Διάσπαση αδύναμων οξέων, ιδιότητες, παραδείγματα

Το αδύναμα οξέα είναι αυτά που μόνο μερικώς διαχωρίζονται στο νερό. Μετά τη διάσταση, η λύση όπου βρίσκονται βρίσκονται σε ισορροπία και παρατηρείται ταυτόχρονα το οξύ και η σύζευξη βάσης του. Τα οξέα είναι μόρια ή ιόντα που μπορούν να δώσουν ιόν υδρογόνου (Η⁺) ή μπορούν να σχηματίσουν έναν ομοιοπολικό δεσμό με ένα ζεύγος ηλεκτρονίων.

Αυτά με τη σειρά τους μπορούν να ταξινομηθούν με τη δύναμη: ισχυρά οξέα και ασθενή οξέα. Όταν μιλάμε για την ισχύ ενός οξέος, αυτή είναι η ιδιότητα που μετρά τον βαθμό ιονισμού αυτών των ειδών. δηλαδή, η ικανότητα ή η τάση ενός οξέος να χάσει ένα πρωτόνιο.

Ένα ισχυρό οξύ είναι ένα οξύ που διασπάται εντελώς παρουσία νερού. δηλαδή, ένα γραμμομόριο ισχυρού οξέος διαλελυμένου σε νερό θα έχει ως αποτέλεσμα τον διαχωρισμό ενός μορίου Η⁺ και ένα γραμμομόριο συζευγμένης βάσης Α^-.

Ευρετήριο

• 1 Τι είναι τα αδύναμα οξέα;?
• 2 Απομόνωση ασθενών οξέων
• 3 Ιδιότητες
  • 3.1 Πολικότητα και επαγωγική επίδραση
  • 3.2 Ατομική ραδιοφωνία και δύναμη σύνδεσης
• 4 Παραδείγματα ασθενών οξέων
• 5 Αναφορές

Ποια είναι τα ασθενή οξέα?

Τα αδύναμα οξέα, όπως αναφέρθηκε παραπάνω, είναι εκείνα που μερικώς διαχωρίζονται στο νερό. Τα περισσότερα οξέα είναι ασθενή οξέα και χαρακτηρίζονται από την απελευθέρωση μόνο λίγων ατόμων υδρογόνου στη λύση όπου βρίσκονται.

Όταν ένα ασθενές οξύ διασπάται (ή ιονίζει) το φαινόμενο της χημικής ισορροπίας συμβαίνει. Αυτό το φαινόμενο είναι η κατάσταση στην οποία και τα δύο είδη (δηλαδή τα αντιδραστήρια και τα προϊόντα) υπάρχουν σε συγκεντρώσεις που τείνουν να μην μεταβάλλονται με το χρόνο.

Αυτή η κατάσταση αρχίζει όταν η ταχύτητα της άμεσης αντίδρασης ισούται με την ταχύτητα της αντίστροφης αντίδρασης. Επομένως, αυτές οι συγκεντρώσεις δεν αυξάνονται ή μειώνονται.

Η ταξινόμηση των "αδύναμων" σε ένα ασθενές οξύ είναι ανεξάρτητη από την ικανότητα διάστασής του. ένα οξύ θεωρείται ασθενές εάν λιγώτερο από το 100% του μορίου ή του ιόντος του δεν διασπάται πλήρως σε υδατικό διάλυμα. Ως εκ τούτου, υπάρχει επίσης ένας βαθμός διάστασης μεταξύ των ίδιων ασθενών οξέων που ονομάζονται σταθερά διαχωρισμού οξέος Ka.

Όσο ισχυρότερο είναι οξύ, τόσο υψηλότερη είναι η τιμή του Κ. Το ισχυρότερο ασθενές οξύ είναι το ιόν υδρογόνου (Η₃Ο⁺), που θεωρείται το όριο μεταξύ ασθενών οξέων και ισχυρών οξέων.

Διάσπαση ασθενών οξέων

Τα ασθενή οξέα ιονίζονται εντελώς. δηλαδή εάν αυτό το ασθενές οξύ παριστάνεται σε ένα γενικό τύπο διαλυτοποίησης ως ΗΑ, τότε θα υπάρχει σημαντική ποσότητα μη διαχωρισμένου ΗΑ στο σχηματισθέν υδατικό διάλυμα.

Τα ασθενικά οξέα ακολουθούν το ακόλουθο μοντέλο όταν διαχωρίζουν, όπου το Η⁺ είναι το ιόν υδρογόνου σε αυτή την περίπτωση, και Α^- αντιπροσωπεύει τη συζευγμένη βάση του οξέος.

Η ισχύς ενός ασθενούς οξέος αντιπροσωπεύεται ως σταθερά ισορροπίας ή ως ποσοστό της διάστασης. Όπως αναφέρθηκε παραπάνω, η έκφραση Ka είναι η σταθερά διάστασης ενός οξέος και αυτό σχετίζεται με τις συγκεντρώσεις των αντιδραστηρίων και των προϊόντων ισορροπίας ως εξής:

Ka = [Η⁺] [A^-] / [HA]

Όσο υψηλότερη είναι η τιμή του Ka, τόσο περισσότερος σχηματισμός Η θα ευνοηθεί⁺, και το ρΗ του διαλύματος θα είναι χαμηλότερο. Το Ka των ασθενών οξέων κυμαίνεται μεταξύ των τιμών 1,8 × 10^-16 έως 55,5. Αυτά τα οξέα με τιμή Ka μικρότερη από 1,8 × 10^-16 έχουν λιγότερη οξύτητα από το νερό.

