Классификация кислот по силе
Кислоты
Кислотами называются сложные вещества, молекулы которых состоят из катионов водорода (протонов) и анионов кислотных остатков.
Кислоты могут быть неорганическими бескислородными, неорганическими кислородсодержащими, органическими и комплексными. Примеры:
HCl, HBr, H2S – неорганические не содержащие кислород (бескислородные);
HNO3, HClO4, H2SO4, H3PO4 – неорганические кислородсодержащие;
- органические кислоты;
- комплексные кислоты.
Классификация кислот
Кислоты классифицируются по многим признаком, в частности, по основности, по силе кислоты, по типу разрываемой связи с водородом и по принадлежности кислоты к органическим или неорганическим.
Классификация по основности
по основности кислоты подразделяют на:
1) одноосновные 2) двухосновные 3) трёхосновные 4) многоосновные 5) полиосновные
Одноосновные кислоты
К ним относятся в первую очередь кислоты, в молекулах которых имеется только один атом водорода, который и отщепляется в воде или полярных растворителях в виде протона и может быть замещен на атом металла, например:
HJ, HBr, HCl, HNO2, HNO3, HClO, HClO2, HClO3, HClO4, HMnO4, H − C ≡ N. Названия этих кислот соответственно: йодоводородная, бромоводородная, хлороводородная или соляная, азотистая, азотная, хлорноватистая, хлористая, хлорноватая, хлорная, марганцовая и синильная. Все они при диссоциации отщепляют один катион водорода:
HClO2 Н+ + СlO2ˉ ; HNO3
Н+ + NO3ˉ
Наряду с такими одноосновными кислотами имеются кислоты, в которых есть несколько атомов водорода, но лишь один из них способен к диссоциации или замещению на металл, например, фосфиновая кислота:
Например, при взаимодействии с избытком щёлочи замещается только этот атом водорода и получается средняя соль, в которой второй атом водорода уже не заместить:
Na(PH2O2) - средняя соль. Атомы водорода неспособные к замещению ставят после центрального атома в кислотном остатке, а сам остаток берут в скобки.
Имеется также множество органических веществ, у которых к диссоциации способен лишь один атом водорода, хотя атомов водорода может быть много.
Например, в пропионовой и бензойной кислотах по шесть атомов водорода, но лишь один из них способен к диссоциации или замещению на металл.
Двухосновные кислоты
К двухосновным кислотам прежде всего относятся такие, в молекулах которых содержится два атома водорода и оба они способны к диссоциации, которая проходит ступенчато:
H2S, H2Se, H2Te, H2C2O4, H2SO3, H2SO4, H2SiO3, H2CO3, H2CrO4, H2Cr2O7. Названия этих кислот соответственно: сероводородная, селеноводородная, теллуроводородная, щавелевая, сернистая, серная, кремниевая, угольная, хромовая, дихромовая.
Пример диссоциации двуосновной кислоты:
H2S Н+ + HS− первая ступень; HS-
Н+ + S2− вторая ступень
Примеры взаимодействия со щёлочью
H2S + KOH → KHS + H2O H2S + 2 KOH → K2S + 2 H2O
Имеются также кислоты, у которых атомов водорода больше двух, но способны к диссоциации только два из них, например:
В малоновой, янтарной, адипиновой и фталевой кислотах из имеющихся в их молекулах атомов водорода замещаются в водных растворах на металл или диссоциируют только два подчёркнутых:
Трёхосновные кислоты
Это кислоты, содержащие три атома водорода, которые все способны к диссоциации. Например, в ортофосфорной кислоте:
Н3РО4 Н+ + Н2РО4− Н2РО4−
Н+ + НРО42− НРО42−
Н+ + РО43−
Трём ступеням диссоциации соответствуют две кислые и одна средняя соли:
NaH2PO4 – дигидроортофосфат натрия – кислая соль;
Na2HPO4 – гидроортофосфат натрия – кислая соль;
Na3PO4 – ортофосфат натрия – средняя соль.
Для сравнения: Na2(PHO3) – динатровая соль фосфоновой кислоты – средняя соль.
Многоосновные кислоты
Полиосновные кислоты
Примером полиосновной кислоты является молекула РНК. Ниже в её фрагменте выделено многократно повторяющееся элементарное звено − остаток нуклеотида, где в качестве азотистого основания может быть один из четырех остатков: аденина, гуанина, цитозина или урацила. В каждом нуклеотиде есть фрагмент ортофосфорной кислоты, где подчеркнут атом водорода, способный к диссоциации и замещению на металл (смотрите формулу на стр. 4 ).
