Кислоты в химии: определение, свойства и сила.

Введение

кислоты в химии

Химическое соединение, отдающее протон или принимающее электронную пару

Кислота – это молекула или ион, способный либо отдавать протон (т. е. ион водорода, H+), известный как кислота Брёнстеда-Лоури, либо образовывать ковалентную связь с электронной парой, известный как кислота Льюиса. Первая категория кислот – доноры протонов, или кислоты Брёнстеда-Лоури. В особом случае водных растворов доноры протонов образуют гидроксониевый ион H3O+ и известны как кислоты Аррениуса. Брёнстед и Лоури обобщили теорию Аррениуса, включив в нее неводные растворители. Кислота Брёнстеда или Аррениуса обычно содержит атом водорода, связанный с химической структурой, которая остаётся энергетически благоприятной после потери H+. Водные кислоты Аррениуса обладают характерными свойствами, обеспечивающими практическое описание кислоты. Кислоты образуют водные растворы с кислым вкусом, могут изменять цвет синего лакмуса на красный и реагируют с основаниями и некоторыми металлами (например, кальцием), образуя соли. Слово «кислота» происходит от латинского acidus, означающего «кислый». Водный раствор кислоты имеет pH менее 7 и в разговорной речи также называется «кислотой» (как в «растворённой в кислоте»), в то время как строгое определение относится только к растворенному веществу. И наоборот, многие кислоты Льюиса не являются кислотами Аррениуса или Брёнстеда-Лоури. В современной терминологии под кислотой по умолчанию подразумевается кислота Брёнстеда, а не кислота Льюиса, поскольку химики почти всегда явно указывают, что речь идёт о кислоте Льюиса. Конъюгированные пары кислота-основание отличаются на один протон и могут быть преобразованы друг в друга путём присоединения или отщепления протона (протонирования и депротонирования, соответственно). Кислота может быть заряженной частицей, а конъюгированное основание – нейтральной, в этом случае обобщённую схему реакции можно записать как HA+ < > H+ + A. В растворе существует равновесие между кислотой и её конъюгированным основанием. Константа равновесия K является выражением равновесных концентраций молекул или ионов в растворе. Квадратные скобки обозначают концентрацию, так что [H2O] означает концентрацию H2O. Константа диссоциации кислоты Ka обычно используется в контексте кислотно-основных реакций. Численное значение Ka равно произведению (умножению) концентраций продуктов, делённому на концентрацию реагентов, где реагентом является кислота (HA), а продуктами – конъюгированное основание и H+. Более сильная из двух кислот будет иметь более высокое значение Ka, чем более слабая кислота; отношение концентраций ионов водорода к кислоте будет выше для сильной кислоты, поскольку сильная кислота имеет большую тенденцию к потере своего протона. Поскольку диапазон возможных значений Ka охватывает многие порядки величины, более удобная константа, pKa, используется чаще, где pKa = −log10 Ka. Сильные кислоты имеют меньшее значение pKa, чем слабые кислоты. Экспериментально определённые значения pKa при 25 °C в водном растворе часто приводятся в учебниках и справочных материалах.

