Vkontakte
Pinterest




Charakterystyka chemiczna

W wodzie zachodzi następująca równowaga między kwasem (HA) a wodą, która działa jako zasada:

HA (aq) + H2O (l) ⇌ H.3O+(aq) + A-(aq)

Stała kwasowości (lub stała dysocjacji kwasu) jest stałą równowagi, która wskazuje stopień, w jakim jony wodoru dysocjują od kwasu.

Silne kwasy to te, które prawie całkowicie dysocjują w wodzie. Mają duże K.za wartości; stąd równowaga dysocjacji kwasu leży 100% po prawej stronie, co oznacza, że ​​przeważnie występują H3O+ i A- jony w roztworze z bardzo małą ilością niezdysocjowanych cząsteczek HA.

Typowymi mocnymi kwasami są kwas nadchlorowy (HClO4), kwas solny (HCl), kwas bromowodorowy (HBr), kwas jodowodorowy (HI), kwas azotowy (HNO3) i kwas siarkowy (H2WIĘC4). Na przykład K.za wartość dla kwasu solnego (HCl) wynosi 107.

Słabe kwasy to te, które częściowo dysocjują w wodzie. Mają małe K.za wartości; dlatego tylko niewielki procent protonów jest przekazywany do wody, utrzymując równowagę dysocjacji kwasu po lewej stronie. Roztwór zawiera głównie niezdysocjowane cząsteczki HA z bardzo małą ilością H3O+ i A- jony Typowymi słabymi kwasami są kwas azotowy (HNO2), kwas fluorowodorowy (HF) i kwas octowy (CH3WSPÓŁ2H). Na przykład Kza wartość dla kwasu octowego wynosi 1,8 x 10-5.

Uwaga na temat użytych terminów:

  • Terminy „jon wodoru” i „proton” są stosowane zamiennie; oba odnoszą się do H+.
  • W roztworze wodnym woda jest protonowana z wytworzeniem jonu hydroniowego, H3O+(aq). Jest to często skracane jako H+(aq), nawet jeśli symbol nie jest chemicznie poprawny.
  • Termin „jon wodorotlenkowy” (OH-) jest również nazywany jonem hydroksylowym.
  • Siła kwasu jest mierzona jego stałą dysocjacji kwasu (K.za) lub równoważnie jego strK.za (pK.za= - log (K.za)).
  • PH roztworu jest pomiarem stężenia jonów hydroniowych. Będzie to zależeć od stężenia i charakteru kwasów i zasad w roztworze.

Kwasy polipropowe

W przeciwieństwie do kwasów monoprotonowych, które oddają tylko jeden proton na cząsteczkę, kwasy wieloprotonowe są w stanie przekazać więcej niż jeden proton na cząsteczkę kwasu. Określone rodzaje kwasów polipropotycznych mają bardziej szczegółowe nazwy, takie jak kwas diprotowy (dwa potencjalne protony do oddania) i kwas triprotyczny (trzy potencjalne protony do oddania).

Kwas monoprotonowy może ulegać jednej dysocjacji (czasami nazywanej jonizacją) w następujący sposób i po prostu ma jedną stałą dysocjacji kwasu, jak pokazano powyżej:

HA (aq) + H2O (l) ⇌ H.3O+(aq) + A(aq) K.za

Kwas diprotowy (tutaj symbolizowany przez H2A) może ulegać jednemu lub dwóm dysocjacjom w zależności od pH. Każda dysocjacja ma własną stałą dysocjacji, Ka1 i K.a2.

H.2A (aq) + H2O (l) ⇌ H.3O+(aq) + HA(aq) K.a1HA(aq) + H2O (l) ⇌ H.3O+(aq) + A2−(aq) K.a2

Pierwsza stała dysocjacji jest zwykle większa niż druga; to znaczy., K.a1 > K.a2 . Na przykład kwas siarkowy (H2WIĘC4) może przekazać jeden proton z wytworzeniem anionu wodorosiarczanowego (HSO4), dla którego K.a1 Jest bardzo duże; następnie może przekazać drugi proton z wytworzeniem anionu siarczanowego (SO42−), w którym K.a2 to siła pośrednia. Duży K.a1 ponieważ pierwsza dysocjacja czyni siarkę silnym kwasem. W podobny sposób słaby niestabilny kwas węglowy (H2WSPÓŁ3) może stracić jeden proton, tworząc anion wodorowęglanowy (HCO3) i stracić sekundę, aby utworzyć anion węglanowy (CO32−). Obie K.za wartości są małe, ale K.a1 > K.a2 .

Kwas triprotonowy (H3A) może ulegać jednej, dwu lub trzech dysocjacjom i ma trzy stałe dysocjacji, gdzie K.a1 > K.a2 > K.a3 .

