyselina sulfonová (RSO 3 H), kyselina sulfinová (RSO 2 H), kyselina sulfonová (RSOH), podobně jako jejich přidání k názvu mateřského alkanu RH [13 ] .

Disociace a síla kyselin

Kvantitativní popis síly kyselin

Brønstedova teorie kyselin a zásad, která považuje kyselinu za částici schopnou darovat proton , umožňuje kvantifikovat tuto schopnost kyseliny - její sílu. Síla kyselin je popsána rovnovážnou konstantou disociační reakce kyseliny ve vodném roztoku, nazývanou také konstanta kyselosti K a . Čím větší je hodnota K a , tím větší je schopnost kyseliny darovat proton a tím vyšší je její síla. Konstanta kyselosti je také vyjádřena jako vhodnější hodnota pKa - záporný  logaritmus hodnoty Ka . Například disociační rovnici a konstantu kyselosti kyseliny fluorovodíkové lze zapsat následovně [16] [17] :

Pro vícesytné kyseliny se používá několik disociačních konstant Ka1 , Ka2 atd . , které odpovídají každému kroku disociace. Například kyselina fosforečná disociuje ve třech krocích [17] :

Kyseliny se konvenčně dělí podle síly na velmi silné ( p K a < 0 ), silné ( 0 < p K a < 4,5 ), středně silné ( 4,5 < p K a < 9 ), slabé ( 9 < p K a < 14 ), velmi slabé ( p K a > 14 ) [2] .

Pro přibližné posouzení síly kyselin se používají Paulingova orientační pravidla . Takže pro anorganické kyseliny obsahující kyslík typu H n XO m je známo empirické pravidlo, podle kterého je hodnota první konstanty spojena s hodnotou ( m  - n ). Jestliže A = ( m  - n ) = 0, pak je kyselina velmi slabá, v 1 - slabá, v 2 - silná a nakonec v 3 je kyselina velmi silná [18] . Kromě toho, pokud je taková kyselina zapsána jako (HO) a XOb , oddělující odděleně atomy kyslíku, které tvoří hydroxylové skupiny (všimněte si, že b = mn), pak lze odhadnout hodnotu disociační konstanty pro první stupeň podle rovnice:

to znamená, že hodnota první disociační konstanty je určena hlavně počtem nehydroxylových atomů kyslíku b . Tato závislost je spojena s negativním indukčním vlivem těchto atomů kyslíku na OH vazby, díky kterému je usnadněna eliminace protonu z molekuly kyseliny [19] .

L. Paulingovi je také připisováno pravidlo spojené s kyselostí vícesytných kyselin, které říká, že postupné disociační konstanty vícesytných kyselin pKa1 , pKa2 , pKa3 jsou v poměru 1 : 10 −5  : 10 −10 . Pokles konstant kyselosti je spojen se zvýšením náboje výsledného aniontu [19] . Hodnoty pKa vypočtené podle Paulingových pravidel se liší od experimentálních pouze o ±1 [20] .

Další charakteristikou síly kyseliny může být stupeň disociace α - poměr počtu molekul kyseliny disociovaných na ionty k jejich počátečnímu množství v roztoku. Stupeň disociace se vyjadřuje v procentech nebo jako bezrozměrná hodnota od 0 do 1 [21] :

Rozpouštědlový efekt

Nivelizace a diferenciace kyselin

Rozpouštědlo má významný vliv na acidobazickou rovnováhu. Zejména u vodných roztoků bylo zjištěno, že všechny kyseliny s konstantou kyselosti pK a < 0 mají stejné vlastnosti (například pH roztoků). To se vysvětluje tím, že u takových kyselin je rovnováha téměř úplně posunuta směrem k tvorbě hydroniového iontu H 3 O + , který je jedinou kyselinou v roztoku. Ve skutečnosti je hydroniový iont nejsilnější kyselinou ve vodných roztocích, protože všechny silnější kyseliny jsou na něj zcela přeměněny a tím se vyrovnává síla. Například všechny kyseliny s pK a < 0 (HCl, HBr, H 2 SO 4 ) jsou ve vodných roztocích zcela disociovány.

