Tugevad happelised omadused ja näited

A tugev hape on mis tahes ühend, mis on võimeline vabastama täielikult ja pöördumatult prootoneid või vesiniku ioone, H⁺. Olles nii reaktiivne, on paljud liigid sunnitud neid H⁺; näiteks vesi, mille segamine muutub potentsiaalselt ohtlikuks lihtsa füüsilise kontakti tõttu.

Hape annetab veele protooni, mis toimib alusena hüdroniumiooni moodustamiseks, H₃O⁺. Hüdroniumiooni kontsentratsioon tugeva happe lahuses on võrdne happe kontsentratsiooniga ([H₃O⁺] = [HAc]).

Ülaltoodud pildil on pudel soolhapet, HCl, kontsentratsiooniga 12 M. Mida kõrgem on happe kontsentratsioon (nõrk või tugev), seda ettevaatlikum peab olema selle käitlemisel; sellepärast näitab pudel käepideme piktogrammi, mis on põhjustatud selle peale langeva happe tilga söövitavast omadusest.

Tugevad happed on ained, mida tuleb manipuleerida nende võimalike mõjude täieliku teadvustamisega; töötades nendega hoolikalt, saate ära kasutada nende omadusi mitmekordseks kasutamiseks, olles üheks kõige tavalisemaks proovide sünteesimiseks või lahustamiseks..

Indeks

• 1 Tugeva happe omadused
  • 1.1
  • 1,2 pH
  • 1.3 pKa
  • 1.4 Korrosioon
• 2 Tugevust mõjutavad tegurid
  • 2.1 Konjugeeritud aluse elektronegatiivsus
  • 2.2 Konjugaadi aluse raadio
  • 2.3 Hapniku aatomite arv
• 3 Näited
• 4 Viited

Tugeva happe omadused

Dissotsieerumine

Tugev hape dissotsieerib või ioniseerib 100% vesilahuses, aktsepteerides elektronide paari. Happe dissotsiatsiooni võib skemaatiliselt kirjeldada järgmise keemilise võrrandiga:

HAc + H₂O => A^-       +       H₃O⁺

Kui HAc on tugev hape ja A^- selle konjugaadi alus.

Tugeva happe ionisatsioon on protsess, mis on tavaliselt pöördumatu; Nõrkade hapete puhul on ionisatsioon pöörduv. Võrrandis on näidatud, et H₂Või see on see, mis aktsepteerib prootoni; Alkoholid ja teised lahustid võivad seda teha.

See kalduvus aktsepteerida prootoneid varieerub ainest ja seega ei ole HAc happe tugevus kõigis lahustites ühesugune..

pH

Tugeva happe pH on väga madal, olles vahemikus 0 kuni 1 pH ühikut. Näiteks 0,1 M HCl lahuse pH on 1.

Seda saab näidata valemiga

pH = - log [H⁺]

Saate arvutada 0,1 M HCl lahuse pH, seejärel rakendada

pH = -log (0,1)

Saadi 0,1 M HCl lahuse pH väärtus 1.

pKa

Hapete tugevus on seotud nende pKa-ga. Hüdroniumioon (H₃O⁺) näiteks on pKa -1,74. Üldiselt on tugevatel hapetel pKa, millel on negatiivsemad väärtused kui -1,74, ning on seega happelisemad kui H₃O⁺.

PKa väljendab teatud viisil happe kalduvust dissotsieeruda. Mida väiksem on selle väärtus, seda tugevam ja agressiivsem. Sel põhjusel on otstarbekas väljendada happe suhtelist tugevust selle pKa väärtusega.

Korrosioon

Üldiselt liigitatakse tugevad happed söövitavaks. Sellele eeldusele on siiski erandeid.

Näiteks on vesinikfluoriidhape nõrk hape ja see on siiski väga söövitav ja võimeline klaasi seedima. Seetõttu tuleb seda käsitseda plastpudelites ja madalatel temperatuuridel.

Teisest küljest ei ole söövitav tugev hape, näiteks karboraan-superhape, mis hoolimata sellest, et see on miljoneid kordi tugevam kui väävelhape..

