7 svarbiausių rūgščių charakteristikos



Kai kurie iš rūgštys svarbiau yra jo fizinės savybės, stiprumas ir gebėjimas neutralizuoti bazes, be kita ko.

Rūgštys yra cheminės medžiagos, galinčios paaukoti hidronio joną (H3O+) arba kaip paprastai vadinamas protonu (H+), vandeninėje terpėje arba gali sudaryti ryšius su hidroksido jonais arba bet kuria medžiaga, galinčia priimti elektronų porą. 

Jie dažnai turi H-A bendrąją formulę, kurioje H yra protonas, o „A“ yra bendras terminas, susijęs su ne protonų rūgšties dalimi.

Iš pradžių mūsų rūgštingumo sąvokos kilo iš senovės graikų, kurie apibūdino „kartaus skonio“ medžiagas okeinas, kuris mutavo lotynišku žodžiu actu, acetumi, kuris vėliau tapo „rūgštimi“. 

Šios medžiagos turėjo ne tik kartaus skonio, bet ir turėjo galimybę pakeisti lakmuso popieriaus spalvą.

Teorinis rūgščių struktūrizavimas prasidėjo, kai Prancūzijos chemikas Antoine Laurent Lavoisier (1743-1796) atkreipė dėmesį į rūgščių ir bazių klasifikaciją. Jo idėja buvo ta, kad visos rūgštys turėjo daugiau ar mažiau tam tikrą „esmę“, kuri buvo atsakinga už jų rūgštingumą ir buvo ne tik skirtingos.

Deja, Lavoisier klaidingai manė, kad medžiaga okeino genų tai buvo, kaip jis jį pavadino, deguonies atomą. XIX a. Pradžioje anglų chemikas Humphry Davy (1778-1829) parodė, kad deguonis negali būti atsakingas už rūgštingumą, nes buvo daug rūgščių, kurių sudėtyje nėra deguonies (LESNEY, 2003).

Vėliau dešimtmečius prasidėjo rūgšties idėja, susijusi su vandenilio buvimu, pasiūlė Justus von Liebig (1803-1873). Aiškumas buvo atneštas į lauką, kai 1890-aisiais Svante August Arrhenius (1859–1927) apibūdino rūgštis kaip „medžiagas, kurios vandenilio katijonus suteikia tirpalui“ (Encyclopædia Britannica, 1998).

Pagrindinės rūgščių savybės

1- Fizinės savybės

Rūgštys turi skonį, verta verti, rūgštis ir jų kvapas dažnai sudegina šnerves.

Jie yra skysčiai, turintys lipnią ar riebią tekstūrą ir gali pakeisti lakmuso popieriaus ir oranžinės spalvos spalvą iš metilo į raudoną (rūgščių ir bazių savybės, S.F.).

2 - Gebėjimas generuoti protonus

1923 m. Danijos chemikas Johannes Nicolaus Brønsted ir anglų chemikas Thomas Martin Lowry pristatė Brønsted ir Lowry teoriją, patvirtinančią, kad bet kuris junginys, galintis perkelti protoną į bet kurį kitą junginį, yra rūgštis (Encyclopædia Britannica, 1998). Pavyzdžiui, druskos rūgšties atveju:

HCl → H+ + Cl-

Brønsted ir Lowry teorija nepaaiškino tam tikrų medžiagų rūgštinio elgesio. 1923 m. Amerikos chemikas Gilbertas N. Lewis pristatė savo teoriją, kurioje rūgštis laikoma bet kokiu junginiu, kuris cheminėje reakcijoje gali prisijungti prie elektronų poros, nesuteiktos kitoje molekulėje (Encyclopædia Britannica, 1998).

Tokiu būdu tokie jonai kaip Cu2+, tikėjimas2+ ir tikėjimas3+ jie gali prisijungti prie laisvų elektronų porų, pavyzdžiui, iš vandens, kad gamintų protonus taip:

 Cu2+ + 2H2O → Cu (OH)2 + 2H+

3 - rūgšties stiprumas

Rūgštys klasifikuojamos kaip stiprios rūgštys ir silpnos rūgštys. Rūgšties stiprumas siejamas su jo pusiausvyros konstanta, taigi, rūgščių atveju minėtos konstantos vadinamos rūgštingumo konstantomis Ka.

Taigi stiprios rūgštys turi didelį rūgštingumą, todėl jie linkę visiškai atskirti. Šių rūgščių pavyzdžiai yra sieros rūgštis, druskos rūgštis ir azoto rūgštis, kurių rūgščių konstantos yra tokios didelės, kad jos negali būti matuojamos vandenyje..

Kita vertus, silpna rūgštis yra tokia, kurios disociacijos konstanta yra maža, todėl yra cheminėje pusiausvyroje. Šių rūgščių pavyzdžiai yra acto rūgštis ir pieno rūgštis bei azoto rūgštis, kurių rūgščių konstantos yra maždaug 10%.-4. 1 pav. Parodyta skirtingų rūgščių rūgštingumo konstantos.