Podobná situace je pozorována u jiných rozpouštědel: pokud pKa protické kyseliny v systému "kyselina-rozpouštědlo" překročí kyselost protonovaného rozpouštědla (jeho konjugované kyseliny), pak dojde k úplnému přenosu protonů z kyseliny do rozpouštědlo a kationty se stávají jedinou a nejsilnější kyselinou v roztoku protonované rozpouštědlo; kyselost roztoku je určena kyselostí konjugované kyseliny rozpouštědla. Tento jev se nazývá vyrovnávací účinek rozpouštědla [22] . Podobně velmi slabé kyseliny s pKa > 14 ve vodných roztocích se pevnostně vyrovnávají [23] [24] .

Kyselost protonované kyseliny octové CH 3 CO 2 + H 2 je mnohem vyšší než kyselost protonované vody H 3 O + , takže vyrovnávací účinek v roztocích kyseliny octové je pozorován při mnohem nižších kyselinách pKa .

Kyseliny s pKa od 0 do 14 nejsou ve vodě zcela disociovány: jejich kyselé vlastnosti v roztoku závisí na hodnotě pKa . Například kyselina monochloroctová a dichloroctová s pKa 2,86 a 1,26 se velmi liší ve stupni disociace (v 0,1 M roztoku se první disociuje o 11 % a druhá o 52 %) [ 25] . V tomto případě se hovoří o diferenciačním účinku rozpouštědla . Interval pK a , ve kterém jsou kyseliny diferencovány podle síly, je roven autoprotolytické konstantě rozpouštědla. Pro různá rozpouštědla je tento interval různý (14 pro vodu, 19 pro ethanol , 33 pro amoniak atd.) a soubor diferencovaných a vyrovnaných kyselin je u nich odlišný [26] .

Pokud má rozpouštědlo zásadité vlastnosti, pak všechny kyseliny v něm zesílí a větší počet kyselin se vyrovná v síle (například v amoniaku se kyselina octová zcela disociuje, ačkoli ve vodných roztocích má průměrnou sílu). Naopak, pokud se základní vlastnosti rozpouštědla sníží, silné kyseliny se mohou stát slabými a počet vyrovnaných kyselin se sníží [26] . Například kyselina octová slouží jako egalizační rozpouštědlo pro kyselinu chloristou HClO 4 , která v ní zcela disociuje, a kyselinu chlorovodíkovou HCl a kyselinu sírovou H 2 SO 4 , které jsou na kyselinu octovou slabé [27] .

Vliv permitivity

Disociace kyselin je silně ovlivněna dielektrickou konstantou rozpouštědla. Tento efekt je zvláště patrný při porovnání dvou kyselin různého typu náboje. Při disociaci neutrální kyseliny, například fenolu C 6 H 5 OH, se v roztoku tvoří dva ionty. Kladně nabité kyseliny, jako je triethylamoniový iont (C 2 H 5 )NH + , disociují za vzniku jediného kladně nabitého iontu. V prvním případě se tedy po reakci počet iontů zvyšuje a ve druhém případě se tento počet nemění [28] .

Přechod z rozpouštědla s vysokou dielektrickou konstantou (více polární) k rozpouštědlům s nižší dielektrickou konstantou (méně polární) by proto měl výrazně snížit sílu neutrálních kyselin a relativně malý vliv na nabité kyseliny. Ve vodě je tedy fenol 5krát silnější než triethylamoniový iont, avšak v methanolu je fenol 2500krát slabší než tento iont [28] .

Vliv specifické solvatace aniontů

Rozpouštědlo může výrazně zvýšit kyselost látek specifickou stabilizací aniontů vzniklých v důsledku disociace.

