Od czego zależy moc kwasów ?

1. Bądź sprytny

W dwóch poprzednich postach dotyczących kwasów beztlenowych oraz kwasów tlenowych omówiliśmy już JAK zmienia się moc kwasów. Wiemy, że mamy dwie potężne, legalne ściągawki w postaci układu okresowego oraz maturalnych tablic z podanymi stałymi kwasowymi.

Na samym początku dobrze byłoby sobie przypomnieć, czym jest stała kwasowa i przede wszystkim, jak interpretować jej wartości. Stała dysocjacji dla kwasu (to właśnie stała kwasowa) miała symbol Ka i to była stała równowagi dla dysocjacji dowolnego kwasu, np. HF.

HF ⇄ H+ + F

This image has an empty alt attribute; its file name is Ka-a-jony-H-matematyczna-zaleznosc-poprawiona-1024x402.jpg
Przypomnienie stałej dysocjacji dla kwasu (Ka), czyli stałej kwasowej. Powyższe obliczenia są fikcyjne, mają Ci tylko pomóc matematycznie!

Łącząc tą wiedzę bez problemu ocenimy wszystkie potrzebne maturalne trendy jeśli chodzi o moc kwasów. Sam popatrz!

Moc kwasów – ściągawka na układzie okresowym jest zawsze pod ręką!

2. Moc kwasów w grupie i w okresie

Ok, ale z czym można by powiązać te zależności w układzie okresowym? Idąc po okresie w prawo ewidentnie rzuca się w oczy elektroujemność. Rośnie ona oczywiście w prawo do atomu fluoru i faktycznie tak też przesuwa się kwasowość! W końcu amoniak NH3 jest słabszym kwasem niż H2O (amoniak to w ogóle jest zasadowy = mało kwasowy), a woda jest słabszym kwasem niż HF.

Moc kwasów w okresie jest powiązana z elektroujemnością. Im większa elektroujemność tym mocniejszy kwas.

Od czego zależy moc kwasów − czynnik numer 1

No dobrze, ale nie sztuką jest to zauważyć, sztuką będzie to wytłumaczyć. Co tutaj do rzeczy ma elektroujemność? Zastanówmy się.

Żeby coś było kwasem, to chcemy, żeby ulegało dysocjacji z utworzeniem jonu H+ . Aby coś tej dysocjacji ulegało, to musimy rozerwać wiązanie pomiędzy atomem wodoru, a anionem . Wiązanie o wiele łatwiej będzie rozerwać, jeśli będzie ono już spolaryzowane, czyli część elektronów będzie przesunięta w stronę anionu. To coś na wzór tego, gdy my poluzujemy słoik, a potem mama go otwiera – jest jej już łatwiej taki słoik odkręcić, bo my go przygotowaliśmy.

Wpływ elektroujemności na moc kwasów jest jak Twój wpływ na otwieranie słoika, gdy chcesz pomóc mamie. Im masz większą siłę (większą elektroujemność) tym bardziej poluzujesz słoik (im bardziej spolaryzowane wiązanie) i mamie łatwiej będzie go otworzyć (kwasowi łatwiej będzie zdysocjować).

Na powyższym rysunku przedstawiono LiH, fragment amoniaku (w postaci jednego wiązania NーH , aby tylko przedstawić jego polaryzację) oraz HF.

Niestety jak grom z nieba spada na nas brutalna wiadomość. Elektroujemność ,,nie działa” w grupie! Przecież HF jest najsłabszym kwasem z całej 17 grupy (Ba! jest jedynym słabym kwasem w tej grupie, reszta czyli HCl, HBr oraz HI to mocne kwasy, z jodowodorowym na czele tej stawki).

O co chodzi? Jakiego czynnika możemy teraz użyć, aby wyjaśnić moc kwasów? Tym razem chodzi o długość wiązania.

I znów, to ma sens! Kiedy przechodzimy w dół grupy, to rośnie nam rozmiar atomu (czy promień atomowy/jonowy jak wolisz). Oznacza to, że wiązanie pomiędzy wodorem, a resztą kwasową jest coraz słabsze (jeśli atomy są dalej od siebie to słabej się ze sobą trzymają, niczym gorsza jakość związków na odległość)

Czyli im większy atom, tym słabsze wiązanie, tym łatwiejsza dysocjacja kwasu. A o to nam właśnie chodzi !

Czyli takiemu atomowi jodu łatwo jest powiedzieć sayonara wodorowi i od niego odejść, zabierając ze sobą wolną parę elektronową z tego wiązania, bo one i tak na samym początku nie były już ze sobą szczęśliwe, były daleko od siebie! Dlatego też HI jest najmocniejszym kwasem w grupie.

Moc kwasów w grupie zależy głównie od siły (czyli też długości) wiązania. Im silniejsze wiązania HーA tym słabszy kwas.

Od czego zależy moc kwasów − czynnik numer 2

3. Moc kwasów tlenowych

Czas na kwasy tlenowe. Kiedy je omawialiśmy osobno już wtedy ustaliliśmy, że im więcej atomów tlenu, tym lepiej dla mocy kwasu. Podobnie było z elektroujemnością atomu centralnego : im wyższa tym lepiej.

