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.