Vliv struktury kyselin na jejich sílu

Existuje několik faktorů, které určují relativní sílu organických a anorganických kyselin a které souvisejí se strukturou dané kyseliny. Často působí několik faktorů současně, takže je obtížné předvídat jejich celkový vliv. Mezi nejvýznamnější patří následující faktory [29] .

• Indukční efekt (efekt pole) substituentů v kyselé skupině. Elektronegativní substituenty, které mají negativní indukční účinek (-I- efekt ), zvyšují sílu kyselin. Například kyselina nitrooctováO2NCH2COOH je téměř 1000krát silnější než kyselina octová CH3COOH ( pKa jsou 1,68 a 4,76, v tomto pořadí). Důvodem je stabilizační účinek, kterým tyto substituenty působí na záporný náboj výsledného aniontu kyseliny. I když je kyselina kladně nabitá a konjugovaná báze je nenabitá, elektronegativní skupiny zvyšují její kyselost, protože destabilizují molekulu kyseliny a zvyšují množství kladného náboje. Naopak donorové substituenty s + I -efektem snižují sílu kyselin. Indukční účinek klesá s rostoucí vzdáleností mezi místem kyseliny a substituentem, který jej ovlivňuje [4] [29] .

• Mezomerní efekt (rezonanční efekt). Pokud je v aniontu vzniklém během disociace kyseliny negativní náboj distribuován mezi několik atomů v důsledku jevu rezonance, pak je takový anion stabilizován a kyselost sloučeniny se zvyšuje. Z tohoto důvodu jsou karboxylové kyseliny  silnějšími kyselinami než jejich odpovídající alkoholy (záporný náboj karboxylátových iontů je distribuován mezi dva atomy kyslíku ). Obdobný efekt je realizován také u fenolů, kde se aromatický systém podílí na stabilizaci negativního náboje konjugované báze [4] [29] .
• Korelace s uspořádáním atomů v periodické soustavě . Čím vyšší je elektronegativita prvku, se kterým je kyselý proton vázán, tím vyšší je síla kyseliny. Z tohoto důvodu se kyselost zvyšuje, když se pohybujete po periodě periodické tabulky zleva doprava. Také kyselost se zvyšuje při pohybu po skupině shora dolů, což je spojeno se zvětšením poloměru kyselinotvorného atomu a v důsledku toho s nižší hustotou náboje na něm, což nakonec vede ke snadnější disociaci [29] :

Vzorce ve změně síly Lewisových kyselin jsou také spojeny s umístěním centrálního prvku v periodickém systému chemických prvků. Silnější Lewisovy kyseliny jsou tedy ty molekuly, kterým chybí pouze jeden elektronový pár k dokončení vnější elektronové vrstvy . Z tohoto důvodu je například chlorid galitý GaCl 3 silnější kyselinou než chlorid zinečnatý ZnCl 2 . Také, ceteris paribus, taková kyselina MX n je méně silná , jejíž centrální atom má větší velikost, což je spojeno s oslabením interakce mezi kladně nabitým jádrem a příchozím elektronovým párem [29] .

• statické efekty . V případě symetrických dvojsytných kyselin je disociační konstanta pro první krok dvojnásobná, než se očekávalo, protože kyselina obsahuje dva ionizovatelné protony. Současně je disociační konstanta pro druhý krok dvakrát menší, než se očekávalo, protože dianion dikarboxylové kyseliny může přidat proton ve dvou ekvivalentních polohách. Poměr Ka 1 / Ka 2 je tedy přibližně roven 4, což je ve skutečnosti pozorováno pro dikarboxylové kyseliny s kyselými skupinami vzdálenými od sebe [29] .