An acid is a molecule or ion capable of either donating a proton (i. e. hydrogen ion, H+), known as a Brønsted–Lowry acid, or forming a covalent bond with an electron pair, known as a Lewis acid. The first category of acids are the proton donors, or Brønsted–Lowry acids. In the special case of aqueous solutions, proton donors form the hydronium ion H3O+ and are known as Arrhenius acids. Brønsted and Lowry generalized the Arrhenius theory to include non aqueous solvents. A Brønsted or Arrhenius acid usually contains a hydrogen atom bonded to a chemical structure that is still energetically favorable after loss of H+. Aqueous Arrhenius acids have characteristic properties that provide a practical description of an acid. Acids form aqueous solutions with a sour taste, can turn blue litmus red, and react with bases and certain metals (like calcium) to form salts. The word acid is derived from the Latin acidus, meaning 'sour'. An aqueous solution of an acid has a pH less than 7 and is colloquially also referred to as "acid" (as in "dissolved in acid"), while the strict definition refers only to the solute. Conversely, many Lewis acids are not Arrhenius or Brønsted–Lowry acids. In modern terminology, an acid is implicitly a Brønsted acid and not a Lewis acid, since chemists almost always refer to a Lewis acid explicitly as such. Acid–base conjugate pairs differ by one proton, and can be interconverted by the addition or removal of a proton (protonation and deprotonation, respectively). The acid can be the charged species and the conjugate base can be neutral in which case the generalized reaction scheme could be written as |HA+ < > H+ + A. In solution there exists an equilibrium between the acid and its conjugate base. The equilibrium constant K is an expression of the equilibrium concentrations of the molecules or the ions in solution. Brackets indicate concentration, such that [H2O] means the concentration of H2O. The acid dissociation constant Ka is generally used in the context of acid–base reactions. The numerical value of Ka is equal to the product (multiplication) of the concentrations of the products divided by the concentration of the reactants, where the reactant is the acid (HA) and the products are the conjugate base and H+. The stronger of two acids will have a higher Ka than the weaker acid; the ratio of hydrogen ions to acid will be higher for the stronger acid as the stronger acid has a greater tendency to lose its proton. Because the range of possible values for Ka spans many orders of magnitude, a more manageable constant, pKa is more frequently used, where pKa = −log10 Ka. Stronger acids have a smaller pKa than weaker acids. Experimentally determined pKa at 25 °C in aqueous solution are often quoted in textbooks and reference material.

Сила кислоты

Сила кислоты относится к ее способности или склонности терять протон. Сильная кислота – это кислота, которая полностью диссоциирует в воде; другими словами, один моль сильной кислоты HA, растворяясь в воде, образует один моль H+ и один моль сопряженного основания A−, при этом протонированная кислота HA не остается. В отличие от этого, слабая кислота диссоциирует лишь частично, и в состоянии равновесия в растворе присутствуют как кислота, так и сопряженное основание. Примерами сильных кислот являются соляная кислота (HCl), йодистоводородная кислота (HI), бромистоводородная кислота (HBr), перхлориновая кислота (HClO4), азотная кислота (HNO3) и серная кислота (H2SO4). В воде каждый из них практически полностью ионизируется. Чем сильнее кислота, тем легче она отдает протон H+. Два ключевых фактора, способствующих легкости депротонирования, – это полярность связи H—A и размер атома A, определяющий прочность связи H—A. Силу кислот также часто рассматривают с точки зрения стабильности сопряженного основания. Сильные кислоты имеют большую константу кислотной диссоциации, Ka, и меньшее значение pKa, чем слабые кислоты. Сульфоновые кислоты, являющиеся органическими оксикислотами, представляют собой класс сильных кислот. Распространенным примером является толуолсульфоновая кислота (тозиловая кислота). В отличие от самой серной кислоты, сульфоновые кислоты могут быть твердыми веществами. Фактически, полистирол, функционализированный в полистиролсульфонат, является твердым сильнокислым пластиком, который можно фильтровать. Суперакислоты – это кислоты, превосходящие по силе 100% серную кислоту. Примерами суперакислот являются фторантимониевая кислота, магическая кислота и перхлориновая кислота. Самая сильная известная кислота – ион гидрида гелия, с протонным сродством 177,8 кДж/моль. Суперакислоты способны необратимо протонировать воду, образуя ионные кристаллические "соли" гидрония. Они также могут количественно стабилизировать карбокатионы. В то время как Ka измеряет силу кислотного соединения, силу водного раствора кислоты измеряют с помощью pH, который является показателем концентрации ионов гидроксония в растворе. pH простого раствора кислотного соединения в воде определяется разбавлением соединения и его значением Ka.

