kwas - Acid


Z Wikipedii, wolnej encyklopedii

Cynk , typowy metalowy, reakcji z kwasem chlorowodorowym , kwasem typowy

Kwas jest cząsteczką lub jonów zdolnych do oddania do Hydron (proton lub wodorem jonów H + ), lub alternatywnie, zdolne do tworzenia wiązań kowalencyjnych ze z pary elektronów (A kwasów Lewisa ).

Pierwsza kategoria kwasami donory protonu lub kwasy Bronsteda . W szczególnym przypadku roztworów wodnych , donory protonów forma jonem H 3 O + i są znane jako kwasy Arrheniusa . Bronsteda i Lowry'ego uogólnione teorię Arrheniusa do zawierać niewodne rozpuszczalniki. Kwas Brónsteda lub Arrheniusa zwykle zawiera atom wodoru związany z strukturę chemiczną, która jest ciągle korzystna energetycznie po utracie H + .

Kwasy wodny Arrheniusa mają charakterystyczne właściwości, które zapewniają praktyczny opis kwasem. Kwasy tworzą roztwory o kwaśnym smaku, można włączyć niebieski lakmusowego czerwony i reagować z zasadami i niektórych metali (takich jak wapń ), z wytworzeniem soli . Słowo kwas pochodzi od łacińskiego acidus / acēre oznaczającego kwaśny . Wodny roztwór kwasu ma pH poniżej 7 i jest potocznie określany również jako „kwas” (tak jak w „rozpuszcza się w kwasie”), przy czym ścisłe określenie odnosi się jedynie do substancji rozpuszczonej . Niższa wartość pH oznacza wyższą kwasowość, a tym samym większe stężenie jonów dodatnich wodoru w roztworze . Chemikalia lub substancji mających właściwości kwasu mówi się kwaśny .

Typowe kwasy wodne obejmują kwas solny (roztwór chlorowodoru, który znajduje się na kwas żołądkowy w żołądku i aktywowanie enzymów trawiennych ), kwas octowy (ocet rozcieńczony wodny roztwór tej cieczy), kwas siarkowy (używane akumulatory ) i kwas cytrynowy (w owocach cytrusowych). Jak pokazują powyższe przykłady, kwasy (w potocznym sensie) mogą być roztwory lub substancje chemiczne, można otrzymać z kwasów (w ścisłym sensie), które są stałe, ciecze lub gazy. Silne kwasy i niektóre koncentraty słabe kwasy są korozyjne , lecz istnieją wyjątki takie jak węgloborowodorów i kwasu borowego .

Druga kategoria kwasów są kwasy Lewisa , które tworzą wiązanie kowalencyjne z parą elektronową. Przykładem jest trifluorek boru (BF 3 ), której atom boru ma wolne orbitalnej , która może tworzyć wiązanie kowalencyjne dzieląc wolną parę elektronów na atomie zasady, na przykład atom azotu w amoniaku (NH 3 ). Lewis uznać to za uogólnienie określenia Bronsteda, tak że kwas jest chemicznym gatunki akceptuje pary elektronów, bezpośrednio lub poprzez uwalnianie protonów (H + ) do roztworu, który następnie akceptuje pary elektronowej. Jednakże, chlorowodór, kwas octowy, oraz większość innych kwasów Bronsteda-Lowry'ego nie może tworzyć wiązanie kowalencyjne z pary elektronów, a zatem nie są kwasy Lewisa. Z drugiej strony, wiele kwasów Lewisa nie są kwasami Arrheniusa lub Bronsteda-Lowry'ego. We współczesnej terminologii, kwas jest niejawnie kwas Bronsteda, a nie kwas Lewisa, gdyż chemicy prawie zawsze odnoszą się do kwasu Lewisa wyraźnie jako kwasem Lewisa .

Definicje i koncepcje

Współczesne definicje dotyczą podstawowych reakcji chemicznych, wspólnymi dla wszystkich kwasów.

Najczęściej kwasy napotykane w codziennym życiu są wodne roztwory , albo mogą być rozpuszczone w wodzie, a więc określenia Arrheniusa i Bronsteda-Lowry'ego są najbardziej istotne.

Definicja Bronsteda-Lowry'ego jest najpowszechniej używanych definicji; o ile nie podano inaczej, reakcje kwas-zasada Zakłada zaangażować transferu protonów (H + ) z kwasu do zasady.

Jonów hydroniowych kwasy według wszystkich trzech definicji. Chociaż alkohole i aminy mogą być kwasy Bronsteda-Lowry'ego, mogą również funkcjonować jako zasady Lewisa, w związku z wolną parą elektronów na swoich atomów tlenu i azotu.

kwasy Arrheniusa

Svante Arrheniusa

Szwedzki chemik Svante Arrheniusa przypisać właściwości kwasowość jonów wodoru (H + ) albo protonów w 1884 kwasu Arrheniusa oznacza substancję, która po dodaniu do wody, zwiększa stężenie H + jonów w wodzie. Należy zauważyć, że chemicy często zapis H + ( aq ) i odnosi się do jonu wodorowego przy opisywaniu reakcji kwas-zasada, ale wolnego jądra wodoru, proton , nie istnieje tylko w wodzie, występuje w postaci jonu hydroniowego, H 3 O + . Tak więc, kwas Arrheniusa może również być opisany jako substancja, która zwiększa stężenie jonów hydroniowych po dodaniu do wody. Przykłady obejmują substancje cząsteczkowej, takich jak HCI i kwas octowy.