• Vodíková vazba . Intramolekulární vodíkové můstky mohou mít stabilizační účinek na vzniklé anionty a zvýšit tak sílu odpovídajících kyselin. PKa kyseliny ortho - hydroxybenzoové je tedy 2,98 a pro kyselinu para-hydroxybenzoovou pouze 4,58, protože první sloučenina může realizovat intramolekulární vodíkovou vazbu, zatímco druhá nikoli [29] .
• Prostorové efekty . U Bronstedových kyselin je sterická zábrana v acidobazických reakcích vzácná, protože proton je poměrně malý. Prostorové efekty jsou mnohem výraznější u Lewisových kyselin a zásad. Například při použití objemové Lewisovy kyseliny Bt-Bu 3 není síla interakce určena silou báze, ale prostorovou dostupností jejího elektronového páru [29] .
• hybridizace . Alkyny a HCN jsou poměrně silnější kyseliny než analogy s dvojnou a jednoduchou vazbou, protože anionty na hybridním atomu sp jsou stabilnější než anionty na hybridním atomu sp 2 nebo sp 3 [29] .

Hammettova funkce kyselosti a superkyseliny

Kvantitativní hodnocení acidobazických vlastností velmi silných nebo koncentrovaných kyselin nelze provést pomocí stupnice pH , protože pro vodné roztoky je tato stupnice zespodu omezena hodnotou pH = 0, což odpovídá 5% roztoku kyseliny sírové H. 2 SO 4 . Přitom taková potřeba vyvstává. K vyřešení tohoto problému navrhli v roce 1932 L. Hammett a A. Deirup Hammettovu funkci kyselosti H 0 . Jejich přístupem bylo studovat acidobazickou rovnováhu velmi silných kyselin v přítomnosti báze méně silné než voda a měřit koncentrační poměr protonovaných a neprotonovaných forem této báze elektronovou spektroskopií . To umožnilo rozšířit stupnici kyselosti do negativní oblasti, což umožnilo posoudit kyselost koncentrovaných roztoků anorganických kyselin [30] .

Škála kyselosti zavedená Hammettem se široce používá k posouzení síly superkyselin  - médií s kyselostí vyšší než je kyselost 100% kyseliny sírové [31] , pro která je Hammettova funkce kyselosti H 0 = −12. Z jednotlivých anorganických sloučenin jsou silnými kyselinami kyselina chloristá HClO 4 ( H 0 = -13), kyselina chlorsulfonová ClSO 3H ( H 0 = -13,8) a kyselina fluorsulfonová FSO 3H ( H 0 = -15,1). Nejsilnější známou organickou kyselinou je kyselina trifluormethansulfonová CF 3 SO 3 H ( H 0 = −14,1) [30] .

Superkyseliny také zahrnují směsi Bronstedových kyselin a Lewisových kyselin, například směs HF a fluoridu antimonitého SbF 5 v různých poměrech ( H 0 < -30 v poměru 1:1). Známým příkladem superkyseliny je oleum , kde roli Lewisovy kyseliny plní SO 3 , který při reakci s kyselinou sírovou poskytuje superkyselinu H 2 S 2 O 7 ( H 0 = −14,5) [30 ] .

Chemické vlastnosti kyselin

• Interakce s bazickými oxidy za vzniku soli a vody :

• Interakce s amfoterními oxidy za vzniku soli a vody :

• Interakce s alkáliemi za vzniku soli a vody ( neutralizační reakce ) :

• Reakce s nerozpustnými bázemi za vzniku soli a vody , pokud je použitá kyselina rozpustná [32] :

• Interakce se solemi , pokud se vysráží sraženina nebo se uvolní plyn :

• Silné kyseliny vytěsňují slabší z jejich solí :

(v tomto případě vzniká nestabilní kyselina uhličitá H 2 CO 3 , která se okamžitě rozkládá na vodu a oxid uhličitý )

• Kovy v řadě aktivit až po vodík jej vytěsňují z kyselého roztoku (kromě kyseliny dusičné HNO 3 jakékoli koncentrace a koncentrované kyseliny sírové H 2 SO 4 ), pokud je výsledná sůl rozpustná :

• S kyselinou dusičnou a koncentrovanou kyselinou sírovou probíhá reakce odlišně:

• Organické kyseliny se vyznačují esterifikační reakcí (interakcí s alkoholy za vzniku esteru a vody ):

Například:

• V nepolárním rozpouštědle (například benzenu) se molekuly kyseliny mohou změnit na dimery:

Získávání kyselin

Kyseliny získávají:

• Interakcí nekovů s vodíkem:

• Reakcí kyseliny sírové s pevnými solemi:

Netěkavá kyselina sírová je při zahřívání schopna vytěsnit těkavé kyseliny z jejich solí (bromovodík a jodovodík nelze tímto způsobem získat z důvodu jejich oxidace koncentrovanou kyselinou sírovou) [33] .

• Reakcí kyselých oxidů s vodou:

Viz také

• Teorie kyselin a zásad
• Kyselina aprotická
• Disociační konstanta
• Superkyselina

Komentáře

1. ↑ Kyselina pivalová může být získána oxidací pinakolinu a je izomerní ke kyselině valerové.

Poznámky

1. ↑ Zlatá kniha IUPAC – kyselina . Získáno 15. dubna 2013. Archivováno z originálu 17. dubna 2013. (neurčitý)
2. ↑ 1 2 3 4 5 6 7 Chemická encyklopedie / Ed. I. L. Knunyants. - M . : Velká ruská encyklopedie, 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. et al. Základy analytické chemie. Kniha 1. Obecné otázky. Separační metody / Ed. Yu. A. Zolotová. - 2. vyd., přepracováno. a doplňkové - M . : Vyšší škola, 1999. - S. 118. - ISBN 5-06-003558-1 .
4. ↑ 1 2 3 4 5 6 Moskva VV Koncept kyseliny a zásady v organické chemii  // Soros Educational Journal. - 1996. - č. 12 . - S. 33-40 .
5. ↑ Zlatá kniha IUPAC - Bronstedova kyselina . Získáno 15. dubna 2013. Archivováno z originálu 17. dubna 2013. (neurčitý)
6. ↑ Zlatá kniha IUPAC – konjugovaný pár kyselina–báze . Získáno 15. dubna 2013. Archivováno z originálu 17. dubna 2013. (neurčitý)
7. ↑ Zlatá kniha IUPAC - Lewisova kyselina . Získáno 15. dubna 2013. Archivováno z originálu 17. dubna 2013. (neurčitý)
8. ↑ Zolotov a kol., 1999 , s. 152.
9. ↑ Kusainova K. M. Nejsou kyseliny ani zásady! O jedné polozapomenuté teorii a jejím tvůrci  // Chemie a život. - 2004. - č. 6 . - S. 40-44 .
10. ↑ 1 2 Rudzitis G. E., Feldman F. G. Chemie. Anorganická chemie. 8. třída. - 15. vyd. - M . : Vzdělávání, 2011. - S. 101. - ISBN 978-5-09-025532-5 .
11. ↑ Lidin R. A., Molochko V. A., Andreeva L. L., Tsvetkov A. A. Základy nomenklatury anorganických látek / Ed. B. D. Stepina. - M .: Chemie, 1983. - S. 39-45.
12. ↑ Stepin B. D., Tsvetkov A. A. Anorganická chemie / Ed. B. D. Stepina. - M . : Vyšší škola, 1994. - S. 18-19. — ISBN 5-06-001740-0 .
13. ↑ Kahn R., Dermer O. Introduction to Chemical Nomenclature = Introduction to Chemical Nomenclature / Per. z angličtiny. N. N. Shcherbinovskaya, ed. V. M. Potapová a R. A. Lidin. - M .: Chemie, 1983. - S. 131-134.
14. ↑ Terney A. Moderní organická chemie. T. 2. - M. : Mir, 1981. - S. 103.
15. ↑ Senning A. Elsevier's Dictionary of Chemoetymology. Co a odkud chemické nomenklatury a terminologie. - Elsevier, 2007. - 434 s. — ISBN 978-0-444-52239-9 .
16. ↑ Zolotov a kol., 1999 , s. 121-122.
17. ↑ 1 2 Rabinovich V. A., Khavin Z. Ya. Stručná chemická referenční kniha. - Ed. 2., rev. a doplňkové - Leningrad: Chemie, 1978. - S. 235.
18. ↑ Chemická encyklopedie, 1992 , vol. 2, str. 396.
19. ↑ 1 2 Drozdov A. A., Zlomanov V. P. Chemie prvků hlavních skupin periodického systému D. I. Mendělejeva: halogeny. 9. Vlastnosti oxokyselin chloru (1998). Získáno 17. dubna 2013. Archivováno z originálu 16. února 2013. (neurčitý)
20. ↑ Shriver, Atkins, 2004 , str. 244.
21. ↑ Chemická encyklopedie, 1992 , vol. 5, str. 432.
22. ↑ Efekt vyrovnávání // IUPAC Slovníček pojmů používaných ve fyzikální organické chemii. Pure & Appl. Chem., sv. 51, str. 1768 (nedostupný odkaz) . Získáno 24. dubna 2013. Archivováno z originálu 4. října 2013. (neurčitý) 
23. ↑ Reutov a kol., 2010 , s. 230-232.
24. ↑ Anorganická chemie / Ed. Yu. D. Treťjaková. - M . : Akademie, 2004. - T. 1. - S. 89-94. — ISBN 5-7695-1446-9 .
25. ↑ Reutov a kol., 2010 , s. 231.
26. ↑ 1 2 Zolotov a kol., 1999 , s. 123-125.
27. ↑ Tanganov B. B. Chemické metody analýzy . - Ulan-Ude: Nakladatelství ESGTU, 2005. - S. 8-14. — ISBN 5-89230-037-4 .
28. ↑ 1 2 Reutov et al., 2010 , s. 233.
29. ↑ 1 2 3 4 5 6 7 8 9 březen J. Organická chemie. Reakce, mechanismy a struktura. T. 1 / Per. z angličtiny. Z. E. Samojlová, ed. I. P. Beletskaya. - M .: Mir, 1987. - S. 340-346.
30. ↑ 1 2 3 Steingarts V. D. Superacids  // Soros Educational Journal. - 1999. - č. 3 . - S. 82-87 .
31. ↑ Zlatá kniha IUPAC - superkyselina . Získáno 23. dubna 2013. Archivováno z originálu 28. dubna 2013. (neurčitý)
32. ↑ Manuilov A.V., Rodionov V.I. - Kyseliny. Klasifikace kyselin. Chemické vlastnosti. Archivováno 21. února 2010 na Wayback Machine // Fundamentals of Chemistry. Internetový tutoriál.
33. ↑ Pavel Oržekovskij, Ludmila Meshcheryakova, Marina Shalashova. Chemie. 9. třída Učebnice pro vzdělávací instituce. - Drop. - Moskva: Astrel, 2016. - S. 124.

Literatura

• Reutov O. A., Kurts A. L., Butin K. P. Organická chemie. - 3. vyd. - M .: Binom. Vědomostní laboratoř, 2010. - svazek 1. - 567 s. — ISBN 978-5-94774-613-6 .
• Shriver D., Atkins P. Anorganická chemie = Anorganická chemie / Per. z angličtiny. M. G. Rozová, S. Ya, Istomin, M. E. Tamm, ed. V. P. Zlomanová. - M. : Mir, 2004. - T. 1. - 679 s. — ISBN 5-03-003628-8 .

Odkazy

• Vše o kyselinách Archivováno 21. února 2010 na Wayback Machine
• Organické a anorganické kyseliny Archivováno 5. září 2009 na Wayback Machine
• Kyseliny: bez kyslíku a obsahující kyslík, soli anoxických a kyslík obsahujících kyselin, typy chemických reakcí Archivováno 16. září 2013 na Wayback Machine