Снажне киселинске особине и примери

А стронг ацид је било које једињење способно да потпуно и неповратно ослобађа протоне или водоничне ионе, Х⁺. Будући да је толико реактиван, велики број врста је приморан да прихвати ове Х⁺; на пример, вода, чије мешање постаје потенцијално опасно са једноставним физичким контактом.

Киселина даје води протон који функционише као база за формирање хидронијум-јона, Х₃О⁺. Концентрација хидронијум-јона у раствору јаке киселине једнака је концентрацији киселине ([Х₃О⁺] = [ХАц]).

На слици изнад имамо боцу хлороводоничне киселине, ХЦл, концентрације од 12М. Што је већа концентрација киселине (слаба или јака), она мора бити пажљивија при руковању; зато боца показује пиктограм руке коју боли корозивно својство капи киселине која пада на њу.

Јаке киселине су супстанце којима се мора манипулисати уз потпуну свест о њиховим могућим ефектима; Ако радите са њима пажљиво, можете искористити њихове особине за вишеструку употребу, што је један од најчешћих начина синтезе или растварања узорака.

Индек

• 1 Својства јаке киселине
  • 1.1 Дисоцијација
  • 1.2 пХ
  • 1.3 пКа
  • 1.4 Корозија
• 2 Фактори који утичу на вашу снагу
  • 2.1 Електронегативност њене коњуговане базе
  • 2.2 Радио коњуговане базе
  • 2.3 Број атома кисеоника
• 3 Примери
• 4 Референце

Својства јаке киселине

Дисоцијација

Јака киселина дисоцира или ионизује 100% у воденом раствору, прихватајући пар електрона. Дисоцијација киселине може бити схематизована са следећом хемијском једначином:

ХАц + Х₂О => А^-       +       Х₃О⁺

Где је ХАц јака киселина, и А^- његову коњуговану базу.

Ионизација јаке киселине је процес који је обично неповратан; С друге стране, код слабих киселина, ионизација је реверзибилна. У једнаџби је показано да је Х₂Или она која прихвата протон; Међутим, алкохоли и други растварачи такође могу то да ураде.

Ова тенденција да се прихвате протони варира од супстанце до супстанце, и због тога, јачина киселине ХАц није иста у свим растварачима.

пХ

ПХ јаке киселине је веома низак, између 0 и 1 пХ јединица. На пример, 0,1 М раствор ХЦл има пХ од 1.

Ово се може показати помоћу формуле

пХ = - лог [Х⁺]

Можете израчунати пХ 0,1 М раствора ХЦл, а затим применити

пХ = -лог (0.1)

Добијање пХ од 1 за 0,1 М раствор ХЦл.

пКа

Снага киселина је повезана са њиховом пКа. Хидронијум-јон (Х₃О⁺), на пример, има пКа од -1.74. Генерално, јаке киселине имају пКа са више негативних вредности од -1.74, и стога су више киселе од Х₃О⁺.

ПКа експримира на одређени начин тенденцију дисоцијације киселине. Што је његова вриједност мања, то ће јача и агресивнија киселина бити. Из тог разлога, погодно је да се изрази релативна јачина киселине према вредности његове пКа.

Корозија

Генерално, јаке киселине су класификоване као корозивне. Међутим, постоје изузеци за ову претпоставку.

На пример, флуороводонична киселина је слаба киселина, али је веома корозивна и способна за варење стакла. Због тога се мора руковати у пластичним боцама и на ниским температурама.

С друге стране, јака киселина, као што је карборан супер киселина, која, иако је милион пута јача од сумпорне киселине, није корозивна.

Фактори који утичу на вашу снагу

Електронегативност њене коњуговане базе

Како се померање удесно деси у периоду периодне табеле, негативност елемената који чине коњуговану базу се повећава.

Посматрање периода 3 периодне табеле показује, на пример, да је хлор електронегативнији од сумпора и да је сумпор више електронегативнији од фосфора.

Ово је у складу са чињеницом да је хлороводонична киселина јача од сумпорне киселине, а она је јача од фосфорне киселине..

Повећањем електронегативности коњугиране базе киселине, повећава се стабилност базе, а самим тим се смањује њена тенденција прегрупирања са водоником за регенерацију киселине..

Међутим, други фактори се морају узети у обзир, јер то само по себи није одлучујуће.

Коњугирани радијус базе

Јачина киселине такође зависи од радијуса њене коњуговане базе. Посматрање ВИИА групе периодичне табеле (халогени) показује да атомски полупречници елемената који чине групу имају следећу везу: И> Бр> Цл> Ф.

Такође, киселине које формирају задржавају исти редослед опадања јачине киселина:

ХИ> ХБр> ХЦл> ХФ

У закључку, повећавајући атомски радијус елемената исте групе периодног система, повећава се у истом смеру јачина киселине која се формира.

Ово се објашњава слабљењем Х-Ац везе слабим преклапањем неједнаке атомске орбитале у величини.

Број атома кисеоника

Снага киселине у низу оксацида зависи од броја атома кисеоника у коњугованој бази.

Молекули који имају највећи број атома кисеоника чине врсту са већом киселином. На пример, азотна киселина (ХНО)₃) је јача киселина од азотне киселине (ХНО)₂).

С друге стране, перхлорна киселина (ХЦлО₄) је јача киселина од хлорне киселине (ХЦлО₃). И на крају, хипоклорична киселина (ХЦлО) је најнижа киселина у серији.

Примери

Снажне киселине могу бити илустроване у паду редоследа киселинске чврстоће испод: ХИ> ХБр> ХЦлО₄ ХЦл> Х₂СО₄ > ЦХ2Ц2Х2С02Х (толуенсулфонска киселина)> ХНО₃.

Сви они, као и остали који су до сада споменути, су примјери јаких киселина.

ХИ је јачи од ХБр, јер се Х-И веза лакше ломи јер је слабија. ХБр прелази у киселости ХЦлО₄ јер, упркос великој стабилности ЦлО аниона₄^- премештањем негативног набоја, Х-Бр веза остаје слабија од О-везе₃ЦлО-Х.

Међутим, присуство четири атома кисеоника се враћа у ХЦлО₄ више киселине него ХЦл, која нема кисеоник.

Затим, ХЦл је јачи од Х₂СО₄ зато што је Цл атом више електронегативан него атом сумпора; и Х₂СО₄ заузврат прелази у киселости до ЦХ₃Ц₆Х₄СО₃Х, који има један мањи атом кисеоника и веза која држи водоник је такође мање поларна.

Коначно, ХНО₃ је најслабији од свега што има атом азота, други период периодне табеле.

Референце

1. Схмооп Университи. (2018). Својства која одређују јачину киселине. Преузето са: схмооп.цом
2. Вики Боокс. (2018). Општа хемија / својства и теорије киселина и база. Преузето са: ен.викибоокс.орг
3. Ацидс Инфо. (2018). Хлороводонична киселина: својства и примена овог раствора. Добављено из: ацидос.инфо
4. Хелменстине, Анне Марие, Пх.Д. (22. јун 2018). Дефиниција јаких киселина и примери. Преузето са тхоугхтцо.цом
5. Вхиттен, Давис, Пецк & Станлеи. (2008). Цхемистри (8. изд.). ЦЕНГАГЕ Леарнинг.