Oczywiście to tablice maturalne karmią nas tymi darmowymi informacjami. Podsumujmy wartości stałych dysocjacji dla kwasów tlenowych z 15. grupy.

KwasHNO3 H3PO4 H3AsO4
Stała dysocjacji
(Ka)
27,56,9 • 10ー3 6,5 • 10ー3
Porównanie mocy kwasów tlenowych z 15. grupy. Zwróć uwagę że aby porównanie było sprawiedliwie to porównujemy kwasy, w których atom centralny
ma taki sam stopień utlenienia (+V) !

Jeśli chodzi o elektroujemność to zobacz, że tutaj jest znacznie lepiej niż było w kwasach beztlenowych – tam działała ona tylko w okresie, a tutaj działa zarówno w okresie jak i grupie. Czyli na przykład kwas HClO jest mocniejszy niż HBrO (grupa) oraz kwas H2SO4 jest mocniejszy niż H3PO4 (okres).

Przechodzimy do drugiego kryterium, czyli ilości atomów tlenu, które jednak musimy nieco sprecyzować.

Moc kwasu rośnie wraz z liczbą atomów tlenu, które są przyłączone do atomu centralnego przez wiązanie podwójne (=O). Dlatego też H2SO4 jest mocniejszy niż H2SO3,  , czy też HNO3 mocniejszy niż HNO2 . Dlatego też można spotkać się z zapisem kwasów w postaci ogólnego wzoru EOx(OH)y . Widać od razu, że w miarę wzrostu wartości  x  rośnie moc kwasu (rośnie wartość Ka ). 

Ok, dlaczego tak jest ? Niestety na poziomie maturalnym ciężko dać satysfakcjonującą odpowiedź na to pytanie, więc postaramy się tutaj znaleźć złoty środek.

Pamiętaj, że cały czas kręcimy się wokół dysocjacji kwasu. Chcemy, żeby ten kwas dysocjował, bo wtedy tworzą się jony H+, czyli coś jest kwasowe. Proces dysocjacji, czyli w tym przypadku odłączania jonu H+ od anionu jest niczym rozłąka mamy ( H+ ) i dziecka (anion) w supermarkecie. Jak mieliśmy sześć lat, to była to przerażająca sprawa, inaczej mówiąc anion jest niestabilny (rozpłacze się) i nie poradzi sobie z taką rozłąką. I teraz chodzi o to, że im więcej atomów tlenu w kwasie, tym bardziej stabilny anion. To tak jakby dziecko miało jakichś kolegów ze sobą, wtedy już się rozpłacze, bo przypał, a poza tym dobrze się bawi z kolegami, więc nie ma co płakać. Taka jest właśnie rola atomów tlenu.

Bardziej chemiczne wyjaśnienie jest takie :

Wynika to z większej liczby form rezonansowych, które stabilizują ładunek ujemny obecny w anionie, co ułatwia dysocjację kwasu (równowaga przesuwa się w prawą stronę, tj. tworzy się więcej jonów H+, a kwas jest mocniejszy). W delokalizacji uczestniczą tylko atomy tlenu połączone wiązaniem podwójnym z atomem centralnym, zatem dlatego to ich ilość wpływa na moc kwasów.

Ładunek minus to coś trudnego do ogarnięcia dla anionu. Jeśli może sobie ten ładunek rozprowadzić po innych atomach tlenu, to się robi lżej, a sam anion jest trwalszy (stabilniejszy), więc dysocjacja będzie zachodzić z większą chęcią.

4. Bonus : moc kwasów i reguła Paulinga

Reguła Paulinga (też reguła Bella w innych źródłach)  − empiryczna metoda szacowania wartości stałej kwasowej (konkretnie pKa) kwasów tlenowych. Kwas taki należy przedstawić w ogólnej formie  EOx(OH)y i podstawić do wzoru :   pKa = 8  − 5x 

Znajomość tego wzoru nie jest konieczna, ważna jest natomiast podstawa, na której zostało to ustalone. Otóż moc kwasu, jak już wiemy rośnie wraz ze wzrostem liczby form rezonansowych powstałego w wyniku dysocjacji anionu. 

Wiadomo, że standardowo atom wodoru jest związany z tlenem, dlatego najpierw określamy ile będzie grup hydroksylowych (OH), a następnie pozostała liczba atomów tlenu będzie wpływać na moc kwasu (zauważ, że w powyższym wzorze na pKa znajduję się tylko  x ). 

Oczywiście pamiętajmy, że od tego istnieją wyjątki, jak chociażby z kwasem H3PO3 , którego nie wolno zapisać jako (HO)3P , ponieważ jeden z atomów wodoru jest przyłączony bezpośrednio do atomu fosforu, a nie tlenu. Inną osobliwą sytuacją jest kwas węglowy, który jest po prostu nietrwały i rozkłada się na tlenek węgla (IV) oraz wodę. 

KwasEOx(OH)y pKa na podstawie
reguły Bella
pKa
HNO2NO(OH)33,3
HNO3NO2(OH) −2−1,64
H2SO3SO(OH)231,9
H2SO4SO2(OH)2 −2 −3
HClOCl(OH)87,5
HClO2ClO(OH)32
HClO3ClO2(OH)−2−1
HClO4ClO3(OH)−7−8
Reguła Bella (Paulinga)

Leave a Reply

%d bloggers like this: