Tärkeimpien happojen 7 ominaispiirteitä



Jotkut happojen ominaisuudet tärkeämpiä ovat sen fysikaaliset ominaisuudet, vahvuus ja kyky neutraloida emäkset muun muassa.

Hapot ovat kemiallisia aineita, joiden kyky lahjoittaa hydroniumioni (H3O+), tai kuten sitä kutsutaan tavallisesti protoniksi (H+), vesipitoisessa väliaineessa tai kykenevä muodostamaan sidoksia hydroksidi-ioneilla tai millä tahansa aineella, joka kykenee vastaanottamaan elektroniparia. 

Niillä on usein H-A: n yleinen kaava, jossa H on protoni ja "A" on yleinen termi, joka liittyy ei-protonihappo-osaan.

Alun perin happamuuden käsitteemme tulivat muinaisista kreikkalaisista, jotka määrittelivät "katkeran maun" aineita oxein, joka mutatoi latinalaisessa sanassa etikkaa, asetumia, josta tuli myöhemmin "happo". 

Näillä aineilla ei ollut vain katkera maku, vaan niillä oli myös omaisuutta muuttaa lakmuspaperin väriä.

Happojen teoreettinen rakenne alkoi, kun ranskalainen kemisti Antoine Laurent Lavoisier (1743-1796) kiinnitti huomionsa happojen ja emästen luokitteluun. Hänen ajatuksensa oli, että kaikki hapot sisälsivät enemmän tai vähemmän tiettyä "olemusta", joka oli vastuussa niiden happamuudesta ja jotka eivät olleet vain erilaisia.

Valitettavasti Lavoisier piti virheellisesti sitä, että aine on oxein-geenissä oleva se oli, kuten hän kutsui, happiatomin. 1800-luvun alussa englantilainen kemisti Humphry Davy (1778-1829) osoitti, että happi ei ole vastuussa happamuudesta, koska happoja ei ollut runsaasti (LESNEY, 2003).

Vuosikymmenten kuluttua Justus von Liebig (1803-1873) ehdotti vedyn läsnäoloon liittyvää happamuuden ajatusta. Selkeys tuotiin kentälle, kun 1890-luvulla Svante August Arrhenius (1859-1927) määritteli hapot "aineiksi, jotka tuottavat veteen kationeja liuokseen" (Encyclopædia Britannica, 1998).

Happojen tärkeimmät ominaisuudet

1- Fyysiset ominaisuudet

Happojen maku on redundanssin arvoinen, happo ja niiden haju usein palavat sieraimia.

Ne ovat nesteitä, joilla on tahmea tai öljyinen rakenne ja joilla on mahdollisuus muuttaa lakmuspaperin ja oranssin väriä metyylistä punaiseksi (happojen ja emästen ominaisuudet, S.F.).

2 - Kyky tuottaa protoneja

Vuonna 1923 tanskalainen kemisti Johannes Nicolaus Brønsted ja englantilainen kemisti Thomas Martin Lowry esittelivät Brønstedin ja Lowryn teorian, jossa vahvistettiin, että mikä tahansa yhdiste, joka voi siirtää protonia mihin tahansa muuhun yhdisteeseen, on happo (Encyclopædia Britannica, 1998). Esimerkiksi suolahapon tapauksessa:

HCl → H+ + cl-

Brønstedin ja Lowryn teoria ei selittänyt tiettyjen aineiden happokäyttäytymistä. Vuonna 1923 amerikkalainen kemisti Gilbert N. Lewis esittelee teoriaansa, jossa happoa pidetään mitä tahansa yhdistettä, joka kemiallisessa reaktiossa kykenee liittymään pari elektronia, joita ei jaeta toisessa molekyylissä (Encyclopædia Britannica, 1998).

Tällä tavoin ionit kuten Cu2+, Usko2+ ja usko3+ niillä on kyky liittyä vapaiden elektronien paria, esimerkiksi vedestä, protonien tuottamiseksi seuraavasti:

 cu2+ + 2H2O → Cu (OH)2 + 2H+

3 - Hapon vahvuus

Hapot luokitellaan vahvoiksi happoiksi ja heikkoiksi happoiksi. Hapon vahvuus liittyy sen tasapainon vakioon, jolloin happojen tapauksessa mainitut vakiot nimetään happamuusvakioiksi Ka.

Täten vahvoilla hapoilla on suuri happamuusvakio, joten ne pyrkivät erottumaan täydellisesti. Esimerkkejä näistä hapoista ovat rikkihappo, kloorivetyhappo ja typpihappo, joiden happovakiot ovat niin suuria, että niitä ei voida mitata vedessä.

Toisaalta heikko happo on sellainen, jonka dissosiaatiovakio on alhainen, joten se on kemiallisesti tasapainossa. Esimerkkejä näistä hapoista ovat etikkahappo ja maitohappo ja typpihappo, joiden happovakiot ovat luokkaa 10%.-4. Kuvio 1 esittää erilaisten happojen happamuuden vakiot.