Arrheniusa podstawy , z drugiej strony, jest to substancja, która zwiększa stężenie wodorotlenku (OH - ) jony, gdy zostaną rozpuszczone w wodzie. Zmniejsza to stężenie jonów hydroniowego, ponieważ reagują tworząc H 2 O cząsteczki:

H 3 O +
(aq)
+ OH -
(aq)
⇌ H 2 O (L) + H 2 O (L)

Z powodu tej równowagi, zwiększenie stężenia hydroniowego towarzyszy spadek stężenia wodorotlenku. Tak więc, kwas Arrheniusa może także być określony, który zmniejsza stężenie wodorotlenku, natomiast podstawa Arrheniusa zwiększenia.

W roztworze kwaśnym, stężenie jonów hydroniowych jest większa niż 10 -7 moli na litr. Ponieważ wartość pH jest określony jako ujemny logarytm stężenia jonów hydroniowych, kwaśne roztwory mają w ten sposób wartość pH mniejszą niż 7.

kwasy Bronsteda-Lowry'ego

kwas octowy CH3COOH, składa się z grupy metylowej, CH3, związana chemicznie z grupą karboksylanową, COOH.  Grupy karboksylanowej może utracić proton i oddania go do cząsteczki wody H20, pozostawiając po sobie CH3COO- anionowego etylu i tworzenie H3O hydroniowych kation.  Jest reakcją równowagi, to proces odwrotny może również mieć miejsce.
Kwas octowy , A słaby kwas , przekazuje protonów (jonów wodoru, zaznaczony na zielono) do wody w reakcji równowagi, w wyniku czego otrzymano octan jonowej oraz hydroniowych jonowej. Czerwony: tlen, czarny: węgiel, biała: wodór.

Choć koncepcja Arrheniusa jest przydatna do opisywania wiele reakcji, jest również dość ograniczony w swoim zakresie. W 1923 chemików Johannes Brønsted i Thomas Martin Lowry niezależnie zauważyć, że reakcje kwas-zasada obejmują przeniesienie protonu. Kwas Bronsteda-Lowry'ego (lub po prostu kwas Brónsteda) jest gatunkiem, który przekazuje protonu do podstawy Bronsteda-Lowry'ego. Bronsteda-Lowry'ego teorii kwas-zasada ma kilka zalet w stosunku do wydajności teoretycznej Arrheniusa. Rozważmy następujące reakcje z kwasem octowym (CH 3 COOH), przy czym kwas organiczny , który daje ocet charakterystyczny smak:

CH
3
COOH
+H
2
O
CH
3
COO -
+ H
3
O +
CH
3
COOH
+NH
3
CH
3
COO -
+ NH +
4

Obie teorie łatwo opisać pierwszej reakcji: CH 3 COOH działa jak kwas Arrheniusa, ponieważ działa ona jako źródło H 3 O + po rozpuszczeniu w wodzie i działa jako kwas Brónsteda przez donorem protonu wody. W drugim przykładzie CH 3 COOH ulega samej transformacji, w tym przypadku donora protonu do amoniaku (NH 3 ), lecz nie odnosi się do definicji Arrheniusa kwasu, ponieważ reakcja nie daje hydroniowych. Niemniej jednak, CH 3 COOH jest zarówno Arrheniusa i kwasu Bronsteda-Lowry'ego.

Teoria Bronsteda-Lowry'ego mogą być wykorzystane do opisania reakcji związków molekularnych w niewodnym roztworze lub fazie gazowej. Chlorowodoru (HCI) i amoniak łączą się wiele różnych warunkach, z utworzeniem chlorku amonowego NH 4 Cl. W roztworze wodnym HCI zachowuje się kwasem solnym i występuje w postaci jonów hydroniowych i chlorkowych. Następujące reakcje ilustrują ograniczenia definicji Arrheniusa to:

  1. H 3 O +
    (aq)
    + CI -
    (aq)
    + NH 3 → Cl -
    (aq)
    + NH +
    4
    (aq) + H 2 O
  2. HCI (benzen), + NH 3 (benzen) → NH 4 Cl (e)
  3. HCI (g) + NH 3 (g) → NH 4 Cl (e)

Tak jak w przypadku reakcji kwasu octowego, zarówno definicje działa na pierwszy przykład, gdzie woda jest rozpuszczalnikiem jon hydroniowy i jest utworzony przez substancję rozpuszczoną HCl. Kolejne dwie reakcje nie następuje powstawanie jonów, ale nadal są reakcje przeniesienia protonu. W drugim chloru i amoniaku (rozpuszczonego wodoru w reakcji benzenu ) poddaje się reakcji w celu utworzenia stałego chlorku amonu, w rozpuszczalniku benzen i w trzecim gazowym HCI i NH 3 łączą się z wytworzeniem substancji stałej.

kwasy Lewisa

Trzeci tylko nieznacznie związane koncepcji został zaproponowany w 1923 roku przez Gilbert Lewis , która obejmuje reakcje o charakterystyce kwasowo-zasadowej, które nie obejmują transfer protonowy. Kwas Lewisa jest gatunkiem, który przyjmuje parę elektronów pochodzących z innego gatunku; innymi słowy, jest akceptorem pary elektronowej. Bronsteda reakcje kwas-zasada jest proton niepożądane przeniesienie podczas reakcji kwas Lewisa-zasada jest transfer elektronów pary. Wiele kwasów Lewisa nie Bronsted-Lowry kwasów. Kontrast jak następujące reakcje są opisane w odniesieniu do chemii kwasowo-zasadowej:

LewisAcid.png

W pierwszej reakcji otrzymano jonów fluorkowych , K - , poddaje się parę elektronów do trifluorku boru z wytworzeniem produktu tetrafluoroboran . Fluor „utraty” parę elektronów walencyjnych ponieważ elektrony dzielone na wiązanie B-F znajdują się w obszarze przestrzeni pomiędzy dwoma atomowych jąder , a zatem są bardziej oddalone od fluorków niż jądra są lone fluorku. BF 3 jest kwasem Lewisa, ponieważ przyjmuje się parę elektronową od fluoru. Reakcja ta nie może być opisany w odniesieniu do teorii Bronsteda, ponieważ nie ma przeniesienia protonu. Drugą reakcję można określić przy użyciu teorii. Proton jest przenoszony z nieokreślonym kwasu Bronsteda amoniak, Bronsteda podstawy; Alternatywnie amoniak działa jak zasada Lewisa i przenosi wolną parę elektronów, tworząc wiązanie z jonem wodoru. Gatunki, które uzyskuje się z pary elektronów jest kwas Lewisa; na przykład, atom tlenu w H 3 O + uzyskuje parę elektronów, gdy jedno z wiązań H-O jest przerwane i elektrony dzielone w wiązaniu stać zlokalizowane na tlen. W zależności od kontekstu, kwasem Lewisa może być również opisany jako utleniacza lub elektrofilowego . Organiczne kwasy Bronsteda, takie jak kwas octowy, kwas cytrynowy lub kwas szczawiowy, nie są kwasy Lewisa. Dysocjuje się one w wodzie w celu wytworzenia kwasu Lewisa, H + , a w tym samym czasie, także dają równe ilości zasady Lewisa (octan, cytrynian, szczawian, lub odpowiednio, na wymienionych kwasów). Niewiele, jeśli w ogóle, z kwasów opisanych w dalszej części są kwasy Lewisa.

Dysocjacji i równowaga

Reakcje kwasy często są uogólnione w postaci HA ⇌ H + + A, - , gdzie HA oznacza kwas i A - jest sprzężona zasada . Reakcja ta jest określana jako protolizy . Postać protonowaną (HA) kwasu jest również czasami określana jako wolnego kwasu .

Kwasowo-zasadowej pary koniugatów różnią się od jednego protonu i mogą być wzajemnie przekształcić przez dodanie lub usunięcie protonu ( protonowanie i deprotonacji , odpowiednio). Należy zauważyć, że z kwasami mogą być naładowane i sprzężonej zasady mogą być neutralne, w którym to przypadku uogólniony schemat reakcji można zapisać jako HA + ⇌ H + + A. W roztworze istnieje równowaga pomiędzy kwasem i jego sprzężonej zasady. Stałą równowagi K jest wyrazem stężeń równowagowych cząsteczek lub jonów w roztworze. Nawiasach oznaczają stężenia tak, że [D 2 O] oznacza stężenie H 2 O . Dysocjacji kwasowej K stosuje się na ogół w ramach reakcji kwas-zasada. Wartość liczbowa K A jest równe iloczynowi stężenia produktów podzieloną przez stężenie reagentów, w którym reagentem jest kwas (HA), a produkty są sprzężoną zasadę i H + .

Im silniejsze dwa kwasy będą miały wyższą K A słabszym kwasem; stosunek jonów wodorowych z kwasu było wyższe dla silniejszego kwasu jako mocniejszy kwas ma większą tendencję do utraty swojej protonowej. Ponieważ zakres możliwych wartości K A obejmuje wiele rzędów wielkości bardziej opanowania stała, P K jest częściej stosowany, gdzie p K = -log 10 K . Mocniejsze kwasy mają mniejszą P K A niż słabszymi kwasami. Doświadczalnie określono P K w temperaturze 25 ° C w roztworze wodnym są często podawane w podręcznikach i materiał odniesienia.