Teie tugevust mõjutavad tegurid

Selle konjugeeritud aluse elektronegatiivsus

Kuna perioodilise tabeli perioodi jooksul toimub üleminek paremale, siis suureneb konjugaadi baasi moodustavate elementide negatiivsus..

Perioodilise tabeli perioodi 3 vaatlus näitab näiteks, et kloor on rohkem elektronegatiivne kui väävel ja omakorda väävel on rohkem elektronegatiivne kui fosfor..

See on kooskõlas asjaoluga, et vesinikkloriidhape on tugevam kui väävelhape ja viimane on tugevam kui fosforhape.

Suurendades happe konjugeeritud aluse elektronegatiivsust, suurendab see aluse stabiilsust ja vähendab seetõttu oma kalduvust vesiniku ümber rühmitada happe regenereerimiseks..

Siiski tuleb arvestada ka teiste teguritega, sest see ei ole ainuüksi otsustav.

Konjugeeritud aluse raadius

Happe tugevus sõltub ka selle konjugeeritud aluse raadiusest. Perioodilise tabeli (halogeenide) VIIA rühma vaatlus näitab, et rühma moodustavate elementide aatomkiirte suhe on järgmine: I> Br> Cl> F.

Samuti säilitavad happed, mis moodustavad hapete tugevuse sama järjestuse:

HI> HBr> HCl> HF

Kokkuvõtteks võib öelda, et perioodilise tabeli sama rühma elementide aatomi raadiuse suurendamine suurendab samas suunas moodustunud happe tugevust..

See on seletatav H-Ac sideme nõrgenemisega ebavõrdse aatomi orbitaali suuruse kattumise tõttu..

Hapniku aatomite arv

Happe happe aatomite tugevus sõltub hapniku aatomite arvust konjugaadi aluses.

Molekulid, millel on kõige rohkem hapniku aatomeid, moodustavad suurema happe tugevusega liigid. Näiteks lämmastikhape (HNO)₃) on tugevam hape kui lämmastikhape (HNO)₂).

Teisest küljest, perkloorhape (HClO)₄) on tugevam hape kui kloorhape (HClO₃). Ja lõpuks, hüpokloorhape (HClO) on seeria madalaim tugevus.

Näited

Tugevaid happeid võib näitlikustada allpool olevas happesuse vähenemise järjekorras: HI> HBr> HClO₄ > HCl> H₂SO₄ > CH2C3H2SO4H (tolueensulfoonhape)> HNO₃.

Kõik need ja teised, mida on seni mainitud, on näited tugevatest hapetest.

HI on tugevam kui HBr, sest H-I võlakiri puruneb kergemini, kuna see on nõrgem. HBr ületab HClO happesuse₄ sest ClO aniooni suurest stabiilsusest hoolimata₄^- negatiivse laengu ümberpaigutamisega jääb H-Br side O-lingist nõrgemaks₃ClO-H.

Nelja hapniku aatomi olemasolu aga pöördub tagasi HClO-sse₄ rohkem hapet kui HCl, millel ei ole hapnikku.

Seejärel on HCl tugevam kui H₂SO₄ kuna Cl aatom on rohkem elektronegatiivne kui väävliaatom; ja H₂SO₄ omakorda see ületab happesuse CH2C₆H₄SO₃H-le, millel on veel üks hapnikuaatom ja vesinikuaatomit omav side on samuti vähem polaarne.

Lõpuks HNO₃ on kõige nõrgem lämmastikuaatomi puhul, perioodilise tabeli teine ​​periood.

Viited

1. Shmoopi ülikool. (2018). Omadused, mis määravad happe tugevuse. Välja otsitud: shmoop.com
2. Wiki raamatud. (2018). Üldine keemia / omadused ja hapete ja aluste teooriad. Välja otsitud andmebaasist: en.wikibooks.org
3. Hapete info (2018). Vesinikkloriidhape: selle lahuse omadused ja rakendused. Välja otsitud: acidos.info
4. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (22. juuni 2018). Tugev happe määratlus ja näited. Välja otsitud arvutustest
5. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Keemia (8. väljaanne). KESKMINE Õppimine.