Τα 7 χαρακτηριστικά των σημαντικότερων οξέων



Μερικά από τα χαρακτηριστικά των οξέων πιο σημαντικές είναι οι φυσικές ιδιότητές του, η δύναμή του και η ικανότητά του να εξουδετερώνει τις βάσεις, μεταξύ άλλων.

Τα οξέα είναι χημικές ουσίες με την ικανότητα να δώσουν ιόν υδρογόνου (Η3Ο+), ή όπως συνήθως ονομάζεται πρωτόνιο (H+) σε ένα υδατικό μέσο ή ικανό να σχηματίζει δεσμούς με ιόντα υδροξειδίου ή οποιαδήποτε ουσία ικανή να δέχεται ένα ζεύγος ηλεκτρονίων. 

Συχνά έχουν τον γενικό τύπο Η-Α όπου το Η είναι το πρωτόνιο και το "Α" είναι ο γενικός όρος που σχετίζεται με το τμήμα μη πρωτονικού οξέος.

Αρχικά, οι αντιλήψεις μας για την οξύτητα προήλθαν από τους αρχαίους Έλληνες που όρισαν ουσίες με "πικρή γεύση" οξείνη, η οποία μεταλλάχθηκε στη λατινική λέξη για το ξίδι, acetum, το οποίο αργότερα έγινε "οξύ". 

Αυτές οι ουσίες όχι μόνο είχαν πικρή γεύση αλλά είχαν επίσης την ιδιότητα να αλλάζουν το χρώμα του χαρτιού λακκούβας.

Η θεωρητική δομή των οξέων άρχισε όταν ο γάλλος χημικός Antoine Laurent Lavoisier (1743-1796) έστρεψε την προσοχή του στην ταξινόμηση των οξέων και των βάσεων. Η ιδέα του ήταν ότι όλα τα οξέα περιείχαν περισσότερο ή λιγότερο μια συγκεκριμένη "ουσία" που ήταν υπεύθυνη για την οξύτητά τους και δεν ήταν μόνο διαφορετικά.

Δυστυχώς, ο Lavoisier πίστευε λανθασμένα ότι η ουσία οξινίνη ήταν, όπως το αποκαλούσε, το άτομο οξυγόνου. Στις αρχές του 19ου αιώνα, ο αγγλικός χημικός Humphry Davy (1778-1829) έδειξε ότι το οξυγόνο δεν μπορούσε να είναι υπεύθυνο για την οξύτητα, επειδή υπήρχαν πολυάριθμα οξέα που δεν περιείχαν οξυγόνο (LESNEY, 2003).

Ήταν δεκαετίες αργότερα ότι η ιδέα της καούρας σχετίζεται με την παρουσία του υδρογόνου προτάθηκε από Justus von Liebig (1803-1873). Σαφήνεια ελήφθη στο πεδίο, όταν, το 1890, Svante Arrhenius (1859-1927) ορίζονται τα οξέα ως «ουσίες που παρέχουν τα κατιόντα υδρογόνου στο διάλυμα» (Εγκυκλοπαίδεια Britannica, 1998).

Κύρια χαρακτηριστικά των οξέων

1- Φυσικές ιδιότητες

Τα οξέα έχουν μια γεύση, που αξίζει τον πλεονασμό, οξύ και η μυρωδιά τους συχνά καίει τα ρουθούνια.

Είναι υγρά με κολλώδη ή λιπαρή υφή και έχουν τη δυνατότητα να αλλάζουν το χρώμα του χαρτιού λακκούβας και πορτοκαλί από μεθύλιο σε κόκκινο (Properties of Acids and Bases, S.F.).

2- Δυνατότητα παραγωγής πρωτονίων

Το 1923, η Δανική χημικός Johannes Nicolaus Br? Nsted και το αγγλικό χημικός Thomas Martin Lowry, εισήγαγε τη θεωρία των Br? Nsted και Lowry δηλώνοντας ότι οποιαδήποτε ένωση η οποία μπορεί να μεταφέρει ένα πρωτόνιο σε οποιαδήποτε άλλη ένωση είναι ένα οξύ (Encyclopædia Britannica, 1998). Για παράδειγμα, στην περίπτωση υδροχλωρικού οξέος:

HCl → Η+ + Cl-

Η θεωρία των Brønsted και Lowry δεν εξήγησε την όξινη συμπεριφορά ορισμένων ουσιών. Το 1923 η αμερικανική χημικός Γκίλμπερτ Λιούις εισάγει τη θεωρία του, στην οποία ένα οξύ θεωρείται ως οποιαδήποτε ένωση η οποία, σε μια χημική αντίδραση, είναι ικανό να ενταχθεί σε ένα ζεύγος μη μοιραζόμενους ηλεκτρονίων σε ένα άλλο μόριο (Εγκυκλοπαίδεια Britannica, 1998).