Nomenklatura

W klasycznym systemie nazewnictwa kwasy są nazywane w zależności od ich anionami . Że jonowy przyrostek usunięty i zastąpiony nowym sufiksu (czasami prefix), zgodnie z poniższą tabelą. Na przykład, HCL chlorku jako jego anion, tak -ide sufiks sprawia, że ma postać kwasu chlorowodorowego . W IUPAC nazewnictwo, „wodny” dodaje się po prostu do nazwy związku jonowego. Tak więc, na chlorowodór, nazwa według IUPAC to być wodny roztwór chlorowodoru. Przedrostek „hydro”, jeśli dodaje się tylko kwas składa się z wodoru i tylko jednego innego elementu.

Klasyczny układ nazewnictwa:

anion prefiks anion przyrostek kwas prefiks kwas sufiks Przykład
za jedli za kwas IC Kwas nadchlorowy (HClO 4 )
jedli kwas IC Kwas chlorowy (HClO 3 )
ite kwas OU kwas chlorawym (HClO 2 )
hipo ite hipo kwas OU kwas podchlorawy (HClO)
ide hydro kwas IC kwas solny (HCl)

kwas wytrzymałość

Siła kwasu odnosi się do jej zdolności lub tendencji do utraty protonów. Mocny kwas, który dysocjuje całkowicie w wodzie; Innymi słowy, jeden molowy silnego kwasu HA rozpuszcza się w wodzie, otrzymując jeden mol H + i jeden mol zasady koniugatu A - i żadne HA protonowanego kwasu. W przeciwieństwie do tego, słaby kwas, tylko częściowo i w stanie równowagi dysocjacji zarówno kwasu i sprzężonej zasady są w roztworze. Przykładami mocnych kwasówkwas solny (HCI), kwasem j odo wodorowym (HI), kwas bromowodorowy (HBr), kwas nadchlorowy (HClO 4 ), kwas azotowy (HNO 3 ) i kwas siarkowy (H 2 SO 4 ). W wodzie, każdy z nich zasadniczo jonizuje 100%. Im silniejsze jest kwas, tym łatwiej, że traci protonu H + . Dwa główne czynniki, które przyczyniają się do łatwości deprotonowanie są polaryzacji H wiązanie, a wielkość atom A, który określa siłę H wiązanie. Mocnych kwasów są często rozpatrywane w kategoriach stabilności bazy koniugatu.

Mocniejsze kwasy mają większą K A i bardziej ujemny P K A niż słabszymi kwasami.

Kwasy sulfonowe, które są tlenowe organiczne, klasa silnych kwasów. Typowym przykładem jest kwas toluenosulfonowy (kwas toluenosulfonowy). W przeciwieństwie do samego kwasu siarkowego, kwasów sulfonowych mogą być ciałami stałymi. W rzeczywistości polistyrenowej funkcjonalizowanej w styrenosulfonian jest stałe silnie kwaśne tworzywa sztucznego, który jest odsączyć.

Superkwasów kwasami są silniejsze niż 100% kwasu siarkowego. Przykłady superkwasów są Kwas Fluoroantymonowy , kwas magia i kwas nadchlorowy . Superkwasów może trwale protonowania wody otrzymując jonowe krystaliczne hydroniowe „sole”. Mogą również ilościowo ustabilizować karbokationów .

Podczas K a środki siła związkiem kwasowym, siła wodnym roztworem kwasowej mierzono pH, które jest wskaźnikiem koncentracji hydroniowego w roztworze. PH prostego roztworu związku kwasowego w wodzie określa się przez rozcieńczenie związku i związek w K a .

Właściwości chemiczne

kwasy monoprotonowy

Kwas jednozasadowy, znane również jako kwasy jednozasadowe, stanowią te kwasy, które są zdolne do oddawania jednej protonu w cząsteczce w czasie procesu dysocjacji (czasami nazywane jonizacja), jak pokazano poniżej (symbolizowany przez HA)

HA (aq) + H 2 O (L) ⇌ H 3 O +
(aq)
+ A -
(aq)
        K

Typowe przykłady kwasów monoprotonowy w kwasów mineralnych obejmują kwas solny (HCl) i kwasu azotowego (HNO 3 ). Z drugiej strony, w przypadku kwasów organicznych, termin głównie wskazuje na obecność jednego kwasu karboksylowego, grupy i czasami te kwasy są znane jako kwas monokarboksylowy. Przykłady z kwasów organicznych obejmują kwas mrówkowy (HCOOH), kwas octowy (CH 3 COOH) i kwas benzoesowy (C 6 H 5 COOH).

kwasy Polyprotic

Kwasy Polyprotic, znane również jako kwasy wielozasadowe, są w stanie przekazać więcej niż jednego protonu w cząsteczce kwasu, w przeciwieństwie do monoprotonowy kwasy, które oddają jedną tylko protonu w cząsteczce. Określone rodzaje kwasów polyprotic więcej konkretnych nazw, takich jak diprotic (lub dwuzasadowy) kwasu (dwa potencjalne do oddawania protonów) i trójprotonowy (lub trój zasadowego) kwasu (trzy potencjalne do oddawania protonów).

Kwas diprotic (tutaj symbolizowany przez H 2 a), można poddać jednej lub dwóch dysocjacji w zależności od pH. Każdy dysocjacji ma własną stałą dysocjacji K a1 i K a2 .

H 2 (aq) + H 2 O (L) ⇌ H 3 O +
(aq)
+ HA -
(aq)
      K A1
HA -
(aq)
+ H 2 O (L) ⇌ H 3 O +
(aq)
+ A 2-
(aq)
      K A2

Pierwszą stałą dysocjacji jest zwykle większy niż drugi; czyli K a1 > K a2 . Na przykład, kwas siarkowy (H 2 SO 4 ) może przekazać jeden proton z wytworzeniem wodorosiarczan anion (HSO -
4
), w której K A1 jest bardzo duża; to może oddawania protonu drugą w celu utworzenia siarczanu anionu (SO 2-
4
), w którym K A2 siła pośredniego. Duża K A1 dla pierwszego dysocjacji powoduje silny kwas siarkowy. W podobny sposób, słaby nietrwały kwas węglowy (H 2 CO 3 ) może utracić proton z wytworzeniem wodorowęglanu anion (HCO -
3
)
i straci drugą w celu utworzenia węglanu anion (CO 2-
3
). Zarówno K a wartości są małe, ale K a1 > K a2 .

Kwas trójprotonowy (H 3 A) może ulegać jeden, dwa lub trzy dysocjacji i ma trzy stałe dysocjacji, w których K a1 > K a2 > K a3 .

H 3 (aq) + H 2 O (L) ⇌ H 3 O +
(aq)
+ H 2 -
(aq)
        K A1
H 2 -
(aq)
+ H 2 O (L) ⇌ H 3 O +
(aq)
+ HA 2-
(aq)
      K A2
HA 2-
(aq)
+ H 2 O (L) ⇌ H 3 O +
(aq)
+ A 3
(roztwór wodny)
        K A3

Nieorganiczny przykład kwasu trójprotonowy jest kwas ortofosforowy (H 3 PO 4 ), tak zwany zwykle kwas fosforowy . Wszystkie trzy protony mogą być stopniowo traci uzyskując H 2 PO -
4
, a następnie HPO 2-
4
, a na końcu PO 3
4
The ortofosforan jon zwyczajowo nazywany fosforan . Nawet jeśli pozycje trzech protonów pierwotnej cząsteczki kwasu fosforowego są równoważne sukcesywne K a wartości różnią się, ponieważ jest mniej korzystny energetycznie utratę protonu jeśli sprzężoną zasadę bardziej naładowany ujemnie. Organiczną przykład kwasu trójprotonowy jest kwas cytrynowy , który może stracić kolejno trzech protonów w końcu tworzą cytrynian jonowej.

Chociaż następnie utraty każdego jonu wodorowego jest mniej korzystna, wszystkich sprzężonych zasad obecnych w roztworze. Stężenie frakcyjnej α (alfa), w odniesieniu do każdego gatunku może być obliczona. Na przykład, ogólny kwas diprotic generuje 3 gatunki w roztworze H 2 A, Ha - i 2- . Cząstkowe stężenia można obliczyć w niżej podany albo gdy pH (które można przekształcić w [H + ]), a stężenia kwasu z wszystkich baz Koniugat:

Działka tych ułamkowych stężeń i pH, na danej K 1 i K 2 , jest znany jako wykresu Bjerrum . Wzór jest obserwowane w powyższych równań może zostać rozszerzony do ogólnego n -protic kwasu, która została deprotonowanej i -times:

gdzie K 0 = 1, a pozostałe K-terminy oznaczają stałe dysocjacji dla kwasu.

Neutralizacja

Kwas solny (w zlewce ) poddaje się reakcji z amoniakiem dymów w celu wytworzenia chlorku amonu (białego dymu).

Zobojętnianie prowadzi się reakcję między kwasem a zasadą, tworząc sól i zobojętnia podstawę; na przykład, kwas solny i wodorotlenek sodu, postać chlorku sodu i wody:

HCI (aq) + NaOH (aq) → H 2 O (L) + NaCl (roztwór wodny)

Neutralizacja jest podstawą miareczkowania , w którym wskaźnik pH wykazuje punktu równoważnikowego gdy równoważna liczba moli zasady, które zostały dodane do kwasu. Często jest to niewłaściwie Zakłada się, że zobojętnianie należy prowadzić w roztworze o pH 7,0, który jest tylko w przypadku mocnych kwasów i zasad podobnych podczas reakcji.

Zobojętnianie zasady słabszej niż kwasowych prowadzi do słabo kwaśnej soli. Przykładem jest słabo kwaśny chlorek amonu , który jest wytwarzany z mocnym kwasem chlorowodoru i słabej zasady amoniaku . Z drugiej strony, zobojętnienie słabego kwasu z silną zasadą daje słabo zasadowych soli, na przykład fluorek sodu z fluorkiem wodoru i wodorotlenku sodu .

Słaba zasada, równowaga kwasowo-słaby

Aby kwasu protonowanej na utratę protonu pH układu może wzrosnąć powyżej p K A kwasu. Zmniejszone stężenie H + w roztworze zasadowym, że przesuwa równowagę w kierunku formy sprzężonej zasady (deprotonowaną formę kwasu). W niższym pH (bardziej kwasowe) rozwiązań, nie jest to wystarczająco wysoki H + stężenie w roztworze kwasu, aby spowodować pozostanie w jego protonowanej formie.