The strength of an acid refers to its ability or tendency to lose a proton. A strong acid is one that completely dissociates in water; in other words, one mole of a strong acid HA dissolves in water yielding one mole of H+ and one mole of the conjugate base, A−, and none of the protonated acid HA. In contrast, a weak acid only partially dissociates and at equilibrium both the acid and the conjugate base are in solution. Examples of strong acids are hydrochloric acid (HCl), hydroiodic acid (HI), hydrobromic acid (HBr), perchloric acid (HClO4), nitric acid (HNO3) and sulfuric acid (H2SO4). In water each of these essentially ionizes 100%. The stronger an acid is, the more easily it loses a proton, H+. Two key factors that contribute to the ease of deprotonation are the polarity of the H—A bond and the size of atom A, which determines the strength of the H—A bond. Acid strengths are also often discussed in terms of the stability of the conjugate base. Stronger acids have a larger acid dissociation constant, Ka and a lower pKa than weaker acids. Sulfonic acids, which are organic oxyacids, are a class of strong acids. A common example is toluenesulfonic acid (tosylic acid). Unlike sulfuric acid itself, sulfonic acids can be solids. In fact, polystyrene functionalized into polystyrene sulfonate is a solid strongly acidic plastic that is filterable. Superacids are acids stronger than 100% sulfuric acid. Examples of superacids are fluoroantimonic acid, magic acid and perchloric acid. The strongest known acid is helium hydride ion, with a proton affinity of 177.8kJ/mol. Superacids can permanently protonate water to give ionic, crystalline hydronium "salts". They can also quantitatively stabilize carbocations. While Ka measures the strength of an acid compound, the strength of an aqueous acid solution is measured by pH, which is an indication of the concentration of hydronium in the solution. The pH of a simple solution of an acid compound in water is determined by the dilution of the compound and the compound's Ka.

Концентрация кислоты Льюиса в неводных растворах

Кислоты Льюиса классифицированы в рамках модели ECW, и показано, что не существует единого порядка кислотности. Относительная способность к акцептированию кислот Льюиса по отношению к ряду оснований, в сравнении с другими кислотами Льюиса, может быть проиллюстрирована с помощью C-B диаграмм. Показано, что для определения порядка кислотности кислот Льюиса необходимо учитывать как минимум два свойства. Для качественной теории HSAB Пирсона этими свойствами являются твердость и сила, а для количественной модели ECW Драго – электростатические и ковалентные характеристики.

Стойкость к равновесию слабых кислот и слабых оснований

Для того чтобы протонированная кислота потеряла протон, pH системы должен стать выше pKa этой кислоты. Уменьшение концентрации H+ в щелочном растворе смещает равновесие в сторону конъюгированного основания (депротонированной формы кислоты). В растворах с более низким pH (более кислых) концентрация H+ достаточна для того, чтобы кислота оставалась в протонированной форме. Растворы слабых кислот и солей их конъюгированных оснований образуют буферные растворы.

Титрование

Для определения концентрации кислоты в водном растворе обычно проводят кислотно-основное титрование. К кислотному раствору добавляют раствор сильного основания с известной концентрацией, как правило NaOH или KOH, для нейтрализации кислоты, ориентируясь на изменение цвета индикатора в зависимости от количества добавленного основания. Кривая титрования кислоты основанием имеет две оси: объем основания откладывается по оси x, а значение pH раствора – по оси y. pH раствора всегда возрастает при добавлении основания.

Пример: Дипротиновая кислота

Для каждой кривой титрования дипротной кислоты, слева направо, наблюдаются две полунейтрализации, две точки эквивалентности и два буферных участка.

Пункты эквивалентности

Из-за последовательных процессов диссоциации, на кривой титрования дипротной кислоты наблюдаются две точки эквивалентности. Первая точка эквивалентности достигается, когда титруется весь первый водород, отщепившийся при первой ионизации. Иными словами, количество добавленного OH− равно исходному количеству H2A в первой точке эквивалентности. Вторая точка эквивалентности достигается, когда титруются все ионы водорода. Следовательно, количество добавленного OH− в этот момент равно удвоенному количеству H2A. Для слабой дипротной кислоты, титруемой сильным основанием, вторая точка эквивалентности должна приходиться на pH выше 7 из-за гидролиза образовавшихся солей в растворе. Каждый участок кривой, имеющий середину в центре, называется буферной областью. Поскольку буферные области состоят из кислоты и её сопряжённого основания, они способны сопротивляться изменениям pH при добавлении основания до следующей точки эквивалентности.