Классификация кислот по силе
По силе кислоты подразделяют на сильные кислоты, кислоты средней силы, слабые кислоты и некоторые авторы выделяют еще и очень слабые кислоты. Мерой силы кислот является величина – рКа.
Вывод формулы рКа. Любая кислота способна к диссоциации на ионы НА Н+ + А−. Для любого равновесного процесса можно написать уравнение для константы равновесия:
Если прологарифмировать это выражение, используя десятичные логарифмы, то получается уравнение (1):
Если поменять знаки на противоположные и использовать свойства логарифмов получаем уравнение (2):
Принято величину – lgKa обозначать, как рКа, а величину – lg[H+], как рН.
В результате уравнение (2) преобразовывается в уравнение (3):
Из уравнения (3) следует, что рKа = рН в том случае, когда
а это в свою очередь возможно, если
Таким образом рКа это то значение рH среды, при котором концентрация недиссоциированной кислоты равна концентрации её аниона или, иными словами, когда кислота диссоцирована наполовину. Для каждой кислоты можно определить значение рКа. Если значение рКа отрицательно, то кислота сильная, если значение рКа положительно, но меньше 3,5, то кислота средней силы, а если больше 3,5, то кислота слабая.
Знание рКа позволяет легко предсказать, будет ли данная кислота вытеснять другую кислоту из ее соли. Математический расчет показывает, что кислота, имеющая рКа меньше на единицу, вытесняет другую кислоту из ее соли на 90%, например:
Если рКа вытесняющей кислоты меньше рКа вытесняемой на 2 единицы рН или больше, то происходит вытеснение кислоты на 99% или более. Например:
Любая сильная кислота вытеснит любую слабую кислоту из ее соли практически нацело.
По типу разрываемой связи с атомом «Н»
По этому типу кислоты подразделяют на элемент(Э) − Н, О − Н, N – H, C – Hи S − H кислотам.
К Э – Н относят, например: HF, HCl, HBr, HI, H2Se, H2Te.
О − Н – кислоты. В О − Н кислотах водород отрывается при диссоциации от кислорода, хотя в этих кислотах в подавляющем большинстве случаев содержатся и другие атомы, например:
В некоторых О – Н кислотах имеются атомы водорода, соединенный не с кислородом, но они, как правило, и не способны к диссоциации, например:
Фосфиновая кислота является одноосновной О – Н кислотой. Атомы водорода, связанные с фосфором не способны к диссоциации и не замещаются на металл, даже при большом избытке концентрированной щелочи.
Фосфоновая кислота является двухосновной О – Н кислотой, а атом водорода связанный с фосфором также не способен диссоциации и замене на металл.
N – H кислоты. К ним относится аммиак, первичные и вторичные амины. Например, в аммиаке можно заменить атом водорода, связанный с азотом, на натрий:
Еще легче реагирует с металлами ацетанилид или анилид уксусной кислоты:
2, 4, 6, 2’, 4’, 6’ – гексанитродифениламин просто диссоциирует в воде так как его рКа = 5,4 и он кислота не многим более слабая, чем уксусная:
Имеется также кислота, которая является одновременно N – H и S – H кислотой. Это тиоциановая кислота:
Соли этой кислоты называются тиоцианатами или роданидами: KNCS - роданид калия. Остатки этой кислоты в разных комплексных соединениях координируются к центральным атомам либо своим атомом азота, либо атомом серы. Например, анион −NCS в гексароданоферрате (III) калия - K3[Fe(NCS)6] координирован атомом азота к катиону железа (III), а в тетрароданмеркуриате (II) калия - K2[Hg(NCS)4] атомом серы к катиону ртути (II):
S – H - кислоты
К S – H - кислотам относится сероводород, который является двухосновной S – H - кислотой:
H2S H+ + SH− pKa = 7,00 SH−
H+ + S2− pKa = 12,60
К S – H - кислотам относится так же бесконечно большое число меркаптанов – соединений с общей формулой R – S – H, где R – углероводородный радикал, например: этилмеркаптан, тиофенол (или фенилмеркаптан) и 2-фурилмеркаптан (2-меркаптофуран).
Тиофенол имеет рКа = 9,43, то есть примерно в 6 раз более сильная кислота, чем фенол (рКа = 10)
С – H - кислоты
К С –H - кислотам относится ацетилен, в котором оба атома водорода можно заменить на щелочной металл, например на натрий. Ацетилен – слабая кислота, его рКа = 22.