Rozwiązania ze słabymi kwasami i sole ich sprzężonych zasad tworzą roztwory buforowe .

Miareczkowanie

W celu określenia stężenia kwasu w roztworze wodnym, miareczkowanie kwas-zasada jest zwykle wykonana. Silny roztwór zasady o znanym stężeniu, zwykle NaOH lub KOH, dodaje się do zneutralizowania kwaśnego roztworu zgodnie ze zmianą koloru wskaźnika do ilości dodanej zasady. Krzywa miareczkowania kwasu miareczkowano podstawy ma dwie osie, o objętości bazowej na osi x, a wartość pH roztworu dodaje się w na osi y. PH roztworu zawsze idzie jako zasadę dodaje się do roztworu.

Przykład: kwas Diprotic

Jest to idealną krzywą miareczkowania dla alaniny , A diprotic aminokwasu. Punkt 2 jest punkt, w którym pierwszą równoważną ilość NaOH równa ilość alaniny w pierwotnym roztworze.

Dla każdego diprotic krzywej miareczkowania kwasu, od lewej do prawej strony, istnieją dwa punkty środkowe, dwa punkty równoważności i dwa obszary buforowe.

punkty równoważności

Ze względu na kolejne procesy dysocjacji istnieją dwie równoważne punktów na krzywej miareczkowania kwasu diprotic. Pierwszy punkt równoważność występuje, gdy pierwszy jony wodorowe z jonizacji miareczkowano. Innymi słowy, ilość OH - dodaje równa początkową wysokość H 2 A pierwszego punktu równoważnikowego. Drugi punkt równoważność występuje wtedy, gdy wszystkie jony wodorowe miareczkowano. Z tego względu ilość grup OH - dodaje równa dwukrotnej ilości H 2 A w tym momencie. Przez słaby kwas diprotic miareczkuje się mocną zasadą, drugi punkt równoważności musi nastąpić przy pH powyżej 7, ze względu na hydrolizę Uzyskane soli w roztworze. Po obu punktu równoważnikowego, dodając kroplę podstawy powoduje, że stromy wzrost wartości pH w układzie.

obszary buforowe i średnich punktów

Krzywa miareczkowania dla kwasu diprotic zawiera dwa punkty środkowe, w którym pH = pK a . Ponieważ istnieją dwa różne K a wartości, pierwszy punkt środkowy występuje przy pH = pKa A1 , a drugi odbywa się przy pH = pKa a2 . Każdy segment krzywej, która zawiera w środku środkowy nazywa się obszar buforowy. Ponieważ obszary buforowe składa się z kwasu i jego sprzężonej zasady, można oprzeć zmiany pH podczas zasadę dodaje się do następnych równoważnych punktów.

Zastosowanie kwasów

Kwasy występują powszechnie w naszym życiu. Są to zarówno wiele rodzajów kwaśnych związków naturalnych z funkcjami biologicznymi masowe syntezy kwasów, które stosuje się na wiele sposobów.

W przemyśle

Kwasy są podstawowe odczynniki w leczeniu niemal wszystkich procesów zachodzących w dzisiejszym przemyśle. Kwas siarkowy, kwas diprotic, jest kwas najszerzej stosowane w przemyśle, który jest także najbardziej produkowane chemikalia przemysłowe na świecie. Jest stosowany przede wszystkim w produkcji nawozów, detergentów, baterie i barwniki, jak również mogą być używane w wielu przetwarzanie produktów, takich jak usuwanie zanieczyszczeń. Według danych statystycznych w 2011 roku, roczna produkcja kwasu siarkowego wynosiła około 200 milionów ton w świecie. Na przykład, składniki mineralne fosforan reagować z kwasem siarkowym w celu wytworzenia kwasu fosforowego do wytwarzania nawozów fosforowych i cynku wytwarza się przez rozpuszczenie tlenku cynku w kwasie siarkowym i oczyszczania roztworu elektrolitycznego.

W przemyśle chemicznym, kwasy reagują w reakcji zobojętniania z wytworzeniem soli. Na przykład, kwasu azotowego poddaje się reakcji z amoniakiem do wytworzenia azotan amonu , nawóz. Dodatkowo, kwasy karboksylowe mogą być zestryfikowane alkoholami, w celu wytworzenia estrów .

Kwasy te są często stosowane do usuwania rdzy i innych metali z korozji w procesie znanym jako wytrawiania . Mogą być one stosowane jako elektrolitu w akumulatorze komórek na mokro , na przykład kwasu siarkowego, w akumulatora .

W jedzeniu

Gazowanej wody (H 2 CO 3 roztwór wodny) jest jednym z głównych składników wymienionych arkusz składnik puszki Coca-Cola.