Η άλλη μέθοδος που χρησιμοποιείται για τη μέτρηση της αντοχής ενός οξέος είναι η μελέτη του ποσοστού της διάστασης (α), η οποία κυμαίνεται από 0% < α < 100 %. Se define como:

α = [Α^-] / [A^-] + [ΗΑ]

Σε αντίθεση με το Ka, το α δεν είναι σταθερά και θα εξαρτηθεί από την τιμή του [HA]. Γενικά, η τιμή του α θα αυξηθεί καθώς η τιμή του [HA] μειώνεται. Με αυτή την έννοια, τα οξέα γίνονται ισχυρότερα ανάλογα με τον βαθμό αραίωσης τους.

Ιδιότητες

Υπάρχει μια σειρά από ιδιότητες που καθορίζουν τη δύναμη ενός οξέος και τις καθιστούν περισσότερο ή λιγότερο ισχυρές. Μεταξύ αυτών των ιδιοτήτων είναι η πολικότητα και η επαγωγική επίδραση, η ατομική ακτίνα και η δύναμη δέσμευσης.

Πολικότητα και επαγωγικό αποτέλεσμα

Η πολικότητα αναφέρεται στην κατανομή των ηλεκτρονίων σε έναν δεσμό, που είναι η περιοχή μεταξύ δύο ατομικών πυρήνων όπου ένα ζεύγος εκλόγων είναι κοινό.

Όσο πιο παρόμοια είναι η ηλεκτραρνητικότητα μεταξύ δύο ειδών, τόσο περισσότερο θα είναι η κοινή χρήση ηλεκτρονίων. αλλά όσο πιο διαφορετική είναι η ηλεκτροαρνητικότητα, τόσο περισσότερο χρόνο τα ηλεκτρόνια θα περάσουν σε ένα μόριο από ό, τι στο άλλο.

Το υδρογόνο είναι ένα ηλεκτροθετικό στοιχείο και όσο μεγαλύτερη είναι η ηλεκτροαρνητικότητα του στοιχείου με το οποίο συνδέεται, τόσο μεγαλύτερη είναι η οξύτητα της ένωσης που σχηματίζεται. Για το λόγο αυτό, ένα οξύ θα είναι ισχυρότερο εάν εμφανιστεί μεταξύ της ένωσης υδρογόνου και ενός πιο ηλεκτροαρνητικού στοιχείου.

Επιπλέον, το επαγωγικό αποτέλεσμα σημαίνει ότι το υδρογόνο δεν χρειάζεται να συνδέεται άμεσα με το ηλεκτροαρνητικό στοιχείο προκειμένου η ένωση να αυξάνει την οξύτητά της. Εξαιτίας αυτού, μερικά ισομερή ουσιών είναι πιο όξινα από άλλα, ανάλογα με τη διαμόρφωση των ατόμων τους στο μόριο.

Ατομικό ραδιόφωνο και δύναμη συνδέσμου

Η δύναμη του δεσμού που δεσμεύει το υδρογόνο στο άτομο που κυβερνά το οξύ είναι ένας άλλος σημαντικός παράγοντας στον καθορισμό της οξύτητας ενός μορίου. Αυτό, με τη σειρά του, εξαρτάται από το μέγεθος των ατόμων που μοιράζονται τη σύνδεση.

Για ένα οξύ που ονομάζεται HA, όσο περισσότερο αυξάνεται το μέγεθος του ατόμου του, τόσο περισσότερο η ισχύς του δεσμού του θα μειωθεί, έτσι ώστε αυτός ο δεσμός να είναι ευκολότερος να σπάσει. αυτό κάνει το μόριο πιο όξινο.

Τα άτομα με υψηλότερες ατομικές ακτίνες θα επωφεληθούν από την οξύτητα χάρη σε αυτή τη λεπτομέρεια, αφού η ένωση τους με το υδρογόνο θα είναι λιγότερο ισχυρή.

Παραδείγματα ασθενών οξέων

Υπάρχει ένας μεγάλος αριθμός ασθενών οξέων (κυρίως όλων των οξέων). Αυτά περιλαμβάνουν:

- Θειικό οξύ (Η₂Έτσι₃).

- Φωσφορικό οξύ (Η₃PO₄).

- Νιτρώδες οξύ (HNO₂).

- Το υδροφθορικό οξύ (HF).

- Οξικό οξύ (CH₃COOH).

- Το ανθρακικό οξύ (Η₂CO₃).

- Βενζοϊκό οξύ (C.₆H₅COOH).

Αναφορές

1. Αδύναμο οξύ. (s.f.). Ανακτήθηκε από en.wikipedia.org
2. Βασική Βιοχημεία. (s.f.). Ανακτήθηκε από το wiley.com
3. CliffNotes (s.f.). Ανακτήθηκε από cliffsnotes.com
4. Science, F. o. (s.f.). Πανεπιστήμιο του Waterloo. Ανακτήθηκε από το science.uwaterloo.ca
5. Anne Marie Helmenstine, Ρ. (S.f.). ThoughtCo. Ανακτήθηκε από thoughtco.com