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⁺ + СlO₂^ˉ; HNO₃ Н⁺ + NO₃^ˉ

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 – рК_а.

Вывод формулы рК_а. 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 – lgK_a обозначать, как рК_а, а величину – lg[H⁺], как рН.

В результате уравнение (2) преобразовывается в уравнение (3):

Из уравнения (3) следует, что рK_а = рН в том случае, когда

а это в свою очередь возможно, если

Таким образом рК_а 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 рК_а. Если значение рК_а отрицательно, то кислота сильная, если значение рК_а положительно, но меньше 3,5, то кислота средней силы, а если больше 3,5, то кислота слабая.

Знание рК_а позволяет легко предсказать, будет ли данная кислота вытеснять другую кислоту из ее соли. Математический расчет показывает, что кислота, имеющая рК_а меньше на единицу, вытесняет другую кислоту из ее соли на 90%, например:

Если рК_а вытесняющей кислоты меньше рК_а 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 – H и 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 рК_а = 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⁻ pK_a = 7,00 SH⁻ H⁺ + S²⁻ pK_a = 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 рК_а = 9,43, то есть примерно в 6 раз более сильная кислота, чем фенол (рК_а = 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 рК_а = 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 рК_а = 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)

₂₀₀₀^о_С

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 → H₂S₃O_{10 (}трисерная)

H₂S₃O₁₀ + SO₃ → H₂S₄O_{13 (}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 HNO_{3 конц.} → 3 H₂[PtCl₆] + 4 NO↑ + 8 H₂O

 

Au + HNO_{3 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).