Kwas winowy jest ważnym składnikiem niektórych powszechnie stosowanych środków spożywczych, takich jak niedojrzałych mango i tamaryndowca. Naturalne owoce i warzywa zawierają również kwasy. Kwas cytrynowy występuje w pomarańczy, cytryny i innych owoców cytrusowych. Kwas szczawiowy występuje w pomidory, szpinak, a zwłaszcza w carambola oraz rabarbaru ; rabarbar liście i niedojrzałe carambolas są toksyczne ze względu na wysokie stężenia kwasu szczawiowego. Kwas askorbinowy (witamina C) jest istotnym witaminy dla organizmu ludzkiego i jest obecna w takiej żywności jako Amla ( Indyjski agrest ), cytryna, owoców cytrusowych i guawa.

Wiele kwasów można znaleźć w różnego rodzaju żywności jako dodatki, gdyż zmienia ich smak i służyć jako środki konserwujące. Kwasu fosforowego , na przykład, jest składnikiem coli napojów. Kwas octowy jest wykorzystywany w życie z dnia na dzień, jak ocet. Kwas cytrynowy jest stosowany jako środek konserwujący w sosach i marynaty.

Kwas węglowy jest jednym z najczęściej dodatek kwasu, który jest powszechnie dodaje się w zimnym napoju bezalkoholowym S, taki jak Coca-Cola . Podczas procesu produkcji napojów, CO 2 jest zwykle pod ciśnieniem do rozpuszczenia w tych napojów w celu wytworzenia kwasu węglowego. Kwas węglowy jest bardzo niestabilny i mają tendencję do rozkładu w wodzie i CO 2 w normalnej temperaturze i ciśnieniu. Dlatego też, kiedy otwieramy butelki lub puszki z tych rodzajów napojów bezalkoholowych, CO 2 pęcherzyki wyjdzie i dlatego czujemy się „iskry”.

Niektóre kwasy stosuje się jako leki. Kwas acetylosalicylowy (aspiryna), jest używany jako środek przeciwbólowy i obniżania gorączki.

W ludzkich ciał

Kwasy odgrywają ważną rolę w organizmie człowieka. Kwas chlorowodorowy obecny w żołądku pomaga trawieniu przez złamanie duże i złożone cząsteczki żywności. aminokwasy potrzebne do syntezy białka niezbędne do wzrostu i naprawy tkanek. Kwasy tłuszczowe są również wymagane dla wzrostu i naprawy tkanek. Kwasy nukleinowe są istotne dla wytwarzania RNA i DNA i nadawania cech na potomstwo przez geny. kwasu węglowego jest istotne dla utrzymania równowagi pH w organizmie.

Ludzkie ciała zawierają wiele organicznych i nieorganicznych, a wśród tych kwasów dikarboksylowych odgrywają istotną rolę w wielu zachowania biologicznej. Wiele z tych kwasów są aminokwasy , które służą przede wszystkim jako materiały do syntezy białek. Inne kwasy, słabe służyć jako zderzaki ich sprzężonych zasad w celu utrzymania pH w organizmie przed zachodzeniem duże zmiany, które mogłyby być szkodliwe dla komórek. Pozostałe kwasy dikarboksylowe również udział w syntezie różnych ważnych biologicznie substancji w ciele człowieka.

kataliza kwasowa

Kwasy te są stosowane jako katalizatory w chemii przemysłowej i organicznego; Na przykład, kwas siarkowy stosuje się w bardzo dużych ilościach w alkilowania procesu produkcji benzyny. Pewne kwasy, takie jak kwas siarkowy, kwas fosforowy i kwas solny, a także spowodowania odwodnienia i reakcje kondensacji . Biochemii wielu enzymów wykorzystują katalizę kwasową.

występowanie biologiczny

Podstawowa struktura aminokwasu .

Wiele ważnych biologicznie cząsteczki są kwasy. Kwasy nukleinowe , które zawierają kwasowe grupy fosforanowe , w tym DNA i RNA . Kwasy nukleinowe zawierają kod genetyczny, który określa wiele cech organizmu, a jest przekazywana z rodziców na potomstwo. DNA zawiera plan chemicznej syntezy białek , które składają się z aminokwasów podjednostek. Błony komórkowe zawierają kwasów tłuszczowych, estrów , takich jak fosfolipidy .

Kwas α-amino posiada centralny atom węgla (The a lub alfa węgla ), który jest kowalencyjnie związany z karboksylową grupą (stąd są kwasy karboksylowe ), z aminowej grupy obejmującej atom wodoru i grupę o zmiennej. Zmienna grupa zwana także grupa R i łańcuch boczny, określa tożsamość i wiele właściwości konkretnego aminokwasu. W glicynę , najprostszy aminokwas, grupa R oznacza atom wodoru, a wszystkie inne aminokwasy to jest zawiera jeden lub więcej atomów węgla, związana z wodoru, i mogą one zawierać inne elementy, takie jak siarka, tlen lub azot. Z wyjątkiem glicyny, występujące naturalnie aminokwasy są chiralne i niemal zawsze występuje w L konfigurację . Peptydoglikan , znajdujące się w niektórych bakteryjnych ścian komórkowych zawiera kilka D -aminokwasów. Przy fizjologicznym pH, zazwyczaj około 7, wolne aminokwasy występują w formie naładowanej, w których grupa kwasowa grupę karboksylową (-COOH) traci protonu (-COO - ) i zasadową grupę aminową (-NH 2 ), otrzymuje protonu (-NH +
3
). Cała cząsteczka ma neutralny ładunek i jest amfoteryczny , z wyjątkiem aminokwasów z zasadowymi lub kwasowymi łańcuchami bocznymi. Kwasu asparaginowego , na przykład, posiada jedną protonowaną aminę i dwie grupy karboksylowe deprotonowane za pomocą ładunku netto 1 przy fizjologicznym pH.

