Svarīgāko skābju 7 īpašības



Daži no skābju īpašības vēl svarīgāk ir tās fiziskās īpašības, spēks un spēja neitralizēt bāzes, cita starpā.

Skābes ir ķīmiskas vielas, kas spēj ziedot hidroniju jonu (H3O+), vai kā to parasti sauc par protonu (H. \ t+), ūdens vidē vai spēj veidot saites ar hidroksīda joniem vai jebkuru vielu, kas spēj pieņemt elektronu pāri. 

Viņiem bieži ir H-A vispārējā formula, kur H ir protons un "A" ir vispārējs termins, kas saistīts ar ne-protonisko skābes daļu.

Sākotnēji mūsu skābuma koncepcijas nāca no senajiem grieķiem, kas definēja vielas, kas ir "rūgtas garšas" okeīns, kas mutē latīņu valodā etiķī, acetumā, kas vēlāk kļuva par "skābi". 

Šīm vielām bija ne tikai rūgta garša, bet arī tāda, ka tā varēja mainīt lakmusa papīra krāsu.

Skābju teorētiskā strukturēšana sākās, kad franču ķīmiķis Antoine Laurent Lavoisier (1743-1796) pievērsa uzmanību skābju un bāzu klasifikācijai. Viņa ideja bija, ka visas skābes saturēja vairāk vai mazāk konkrētu "būtību", kas bija atbildīga par to skābumu un bija ne tikai atšķirīgas.

Diemžēl Lavoisier kļūdaini uzskatīja, ka viela oxein-genic tas bija, kā to sauca, par skābekļa atomu. 19. gadsimta sākumā angļu ķīmiķis Humpijs Davijs (1778-1829) parādīja, ka skābums nevar būt par skābekli, jo bija daudz skābju nesaturošu skābju (LESNEY, 2003)..

Tas bija gadu desmitiem vēlāk, kad ideju par skābumu, kas saistīts ar ūdeņraža klātbūtni, ierosināja Justus fon Liebig (1803-1873). Skaidrība tika parādīta laukā, kad 1890. gados Svante August Arrhenius (1859-1927) definēja skābes kā "vielas, kas šķīdumam nodrošina ūdeņraža katjonus" (Encyclopædia Britannica, 1998).

Skābju galvenās īpašības

1. Fizikālās īpašības

Skābēm piemīt garša, ir vērts atlaisties, skābe un to smarža bieži sadedzina nāsis.

Tie ir šķidrumi ar lipīgu vai eļļainu struktūru un spēj mainīt lakmusa papīra un oranža krāsu no metilgrupas uz sarkanu (skābes un bāzes īpašības, S.F.).

2. Spēja radīt protonus

1923. gadā dāņu ķīmiķis Johannes Nicolaus Brønsted un angļu ķīmiķis Thomas Martin Lowry iepazīstināja ar Brønsted un Lowry teoriju, apliecinot, ka jebkurš savienojums, kas var pārnest protonu uz jebkuru citu savienojumu, ir skābe (Encyclopædia Britannica, 1998). Piemēram, sālsskābes gadījumā:

HCl → H+ + Cl-

Brønsted un Lowry teorija nepaskaidroja atsevišķu vielu skābju uzvedību. 1923. gadā amerikāņu ķīmiķis Gilberts N. Lūiss iepazīstina ar savu teoriju, kurā skābe tiek uzskatīta par jebkuru savienojumu, kas ķīmiskajā reakcijā spēj savienot pāris elektronus, kas nav kopīgi citā molekulā (Encyclopædia Britannica, 1998).

Tādā veidā, piemēram, Cu2+, Ticība2+ un Ticība3+ viņiem ir iespēja savienot brīvu elektronu pāri, piemēram, no ūdens, lai ražotu protonus šādā veidā:

 Cu2+ + 2H2O → Cu (OH)2 + 2H+

3. Skābes stiprums

Skābes klasificē kā stipras skābes un vājas skābes. Skābes stiprums ir saistīts ar tā līdzsvara konstantu, tāpēc skābju gadījumā minētās konstantes sauc par skābuma konstantēm Ka.

Tādējādi spēcīgajām skābēm ir liela skābuma koncentrācija, tāpēc tās mēdz pilnībā atdalīties. 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 tā, kuras disociācijas konstante ir zema, tā ir ķīmiskā līdzsvara stāvoklī. Šo skābju piemēri ir etiķskābe un pienskābe un slāpekļskābe, kuru skābes konstantes ir apmēram 10%.-4. 1. attēlā redzamas dažādas skābju konstantes dažādām skābēm.

4 - pH ir mazāks par 7

PH skala mēra šķīduma sārmainības vai skābuma līmeni. Skala svārstās no nulles līdz 14. pH ir mazāks par 7 ir skābs. PH ir lielāks par 7 ir pamata. Viduspunkts 7 ir neitrāls pH. Neitrāls šķīdums nav ne skābe, ne sārmains.

PH skalu iegūst pēc H koncentrācijas+ risinājumā un ir apgriezti proporcionāla tai. Skābes, palielinot protonu koncentrāciju, samazina šķīduma pH.

5- Spēja neitralizēt bāzes

Arēnijs savā teorijā ierosina, ka skābes, kas spēj radīt protonus, reaģē ar bāzes hidroksiliem, veidojot sāli un ūdeni šādā veidā:

HCl + NaOH → NaCl + H2O.

Šo reakciju sauc par neitralizāciju, un tā ir analītiskās metodes pamatā, ko sauc par titrēšanu (Bruce Mahan, 1990)..

6. Samazināšanas oksīda jauda

Ņemot vērā tā spēju ražot lādētas sugas, skābes izmanto kā līdzekli elektronu pārnešanai redoksreakcijās.

Skābēm ir arī tendence sarukt, jo tām ir spēja pieņemt bezmaksas elektronus. Skābes satur H jonus+. Viņiem ir tendence uzņemt elektronus un veidot ūdeņraža gāzi.

2H+ +2e- → H2

Metāliem nav stingras kontroles pār elektroniem. Viņi tos pamet bez lielām cīņām un veido metāla jonus.

Ticība → Ticība2++2e-

Tātad, kad jūs ieliekat dzelzs nagu skābi, H jonus + tie paņem elektronus no dzelzs. Dzelzs kļūst par šķīstošiem Fe joniem2 +, un cietais metāls pakāpeniski pazūd. Reakcija ir:

Fe + 2H+ → Ticība2++ H2

To sauc par skābes koroziju. Skābes ne tikai koriģē metālus, izšķīdinot tos, bet arī reaģē ar tādiem organiskiem savienojumiem kā tie, kas veido šūnu membrānu.

Šī reakcija parasti ir eksotermiska, kas izraisa nopietnus apdegumus saskarē ar ādu, tāpēc šāda veida viela jārīkojas uzmanīgi. 3. attēls ir drošības kods, ja viela ir kodīga.

7 - skābes katalīze

Ķīmiskās reakcijas paātrināšana, pievienojot skābi, ir pazīstama kā skābes katalīze. Minētā skābe netiek patērēta reakcijā.

Katalītiskā reakcija var būt specifiska skābei, piemēram, ja saharozes cukurs tiek sadalīts glikozē un fruktoze sērskābē, vai tā var būt vispārīga jebkurai skābei..

Skābes un bāzes katalizēto reakciju mehānisms izskaidrojams ar Brønsted-Lowry skābju un bāzu jēdzienu kā tādu, kurā sākotnēji tiek pārsūtīti protoni no skābes katalizatora uz reaģentu (Encyclopædia Britannica, 1998).

Kopumā reakcijas, kurās ir iesaistīts elektrofils, katalizējas skābā vidē, vai nu elektrofilās papildinājumos vai aizvietojumos..

Skābes katalīzes piemēri ir benzola nitrēšana sērskābes klātbūtnē (4.a attēls), etēna hidratācija, lai iegūtu etanolu (4.b attēls), esterifikācijas reakcijas (4.c attēls) un esteru hidrolīze (4.d attēls) (Clark, 2013). ).

Atsauces

  1. Bruce Mahan, R. M. (1990). Ķīmijas koledžas kursa ceturtais izdevums. Wilmington: Addison-Wesley Iberoamericana S.A..
  2. Clark, J. (2013, 20. decembris). Skābes katalīzes piemēri organiskajā ķīmijā. Izgūti no chem.libretexts.org.
  3. Encyclopædia Britannica. (1998, 20. jūlijs). Skābes bāzes katalīze. Atgūts no britannica.com.
  4. Encyclopædia Britannica. (1998, 21. decembris). Arrēnijas teorija. Atgūts no britannica.com.
  5. Encyclopædia Britannica. (1998, 20. jūlijs). Brønsted-Lowry teorija. Atgūts no britannica.com.
  6. Encyclopædia Britannica. (1998, 20. jūlijs). Lūisa teorija. Atgūts no britannica.com.
  7. LESNEY, M. S. (2003, marts). Ķīmijas hronika Skābes pamata vēsture - no Aristoteles līdz Arnoldam. Izgūti no pubs.acs.org.
  8. Skābes un bāzes īpašības. (S.F.). Izgūti no sciencegeek.net.