Με αυτό τον τρόπο, ιόντα όπως το Cu2+, την Πίστη2+ και την Πίστη3+ έχουν την ικανότητα να ενώνουν ζεύγη ελεύθερων ηλεκτρονίων, για παράδειγμα από το νερό για να παράγουν πρωτόνια με τον ακόλουθο τρόπο:

 Cu2+ + 2Η2Ο- Cu (ΟΗ)2 + 2Η+

3- Αντοχή ενός οξέος

Τα οξέα ταξινομούνται ως ισχυρά οξέα και ασθενή οξέα. Η ισχύς ενός οξέος συνδέεται με τη σταθερά ισορροπίας του, επομένως για την περίπτωση των οξέων, οι εν λόγω σταθερές ονομάζονται σταθερές οξύτητας Ka.

Έτσι, τα ισχυρά οξέα έχουν μεγάλη σταθερότητα οξύτητας, έτσι τείνουν να διαχωριστούν εντελώς. Παραδείγματα αυτών των οξέων είναι το θειικό οξύ, το υδροχλωρικό οξύ και το νιτρικό οξύ, των οποίων οι σταθερές οξέος είναι τόσο μεγάλες ώστε δεν μπορούν να μετρηθούν σε νερό.

Από την άλλη πλευρά, ένα ασθενές οξύ είναι εκείνο του οποίου η σταθερά διάστασης είναι χαμηλή, ώστε να βρίσκεται σε χημική ισορροπία. Παραδείγματα αυτών των οξέων είναι το οξικό οξύ και το γαλακτικό οξύ και το νιτρώδες οξύ των οποίων οι σταθερές οξέος είναι της τάξης του 10%.-4. Το σχήμα 1 δείχνει τις διαφορετικές σταθερές οξύτητας για διαφορετικά οξέα.

4- pH μικρότερο από 7

Η κλίμακα pH μετρά το επίπεδο αλκαλικότητας ή οξύτητας ενός διαλύματος. Η κλίμακα κυμαίνεται από το μηδέν έως το 14. Ένα pH μικρότερο από 7 είναι όξινο. Ένα pH μεγαλύτερο από 7 είναι βασικό. Το μεσαίο σημείο 7 αντιπροσωπεύει ένα ουδέτερο ρΗ. Ένα ουδέτερο διάλυμα δεν είναι ούτε οξύ ούτε αλκαλικό.

Η κλίμακα του ρΗ λαμβάνεται σύμφωνα με τη συγκέντρωση Η+ στη λύση και είναι αντιστρόφως ανάλογη προς αυτήν. Τα οξέα, αυξάνοντας τη συγκέντρωση των πρωτονίων, μειώνουν το ρΗ ενός διαλύματος.

5- Ικανότητα εξουδετέρωσης των βάσεων

Ο Arrhenius, στη θεωρία του, προτείνει τα οξέα, που μπορούν να παράγουν πρωτόνια, να αντιδρούν με τα υδροξύλια των βάσεων για να σχηματίσουν άλας και νερό με τον ακόλουθο τρόπο:

HCl + NaOH → NaCl + Η2Ο.

Αυτή η αντίδραση ονομάζεται εξουδετέρωση και είναι η βάση της αναλυτικής τεχνικής που ονομάζεται τιτλοποίηση (Bruce Mahan, 1990).

6- Μείωση του οξειδίου

Δεδομένης της ικανότητάς της να παράγει φορτισμένα είδη, τα οξέα χρησιμοποιούνται ως μέσο μεταφοράς ηλεκτρονίων σε αντιδράσεις οξειδοαναγωγής.

Τα οξέα έχουν επίσης την τάση να συρρικνώνονται επειδή έχουν την ικανότητα να δέχονται ελεύθερα ηλεκτρόνια. Τα οξέα περιέχουν ιόντα Η+. Τείνουν να λαμβάνουν ηλεκτρόνια και να σχηματίζουν αέριο υδρογόνο.