В промышленности

Кислоты являются фундаментальными реагентами в процессах, используемых практически во всех отраслях современной промышленности. Серная кислота, двухосновная кислота, является наиболее широко используемой кислотой в промышленности и самым производимым промышленным химическим веществом в мире. Она в основном используется для производства удобрений, моющих средств, аккумуляторов и красителей, а также для обработки различных продуктов, например, для удаления примесей. Согласно статистическим данным за 2011 год, мировое годовое производство серной кислоты составляло около 200 миллионов тонн. Например, фосфатные минералы реагируют с серной кислотой с образованием фосфорной кислоты, используемой для производства фосфатных удобрений, а цинк получают путем растворения оксида цинка в серной кислоте, последующей очистки раствора и электролитического выделения. В химической промышленности кислоты вступают в реакции нейтрализации с образованием солей. Например, азотная кислота реагирует с аммиаком с образованием нитрата аммония, который является удобрением. Кроме того, карбоновые кислоты могут быть этерифицированы спиртами с образованием сложных эфиров. Кислоты часто используются для удаления ржавчины и других продуктов коррозии с металлов в процессе, известном как травление. Они также могут использоваться в качестве электролита в аккумуляторах с жидким электролитом, например, серная кислота в автомобильных аккумуляторах.

В пище

Винная кислота является важным компонентом некоторых широко используемых продуктов, таких как незрелые манго и тамаринд. Натуральные фрукты и овощи также содержат кислоты. Лимонная кислота содержится в апельсинах, лимонах и других цитрусовых. Щавелевая кислота содержится в помидорах, шпинате, и особенно в карамболе и ревене; листья ревеня и незрелые карамболы токсичны из-за высокой концентрации щавелевой кислоты. Аскорбиновая кислота (витамин С) – незаменимый витамин для человеческого организма и содержится в таких продуктах, как амла (индийский крыжовник), лимон, цитрусовые и гуава. Многие кислоты можно найти в различных видах пищи в качестве добавок, поскольку они изменяют вкус и служат консервантами. Фосфорная кислота, например, является компонентом напитков колы. Уксусная кислота используется в повседневной жизни как уксус. Лимонная кислота используется в качестве консерванта в соусах и маринадах. Углекислота – одна из наиболее распространенных кислотных добавок, широко используемая в безалкогольных напитках. В процессе производства CO2 обычно находится под давлением для растворения в этих напитках и образования углекислоты. Углекислота очень нестабильна и при комнатной температуре и давлении имеет тенденцию разлагаться на воду и CO2. Поэтому, когда открывают бутылки или банки с такими безалкогольными напитками, они шипят и пенится, так как выделяются пузырьки CO2. Некоторые кислоты используются в качестве лекарственных средств. Ацетилсалициловая кислота (аспирин) используется как обезболивающее и для снижения температуры.

В человеческом теле

Кислоты играют важную роль в организме человека. Соляная кислота, содержащаяся в желудке, способствует пищеварению, расщепляя крупные и сложные молекулы пищи. Аминокислоты необходимы для синтеза белков, требуемых для роста и восстановления тканей организма. Жирные кислоты также необходимы для роста и восстановления тканей организма. Нуклеиновые кислоты важны для синтеза ДНК и РНК, а также для передачи наследственных признаков потомству через гены. Углекислота важна для поддержания pH-равновесия в организме. Организм человека содержит множество органических и неорганических соединений, среди которых дикарбоновые кислоты играют существенную роль во многих биологических процессах. Многие из этих кислот – аминокислоты, которые главным образом служат материалом для синтеза белков. Другие слабые кислоты выступают в роли буферов вместе со своими сопряженными основаниями, предотвращая резкие изменения pH в организме, которые могут быть вредны для клеток. Остальные дикарбоновые кислоты также участвуют в синтезе различных биологически важных соединений в организме человека.

Кислотный катализатор

Кислоты используются в качестве катализаторов в промышленной и органической химии; например, серная кислота используется в очень больших количествах в процессе алкилирования для производства бензина. Некоторые кислоты, такие как серная, фосфорная и соляная кислоты, также способствуют реакциям обезвоживания и конденсации. В биохимии многие ферменты используют кислотный катализ.