Ним относится так же бесконечно большое количество терминальных алкинов, в которых атом водорода соединенный с атомом углерода при тройной связи, можно заменить либо на Na, либо действием реактива Толленса на серебро:
CH3 – C ≡ C – H + [Ag(NH3)2]OH → CH3 – C ≡ C – Ag↓ + H2O + 2 NH3
(R) (R)
Наиболее сильной, из известных С – Н кислот является тринитрометан, который практически полностью диссоциирует в воде на ионы, так – как его рКа = 0,16, то есть он является кислотой средней силы, но очень близок к сильным кислотам.
Способы получения кислот
Некоторые кислоты могут быть получены прямым взаимодействием простых веществ:
H2 + F2 → 2 HF жидкая плавиковая кислота (фтороводородная)
2000оС
H2 + 2 С + N2 ―—→ 2 HCN синильная кислота
Кислоты являющиеся растворами кислых газов в воде можно получать в две технологические стадии:
1) взаимодействие водорода с простым веществом;
2) растворение этого кислого газа в воде, например:
Так же получаюся сернистая и угольная кислоты:
S + O2 → SO2 SO2 + H2O H2SO3 C + O2 → CO2 CO2 + H2O
H2CO3
Очень многие кислоты можно получить путём взаимодействия кислотных оксидов с водой. Часть реакций обратима (с СО2 и SO2) другие не обратимы: SO3 + H2O → H2SO4,
N2O5 + H2O → 2 HNO3, Cl2O7 + H2O → 2 HClO4.
При взаимодействии некоторых кислотных оксидов с водой в зависимости от условий протекания реакции, могут получаться разные кислоты, например:
При взаимодействии некоторых кислотных оксидов с водой в результате реакции диспропорционирования образуются две разные кислоты:
Кислоты могут быть получены путём вытеснения их из солей более сильными кислотами:
Из солей более сильных, но летучих кислот можно их выделить под действием более слабых, но не летучих кислот:
Если кислота при комнатной температуре не является летучей, но у нее не слишком высокая температура кипения, то её можно выделить при нагревании:
Кислоты могут быть получены в результате электролиза солей, у которых катион разряжается на катоде, а анион на аноде разряжаться не может:
Кислоты могут быть получены путем обменных реакций кислот с кислотными оксидами:
4 HClO4 + P4O10 → 4 HPO4 + 2 Cl2O7 4 HNO3 + P4O10 → 4 HPO3 + 2 N2O5
В эти же реакции вступают и органические кислоты, образуя ангидриды карбоновых кислот:
Некоторые кислоты могут быть получены путём доокисления других кислот кислородом воздуха:
2 H2SO3 + O2 → 2 H2SO4 2 HNO2 + O2 → 2 HNO3
Некоторые путём доокисления оксидов в водном растворе кислородом воздуха, например, при промышленном способе получения азотной кислоты:
4 NO2 + 2 Н2О + O2 → 4 HNO3
Некоторые кислоты получаются путем диспропорционирования других кислот:
Некоторые кислоты, например, серная и ортофосфорная могут быть превращены в другие кислоты взаимодействием с соответствующими оксидами:
H2SO4 + SO3 → H2S2O7 (дисерная) H2S2O7 + SO3 → H2S3O10 (трисерная)
H2S3O10 + SO3 → H2S4O13 (тетрасерная) 8 H3PO4 + P4O10 → 6 H4P2O7 (пирофосфорная)
При окислении неметаллов кислотами-окислителями:
As + 5 HNO3 → H3AsO4 + 5 NO2 + H2O
Комплексные кислоты могут получены путём окисления благородных металлов «царской водкой»:
3 Pt + 18 HCl конц + 4 HNO3 конц. → 3 H2[PtCl6] + 4 NO↑ + 8 H2O
Au + HNO3 конц + 4 HCl конц. → H[AuCl4] + NO↑ + 2 H2O
Или окисления кремния смесью плавиковой и азотной кислот:
3 Si + 18 HF + 4 HNO3 → 3 H2[SiF6] + 4 NO + 8 H2O
Органические кислоты можно получать путём окисления в разных условиях очень многих классов органических соединений, в частности алканов, алкенов, алкадиенов, алкинов, алкиларенов, первичных спиртов, альдегидов, кетонов, сложных эфиров. Монокарбоновые кислоты можно получать из дикарбоновых кислот путём их декарбоксилирования (материал будет изложен в соответствующих разделах органической химии).