Kwasy tłuszczowe i pochodne kwasu tłuszczowego są innej grupy kwasów karboksylowych, które odgrywają istotną rolę w biologii. Te zawierają długie łańcuchy węglowodorowe i grupę karboksylową na jednym końcu. Błona komórkowa prawie wszystkich organizmów jest przede wszystkim składa się z dwuwarstwy fosfolipidowej , w miceli estrów kwasów tłuszczowych z hydrofobowych polarnych, hydrofilowych fosforanowych grup „głowę”. Membrany zawierać dodatkowe składniki, z których niektóre mogą brać udział w reakcji kwas-zasada.

U ludzi i wielu innych zwierząt, kwas solny jest częścią kwasu żołądkowego wydzielanego w żołądku w celu zhydrolizowania białka i polisacharydy , jak również konwersji nieaktywnej pro-enzym, pepsynogen do enzymem , pepsyną . Niektóre organizmy produkują kwasy do obrony; na przykład mrówki wytworzenia kwasu mrówkowego .

Równowaga kwasowo-zasadowa odgrywa kluczową rolę w regulacji ssaków oddychanie. Tlen gazu (O 2 ) napędza oddychanie komórek , proces, w którym zwierzęta uwalniania chemiczny potencjał energii przechowywanej w żywności, wytwarzając dwutlenek węgla (CO 2 ) jako produkt uboczny. Tlenu i dwutlenku węgla, są wymieniane w płucach , a ciało reaguje na zmieniające się zapotrzebowanie na energię przez regulację szybkości wentylacji . Na przykład, w okresie wysiłku ciało szybko rozkłada przechowywane węglowodany i tłuszcz, uwalniając CO 2 do strumienia krwi. W roztworach wodnych, takich jak krew CO 2 występuje w równowadze z kwasem węglowym i wodorowęglanu jonów.

CO 2 + H 2 O ⇌ H 2 CO 3 ⇌ H + + HCO -
3

To obniżenie pH, który sygnalizuje, że mózg oddychać szybciej i głębiej, wydalanie nadmiaru CO 2 i ponownego dostarczenia komórek O 2 .

Aspiryna (kwas acetylosalicylowy) jest kwas karboksylowy .

Błony komórkowe są zasadniczo nieprzepuszczalny z naładowanymi lub dużych molekuł polarnych względu na lipofilowych łańcuchów acylowych kwasów tłuszczowych zawierających do ich wnętrza. Wiele ważnych biologicznie cząsteczki, w tym wielu środków farmaceutycznych są słabe kwasy organiczne, które mogą przejść przez błonę w protonowanej formie naładowanej, lecz nie znajdują się w naładowanym postaci (tj sprzężonej zasady). Z tego powodu działanie wielu leków może być zwiększona lub zahamowane przez stosowanie leków zobojętniających lub kwaśnych pokarmów. Postać pobierana jest jednak często bardziej rozpuszczalny w krwi i cytozolu , zarówno w środowiskach wodnych. Gdy zewnątrzkomórkowe środowisko jest bardziej kwasowa niż obojętnym pH w komórce, niektóre kwasy będą istnieć w ich postaci obojętnej i będzie błona rozpuszczalna, pozwalając im na krzyż z podwójnej warstwy fosfolipidowej. Kwasy, które utracić proton przy pH wewnątrzkomórkowe będzie występować w postaci rozpuszczalnej, naładowanej, a zatem są w stanie przenikać przez cytozol do ich celu. Ibuprofen , aspiryna i penicylina są przykładami leków, które są słabe kwasy.

kwasy wspólne

kwasy mineralne (kwasy nieorganiczne)

kwasy sulfonowe

Kwas ma wzór ogólny RS (= O) 2 -OH, gdzie R oznacza grupę organiczną.

Kwasy karboksylowe

Karboksylowego ma wzór ogólny RC (O) OH, w którym R oznacza grupę organiczną. Grupę karboksylową -C (O) OH, zawiera karbonylową , grupę C = O, i hydroksylową grupę OH.

Chlorowcowane kwasy karboksylowe

Chlorowcowanie w pozycji alfa zwiększa kwasem, tak że następujące kwasy są silniejsze niż kwas octowy.

Vinylogous kwasy karboksylowe

Normalne kwasy karboksylowe bezpośredni związek z grupą karbonylową i grupę hydroksylową. W vinylogous kwasów karboksylowych, węgiel-węgiel dzieli grupy karbonylowe i hydroksylowe.

Kwasy nukleinowe

Referencje

Linki zewnętrzne