2Η+ +2ε- → H2

Τα μέταλλα δεν έχουν στενό έλεγχο πάνω στα ηλεκτρόνια τους. Τους εγκαταλείπουν χωρίς πολλή πάλη και σχηματίζουν μεταλλικά ιόντα.

Πίστη → Πίστη2++2ε-

Έτσι, όταν βάζετε ένα καρφί σιδήρου σε ένα οξύ, τα ιόντα Η + τραβούν ηλεκτρόνια από σίδηρο. Ο σίδηρος μετατρέπεται σε διαλυτά ιόντα Fe2 +, και το στερεό μέταλλο σταδιακά εξαφανίζεται. Η αντίδραση είναι:

Fe + 2Η+ → Πίστη2++ H2

Αυτό είναι γνωστό ως όξινη διάβρωση. Τα οξέα όχι μόνο διαβρώνουν μέταλλα διαλύοντας τα, αλλά αντιδρούν επίσης με οργανικές ενώσεις όπως αυτές που συνθέτουν την κυτταρική μεμβράνη.

Αυτή η αντίδραση είναι συνήθως εξωθερμική, η οποία προκαλεί σοβαρά εγκαύματα σε επαφή με το δέρμα, γι 'αυτό πρέπει να χειρίζεται με προσοχή αυτό το είδος ουσίας. Το σχήμα 3 είναι ο κωδικός ασφαλείας όταν μια ουσία είναι διαβρωτική.

7-Οξική κατάλυση

Η επιτάχυνση μιας χημικής αντίδρασης με την προσθήκη ενός οξέος είναι γνωστή ως όξινη κατάλυση. Το εν λόγω οξύ δεν καταναλώνεται στην αντίδραση.

Η καταλυτική αντίδραση μπορεί να είναι ειδική για το οξύ όπως στην περίπτωση της αποσύνθεσης σακχαρόζης σε γλυκόζη και φρουκτόζη σε θειικό οξύ ή μπορεί να είναι γενικά σε οποιοδήποτε οξύ.

Ο μηχανισμός των αντιδράσεων που καταλύονται από οξύ και βάση εξηγηθεί με όρους της έννοιας των οξέων και βάσεων Bronsted-Lowry, όπως ένα στο οποίο υπάρχει μια αρχική μεταφορά πρωτονίων ενός όξινου καταλύτη προς το αντιδρόν σώμα (Εγκυκλοπαίδεια Britannica, 1998).

Γενικά, οι αντιδράσεις όπου εμπλέκεται ένα ηλεκτρόφιλο καταλύονται σε ένα όξινο μέσο, ​​είτε σε ηλεκτρόφιλες προσθήκες είτε σε υποκαταστάσεις..

Παραδείγματα όξινη κατάλυση νίτρωση του βενζολίου παρουσία θειικού οξέος (Σχήμα 4α), η ενυδάτωση του αιθενίου για την παραγωγή αιθανόλης (Σχήμα 4b), αντιδράσεις εστεροποίησης (Σχήμα 4c) και υδρόλυση του εστέρα (4δ) (Clark, 2013 ).

Αναφορές

  1. Bruce Mahan, R. Μ. (1990). Χορηγία στο κολέγιο χημείας τέταρτη έκδοση. Wilmington: Addison-Wesley Iberoamericana S.A..
  2. Clark, J. (2013, 20 Δεκεμβρίου). Παραδείγματα Οξικής Κατάλυσης στην Οργανική Χημεία. Ανακτήθηκε από chem.libretexts.org.
  3. Encyclopædia Britannica. (1998, 20 Ιουλίου). Καταλυτική βάση βάσης οξέος. Ανάκτηση από britannica.com.
  4. Encyclopædia Britannica. (1998, 21 Δεκεμβρίου). Η θεωρία του Arrhenius. Ανάκτηση από britannica.com.
  5. Encyclopædia Britannica. (1998, 20 Ιουλίου). Brønsted-Lowry θεωρία. Ανάκτηση από britannica.com.
  6. Encyclopædia Britannica. (1998, 20 Ιουλίου). Η θεωρία του Λιούις. Ανάκτηση από britannica.com.
  7. LESNEY, Μ. S. (2003, March). Χημικά Χρονικά Μια βασική ιστορία του οξέος - Από τον Αριστοτέλη στον Άρνολντ. Ανακτήθηκε από το pubs.acs.org.
  8. Ιδιότητες των οξέων και των βάσεων. (S.F.). Ανακτήθηκε από το sciencegeek.net.