4 - pH alle 7

PH-asteikko mittaa liuoksen emäksisyyden tai happamuuden. Mittakaava vaihtelee nollasta 14: een. PH on alle 7 on hapan. PH on suurempi kuin 7 on emäksinen. Keskipiste 7 edustaa neutraalia pH: ta. Neutraali liuos ei ole happo eikä emäksinen.

PH-asteikko saadaan H: n pitoisuuden mukaan+ ratkaisussa ja on kääntäen verrannollinen siihen. Hapot, lisäämällä protonien pitoisuutta, vähentävät liuoksen pH: ta.

5- Kyky neutralisoida emäkset

Arrhenius ehdottaa teoriaansa, että hapot, jotka pystyvät tuottamaan protoneja, reagoivat emästen hydroksyylien kanssa muodostaen suolaa ja vettä seuraavalla tavalla:

HCI + NaOH → NaCl + H2O.

Tätä reaktiota kutsutaan neutraloimiseksi, ja se on titrausta kutsuvan analyyttisen tekniikan perusta (Bruce Mahan, 1990).

6 Vähennysoksidikapasiteetti

Koska sen kyky tuottaa varautuneita lajeja, happoja käytetään keinona siirtää elektroni redox-reaktioissa.

Hapoilla on myös taipumus kutistua, koska niillä on kyky hyväksyä vapaita elektroneja. Hapot sisältävät H-ioneja+. Heillä on taipumus ottaa elektroneja ja muodostaa vetykaasua.

2H+ +2e- → H2

Metalleilla ei ole tiukkaa valvontaa elektroniensa suhteen. He luopuvat heistä ilman kovaa taistelua ja muodostavat metalli-ioneja.

Usko → Usko2++2e-

Joten kun laitat rauta-naulan happoon, H-ionit + he tarttuvat elektronista rautasta. Rauta muuttuu liukoisiksi Fe-ioneiksi2 +, ja kiinteä metalli häviää vähitellen. Reaktio on:

Fe + 2H+ → Usko2++ H2

Tätä kutsutaan happokorroosiksi. Hapot eivät ainoastaan ​​ruostu metalleja liuottamalla ne, vaan myös reagoivat orgaanisten yhdisteiden, kuten solukalvon muodostavien yhdisteiden kanssa.

Tämä reaktio on yleensä eksoterminen, mikä aiheuttaa vakavia palovammoja ihokosketuksessa, joten tällaista ainetta on käsiteltävä varoen. Kuvio 3 on turvallisuuskoodi, kun aine on syövyttävä.

7- Happokatalyysi

Kemiallisen reaktion kiihtyminen happoa lisäämällä tunnetaan happokatalyysinä. Mainittua happoa ei käytetä reaktiossa.

Katalyyttinen reaktio voi olla spesifinen hapolle, kuten silloin, kun sakkaroosisokeri hajoaa glukoosiksi ja fruktoosiksi rikkihapoksi tai se voi olla yleistä mihin tahansa happoon.

Hapon ja emäksen katalysoimien reaktioiden mekanismi selitetään Brønsted-Lowry-happojen ja emästen käsitteenä sellaisena, jossa protoneja siirretään aluksi happokatalyytistä reagenssiin (Encyclopædia Britannica, 1998).

Yleensä reaktiot, joissa on mukana elektrofiili, katalysoidaan happamassa väliaineessa, joko elektrofiilisissä lisäyksissä tai substituutioissa..

Esimerkkejä happokatalyysistä ovat bentseenin nitraatio rikkihapon läsnä ollessa (kuvio 4a), eteenin hydratointi etanolin tuottamiseksi (kuvio 4b), esteröintireaktiot (kuvio 4c) ja estereiden hydrolyysi (kuvio 4d) (Clark, 2013). ).

viittaukset

  1. Bruce Mahan, R. M. (1990). Kemian korkeakoulun kurssi neljäs painos. Wilmington: Addison-Wesley Iberoamericana S.A..
  2. Clark, J. (2013, 20. joulukuuta). Esimerkkejä happokatalyysistä orgaanisessa kemiassa. Haettu osoitteesta chem.libretexts.org.
  3. Encyclopædia Britannica. (1998, 20. heinäkuuta). Happopohjainen katalyysi. Palautettu britannica.comista.
  4. Encyclopædia Britannica. (1998, 21. joulukuuta). Arrhenius-teoria. Palautettu britannica.comista.
  5. Encyclopædia Britannica. (1998, 20. heinäkuuta). Brønsted-Lowryn teoria. Palautettu britannica.comista.
  6. Encyclopædia Britannica. (1998, 20. heinäkuuta). Lewisin teoria. Palautettu britannica.comista.
  7. LESNEY, M. S. (2003, maaliskuu). Kemia Chronicles Happo-historia Aristotelesesta Arnoldiin. Haettu osoitteesta pubs.acs.org.
  8. Happojen ja emästen ominaisuudet. (S.F.). Haettu osoitteesta sciencegeek.net.