Chemia Liceum Gimnazjum Testy Matura

Powrót

(N) Porównanie mocy kwasów

Porównanie mocy kwasów o różnych atomach centralnych

Przykładowa para kwasów:
HClO K=3,0·10−8 i H3BO3  K=5,8·10−10. Kwas chlorowy(I) jest mocniejszym kwasem niż kwas borowy.

Wyjaśnienie.
Atom chloru ma większą elektroujemność niż atom boru. Atom chloru silniej  „ściąga” chmurę elektronową cząsteczki w swoim kierunku. Następuje większa polaryzacja wiązania H-O przez co ulega ono osłabieniu a większy cząstkowy ładunek dodatni na atomie wodoru ułatwia jego odłączenie. W rezultacie kwas chlorowy (I) łatwiej dysocjuje i jest mocniejszym kwasem niż kwas borowy.
Podobne zjawisko zachodzi przy porównaniu innych kwasów:
mocniejszy kwas HClO3 > HBrO3 > HIO3 słabszy kwas
mocniejszy kwas HCl > H2S słabszy kwas


 

Porównanie mocy kwasów tych samych atomach centralnych

Przykładowy zestaw kwasów:
najsłabszy     HClO < HClO2 < HClO3 < HClO4   najmocniejszy
K HClO = 3,0·10–8   K HClO2 = 1,1·10–2  

Można zauważyć, że cząsteczkach wymienionych kwasów wzrasta liczba atomów tlenu nie związanych z atomami wodoru.
W cząsteczce kwasu chlorowego(I) nie ma takich atomów a już w przypadku kwasu chlorowego(VII) są już trzy takie atomy. Moc przykładowych kwasów związane jest z dwoma procesami.

I. Efekt indukcyjny. Chmura elektronowa przesuwa się w stronę atomu chloru i atomów tlenu nie związanych z atomem chloru przez co osłabiają wiązania H-O i ułatwiają odejście jony H+.

II. Efekt rezonansoywy. Delokalizacja elektronów powoduje stabilizację anionu zawierającego atomy tlenu nie związane z atomem wodoru. W przypadku jonu ClO2 są dwie struktury rezonansowe.
Jon ClO4 ma 4 struktury rezonansowe, natomiast jonu chlorowy(I) nie ma możliwości uzyskania stabilizacji przez struktury rezonansowe.


Moc kwasów wieloprotonowych

Przykładowa para: H2SO3  K1=1,2·10–2  i  HSO3  K2=6,6·10–8 
HSO3 jest kwasem słabszym niż H2SO3.

Przyczyna:
Po odłączeniu pierwszego jonu H+ powstaje jon ujemny i na nim następuje wzrost gęstości elektronowej. Ten proces powoduje skrócenie drugiego wiązania H-O (silniejsze oddziaływanie elektrostatyczne) i dlatego jon H+ odłącza się trudniej od anionu HSO3 - niż od cząsteczki obojętnej.


Stałe dysocjacji podano na podstawie: Tablice chemiczne. Mizerski W. Wyd Adamantan, Warszawa 2008 wyd.V zaktualizowane

Przekaż darowiznę
Załóż konto | Zaloguj się

Copyright 2011-2019Chem24.pl Ta strona internetowa wykorzystuje pliki cookies. Możesz określić metody zapisywania oraz dostępu do cookies w swojej przeglądarce internetowej lub w konfiguracji usługi.