Czynniki decydujące o
mocy kwasów
Moc kwasów beztlenowych
Moc kwasów tlenowych
Zasady
Amfotery
Moc kwasów beztlenowych w
grupie układu okresowego
pierwiastków chemicznych
• Moc kwasów beztlenowych w grupie
wzrasta
wraz ze wzrostem liczby atomowej Z
atomu
połączonego z atomem wodoru (wzrost stałej
dysocjacji) – kierunek zmiany mocy jest
przeciwny niż kierunek wzrostu
elektroujemności tego atomu.
• Czynnikiem decydującym o dysocjacji
nie jest
wzrost momentu dipolowego i polaryzacji
wiązania
,
lecz rozmiar (promień) anionu, który
wzrasta w grupie :
-
grupa 17
: od F
-
(r
F
-
= 1,36Å) do I
-
(r
I
-
= 2,16Å),
czyli HF < HCl < HBr < HI
-
grupa 16
: od HS
-
do HTe
-
,
czyli H
2
S < H
2
Se <H
2
Te
Moc kwasów beztlenowych w
okresie układu okresowego
pierwiastków chemicznych
• Moc kwasów beztlenowych w okresach
wzrasta wraz ze wzrostem elektroujemności
atomu
połączonego z atomem wodoru,
ponieważ promienie anionów są prawie
identyczne
: r
F
-
≈ r
OH
-
≈ r
Cl
-
≈ r
HS
-
stąd: H
2
O < HF; H
2
S < HCl; H
2
Se < HBr;
H
2
Te < HI
Kwas
Stała
dysocjacji
(K
d
)
Kwas
Stała
dysocjacji
(K
d
)
HF
6,3·10
-4
H
2
S
9,1·10
-8
HCl
1·10
7
H
2
Se
2·10
-4
HBr
3·10
9
H
2
Te
2,5·10
-3
HI
1·10
10
Moc kwasów tlenowych
• Cząsteczkę kwasu tlenowego
opisuje ogólny
wzór
H
n
RO
(m+n)
– [H
2
SO
4
], gdzie
R – atom
centralny
połączony bezpośrednio a atomem
tlenu
( S),
n
to liczba at. H połączonych z at.
O
(n = 2),
m + n
to
liczba at. O
(n+m = 4)
• Cząsteczkę kwasu tlenowego
może również
opisywać wzorem
RO
m
(OH)
n
, dla kwasu
siarkowego(VI)
H
2
SO
4
SO
2
(OH)
2
; kwasu
fosforowego(V)
H
3
PO
3
H
PO(OH)
2
– jest
kwasem dwuprotonowym, jeden z atomów
H jest połączony bezpośrednio z atomem
centralnym (at. P); kwasu ortofosforowego
H
3
PO
4
PO(OH)
3
Moc kwasów tlenowych a
wskaźnik m
• Kwas tlenowy RO
m
(OH)
n
jest tym mocniejszy,
im więcej
w cząsteczce kwasu
jest atomów tlenu
niezwiązanych
z wodorem
(wraz ze wzrostem m, moc kwasu
wzrasta).
m = O,
kwasy słabe
K
I
d
≤ 1O
-7
m = 1, kwasy
umiarkowanie
słabe K
I
d
≈ 10
-
2
m = 2, kwasy
umiarkowani
e
mocne K
I
d
≈
10
3
m = 3, kwasy
mocne
K
I
d
≈ 10
8
H
3
BO
3
kwas
borowy(III),
K
I
d
= 5,8·
1O
-10
HClO
2
kwas
chlorowy(III)
K
I
d
= 10
-2
HClO
3
kwas
chlorowy(V)
K
I
d
= 10
-2
HClO
4
kwas
chlorowy(VII
)
HClO kwas
chlorowy(I)
K
I
d
= 3,2·
1O
-8
H
2
SO
3
kwas
siarkowy(IV)
K
I
d
= 1,2·10
-2
H
2
SO
4
kwas
siarkowy(VI)
HMnO
4
kwas
manganowy(
VII)
H
3
AsO
4
kwas
arsenowy(V)
K
I
d
= 0,5 10
-2
Moc kwasów tlenowych w
grupie
• Właściwości kwasowe cząsteczek
wynikają ze
zdolności
do odszczepienia protonów z grup
hydroksylowych
,
zdolność ta wiąże się z
elektroujemnością atomu centralnego.
• Im większa jest elektroujemność atomu
centralnego
i im mniejszy jest jego promień
tym silniej jest przyciągana para elektronowa
wiążąca
R – O przez atom centralny
, to z kolei
powoduje przesunięcie pary elektronowej
wiążącej O – H do atomu tlenu, przez co
wiązanie to jest osłabione, co ułatwia
odszczepienie protonu i zwiększa moc kwasu,
np.:
• gr. 14
: H
3
AsO
4
< H
3
PO
4
;
gr. 15
: H
2
SeO
3
<
H
2
SO
3
Cząsteczki o
właściwościach zasadowych
• W przypadku niskiej elektroujemności
atomu centralnego
przesunięcie obu
wiążących par elektronowych
następuje w
kierunku przeciwnym
, od atomu
centralnego do atomu tlenu oraz od atomu
centralnego do atomu wodoru,
w efekcie
wiązanie O – H staje się mocniejsze
a
wiązanie R – O ulega osłabieniu
.
• W efekcie następuje odszczepienie jonu
OH
-
a nie protonu wodorowego, cząsteczka
wykazuje właściwości zasadowe, np.
3,0
Cl
3,5
OH – kwas chlorowy(I),
0,9
Na
3,5
OH –
zasada
Cząsteczki o właściwościach
amfoterycznych
• W przypadku elektroujemności
pośrednich w granicach 1,6 – 1,8
(w
zależności od średnicy atomu
centralnego)
pary elektronowe tworzące
wiązanie R – O
oraz
O – H
są
rozmieszczone tak, że może nastąpić
odszczepienie
anionu
OH
-
, jak i
kationu
H
+
.
• W reakcjach z mocnymi zasadami
wykazują
słabe właściwości kwasowe
,
natomiast w reakcji z kwasami
wykazują
słabe właściwości zasadowe.