H.3A (aq) + H2O (l) ⇌ H.3O+(aq) + H2ZA(aq) K.a1H.2ZA(aq) + H2O (l) ⇌ H.3O+(aq) + HA2−(aq) K.a2HA2−(aq) + H2O (l) ⇌ H.3O+(aq) + A3−(aq) K.a3

Nieorganicznym przykładem kwasu triprotycznego jest kwas ortofosforowy (H3PO4), zwykle zwany po prostu kwasem fosforowym. Wszystkie trzy protony można kolejno utracić, aby uzyskać H2PO4, a następnie HPO42−i wreszcie PO43− , jon ortofosforanowy, zwykle nazywany po prostu fosforanem. Organicznym przykładem kwasu triprotycznego jest kwas cytrynowy, który może sukcesywnie tracić trzy protony, aby ostatecznie utworzyć jon cytrynianowy. Mimo że pozycje protonów na oryginalnej cząsteczce mogą być równoważne, kolejne K.za wartości będą się różnić, ponieważ utrata protonu jest energetycznie mniej korzystna, jeśli zasada sprzężona jest bardziej naładowana ujemnie.

Neutralizacja

Neutralizacja to reakcja między kwasem a zasadą, z wytworzeniem soli i wody; na przykład kwas solny i wodorotlenek sodu tworzą chlorek sodu i wodę:

HCl (wodny) + NaOH (wodny) → H2O (l) + NaCl (aq)

Neutralizacja jest podstawą miareczkowania, gdzie wskaźnik pH pokazuje punkt równoważności, gdy do kwasu dodano taką samą liczbę moli zasady.

Słaba równowaga kwas / słaba zasada

Aby stracić proton, konieczne jest, aby pH układu wzrosło powyżej pK.za kwasu protonowanego. Obniżone stężenie H+ w tym podstawowym roztworze przesuwa równowagę w kierunku sprzężonej formy zasadowej (deprotonowanej formy kwasu). W roztworach o niższym pH (bardziej kwaśnych) poziom H jest wystarczająco wysoki+ stężenie w roztworze, aby kwas pozostał w postaci protonowanej lub protonował swoją sprzężoną zasadę (postać deprotonowana).

Zakwaszenie środowiska

Zakwaszenie to proces, w którym związek jest dodawany do roztworu, co prowadzi do obniżenia pH roztworu. Jednym z przykładów jest przekształcenie zanieczyszczenia powietrza - głównie dwutlenku siarki i tlenków azotu - w substancje kwasowe.

Ten „kwaśny deszcz” najlepiej znany jest ze szkód wyrządzanych lasom i jeziorom. Niszczy także ekosystemy słodkowodne i przybrzeżne, gleby, a nawet starożytne zabytki.

Dwutlenek siarki i tlenki azotu są emitowane głównie przez spalanie paliw kopalnych. Lata dziewięćdziesiąte przyniosły znaczny spadek emisji dzięki połączeniu dyrektyw europejskich wymuszających instalację systemów odsiarczania, odejściu od węgla jako paliwa kopalnego oraz poważnej restrukturyzacji gospodarczej w nowym niemieckim Landerze.

Zakwaszenie jest jednak nadal poważnym problemem środowiskowym w Europie. Jest to kwestia transgraniczna, wymagająca skoordynowanych inicjatyw między krajami i sektorami. W tej sekcji zebrano raporty EEA dotyczące skali problemu i skuteczności dotychczasowych rozwiązań.1

Przypisy

  1. ↑ Europejska Agencja Środowiska. Zakwaszenie. Pobrano 17 maja 2007.

Referencje

  • Brown, Theodore E., H. Eugene LeMay i Bruce E. Bursten. 2005. Chemia: nauka centralna (Wydanie 10). Upper Saddle River, NJ: Prentice Hall. ISBN 0131096869
  • Corwin, C. H., 2001. Wstępne koncepcje i połączenia chemiczne (Wydanie trzecie). Upper Saddle River, NJ: Prentice Hall. ISBN 0130874701
  • McMurry, J. i R. C. Fay. 2004. Chemia (Wydanie 4). Upper Saddle River, NJ: Prentice Hall. ISBN 0131402080
  • Moore, J. W., C. L. Stanitski i P. C. Jurs ,. 2002. Chemia Nauka molekularna. Nowy Jork: Harcourt College.
  • Oxlade, Chris. 2002. Kwasy i zasady. Biblioteka Heinemanna. ISBN 1588101940

Linki zewnętrzne

Wszystkie linki pobrano 3 listopada 2019 r.

  • Curtipot: diagramy równowagi kwasowo-zasadowej, obliczanie pH oraz symulacja i analiza krzywych miareczkowania (bezpłatne).

Vkontakte
Pinterest