4- pH mažesnis nei 7

PH skalė matuoja tirpalo šarmingumą ar rūgštingumą. Skalė skiriasi nuo nulio iki 14. pH yra mažesnis nei 7 yra rūgštus. PH yra didesnis nei 7 yra bazinis. Vidurio taškas 7 yra neutralus pH. Neutralus tirpalas nėra nei rūgštis, nei šarminis.

PH skalė gaunama pagal H koncentraciją+ yra atvirkščiai proporcingas jam. Rūgštys, didinant protonų koncentraciją, sumažina tirpalo pH.

5- Gebėjimas neutralizuoti bazes

Arrhenius savo teorijoje siūlo, kad rūgštys, galinčios generuoti protonus, reaguotų su bazių hidroksilais, kad sudarytų druską ir vandenį taip:

HCl + NaOH → NaCl + H2O.

Ši reakcija vadinama neutralizacija ir yra analizės metodo, vadinamo titravimu, pagrindas (Bruce Mahan, 1990)..

6- Sumažinimo oksido talpa

Atsižvelgiant į gebėjimą gaminti įkrautas rūšis, rūgštys yra naudojamos kaip elektronų perdavimo priemonė redokso reakcijose.

Rūgštys taip pat turi tendenciją susitraukti, nes jos turi galimybę priimti laisvus elektronus. Rūgštys turi H jonų+. Jie linkę priimti elektronus ir sudaro vandenilio dujas.

2H+ +2e- → H2

Metalai nekontroliuoja savo elektronų. Jie palieka juos be didelių kovų ir formuoja metalo jonus.

Tikėjimas → Tikėjimas2++2e-

Taigi, kai įdėjote geležinį nagą į rūgštis, H jonus + jie patraukia elektronus iš geležies. Geležis virsta tirpiais Fe jonais2 +, ir kietas metalas palaipsniui dingsta. Reakcija yra:

Fe + 2H+ → Tikėjimas2++ H2

Tai vadinama rūgštine korozija. Rūgštys ne tik koroziuoja metalus, juos ištirpindamos, bet ir reaguoja su organiniais junginiais, tokiais kaip tie, kurie sudaro ląstelių membraną.

Ši reakcija paprastai yra egzoterminė, kuri sukelia rimtus nudegimus, patekus ant odos, todėl šio tipo medžiaga turi būti tvarkoma atsargiai. 3 paveikslas yra saugos kodas, kai medžiaga yra ėsdinanti.

7 - rūgščių katalizė

Cheminės reakcijos pagreitimas pridedant rūgšties yra žinomas kaip rūgšties katalizė. Minėta rūgštis nėra vartojama reakcijoje.

Katalitinė reakcija gali būti būdinga rūgščiai, kaip sacharozės cukraus skilimo į gliukozę ir fruktozės pavidalu sieros rūgštimi atveju, arba ji gali būti bendroji bet kuriai rūgščiai..

Reakcijos, katalizuotos rūgšties ir bazės, mechanizmas paaiškinamas Brønsted-Lowry rūgščių ir bazių koncepcija, kurioje yra pradinis protonų perkėlimas iš rūgšties katalizatoriaus į reagentą (Encyclopædia Britannica, 1998).

Apskritai, reakcijos, kuriose dalyvauja elektrofilas, katalizuojamos rūgščioje terpėje, arba elektrofiliniuose papildymuose, arba pakeitimuose..

Rūgšties katalizės pavyzdžiai yra benzeno nitratavimas esant sieros rūgščiai (4a pav.), Eteno hidratacija, gaunant etanolį (4b pav.), Esterinimo reakcijos (4c pav.) Ir esterių hidrolizė (4d pav.) (Clark, 2013). ).

Nuorodos

  1. Bruce Mahan, R. M. (1990). Chemijos kolegijos kursas ketvirtasis leidimas. Wilmington: Addison-Wesley Iberoamericana S.A..
  2. Clark, J. (2013 m. Gruodžio 20 d.). Rūgščių katalizės pavyzdžiai organinėje chemijoje. Gauta iš chem.libretexts.org.
  3. Encyclopædia Britannica. (1998 m. Liepos 20 d.). Rūgšties ir bazės katalizė. Susigrąžinta iš britannica.com.
  4. Encyclopædia Britannica. (1998 m. Gruodžio 21 d.). Arrheniaus teorija. Susigrąžinta iš britannica.com.
  5. Encyclopædia Britannica. (1998 m. Liepos 20 d.). Brønsted-Lowry teorija. Susigrąžinta iš britannica.com.
  6. Encyclopædia Britannica. (1998 m. Liepos 20 d.). Lewio teorija. Susigrąžinta iš britannica.com.
  7. LESNEY, M. S. (2003 m. Kovo mėn.). Chemijos kronikos Pagrindinė rūgščių istorija - nuo Aristotelio iki Arnoldo. Gauta iš pubs.acs.org.
  8. Rūgščių ir bazių savybės. (S.F.). Gauta iš sciencegeek.net.