Кісьля

Зьвесткі зь Вікіпэдыі — вольнай энцыкляпэдыі
Перайсьці да: навігацыі, пошуку

Кісьля[1], кіслата[2] — гэта хімічнае злучэньне, якое пры рашчыненьні ў вадзе дае рашчыну з вадатворнаю іённай актыўнасьцю, большай за актыўнасьць ў чыстай вадзе. Гэта значыць, што pH такой рашчыны меншы за 7,0 (велічыня pH чыстае вады). Атрымала свой назоў ад кісласьці смаку такіх злучэньняў. Хімічныя рэчывы або рэчывы, якія валодаюць уласьцівасьцю кісьляў называюцца кіслымі.

Тыповымі прыкладамі кісьляў зьяўляюцца воцатная кісьля (воцат), сернай кісьля (выкарыстоўваецца ў аўтамабільных акумулятарах) і вінная кісьля (выкарыстоўваецца ў выпечцы). Гэтыя прыклады паказваюць, што кісьлі могуць існаваць у выглядзе рашчыны, вадкасьці й цьвёрдага цела. Такія газы, як то хлярысты вадарод, могуць існаваць у якасьці кісьлі, калі яны раствораны ў вадзе. Моцныя кісьлі й некаторыя канцэнтраваныя слабыя кісьлі выклікаюць карозію, але ёсьць і выключэньні, як то карбаранавая й борная кісьлі.

Існуюць тры агульныя азначэньні для кісьляў, то бок вызначэньне Арэніюсам, вызначэньне Брэнстэда—Лоўры й вызначэньне Льюіса. У вызначэньні Арэніюса гаворыцца, што кісьлі зьяўляюцца рэчывам, якое павышае канцэнтрацыю іёнаў гідраксоніюма (H3O+) у рашчыне. Вызначэньне Брэнстэда—Лоўры мае на ўвазе, тое, што кісьля зьяўляецца рэчывам, якое можа выступаць у якасьці донару пратонаў. Большасьць кісьляў, якія сустракаюцца ў паўсядзённым жыцьці зьяўляюцца воднымі рашчынамі альбо могуць быць раствораныя ў вадзе, і гэтыя два вызначэньні зьяўляюцца найбольш актуальнымі. Асноўным чыньнікам таго, што рН кісьляў зьяўляюцца меншым за 7,0 ёсьць тое, што канцэнтрацыя іёнаў гідраксоніюма большае за 10−7 моль на літар. З прычыны таго, што рН вызначаецца як адмоўны лягарытм канцэнтрацыі іёнаў гідраксоніюма. Паводле вызначэньня Брэнстэда—Лоўры, любое злучэньне, якое можа быць лёгка дэпратанізавана можна лічыць кісьляй. Прыклады ўключаюць у сябе сьпірты й аміны, якія ўтрымліваюць O-H або N-H фрагмэнты.

Вызначэньне кіслотнасьці паводле Льюісу часьцяком сустракаецца ў хіміі. Кісьлямі паводле гэтага вызначэньня зьяўляюцца пары электронаў-акцэптараў. Прыклады кісьляў Льюіса ўключаюць у сябе ўсе катыёны мэталаў, і электрон-дэфіцытныя малекулы, як то трыфтарыд бора й трыхлярыд алюміна. Іёны гідраксоніюма зьяўляюцца кісьлямі паводле ўсіх трох вызначэньняў. Цікава, што хоць сьпірты й аміны могуць быць кісьлямі паводле вызначэньня Брэнстэда—Лоўры, як паказана вышэй, яны таксама могуць функцыянаваць у якасьці асновы паводле вызначэньня Льюіса з-за непадзельных параў электронаў на атамы кіслароду й азоту.

Вызначэньне[рэдагаваць | рэдагаваць крыніцу]

Вызначэньне кісьлі й асновы зьведалі значную эвалюцыю па меры пашырэньня тэарэтычных уяўленьняў аб прыродзе хімічнай сувязі і мэханізмаў хімічных рэакцыяў.

У 1778 годзе францускі хімік Антуан Лявуазье выказаў меркаваньне, што кіслотныя ўласьцівасьці абумоўленыя наяўнасьцю ў малекуле атамаў кісларода. Гэтая гіпотэза хутка даказала сваю безгрунтоўнасьць, бо многія кісьлі ня маюць у сваім складзе кіслароду, у той час як многія кіслародазьмяшчальныя злучэньні не праяўляюць кіслотных уласьцівасьцяў. Тым ня менш, менавіта гэтая гіпотэза дала назву кіслароду як хімічнага элемэнту.

У 1839 годзе нямецкі хімік Юстус Лібіх вызначыў кісьлі, як вадародазьмяшчальнае злучэньне, вадарод якога можа быць замешчаны на мэтал разам са стварэньнем солі. Сучасныя вызначэньні кісьляў датычацца фундамэнтальных хімічных рэакцыяў, агульных для ўсіх кісьляў.

Арэніюсавы кісьлі[рэдагаваць | рэдагаваць крыніцу]

Швэдзкі хімік Свантэ Арэніюс вызначыў уласьцівасьці кіслотнасьці вадароду ў 1884 годзе. Паводле ягонага вызначэньня кісьля ёсьць рэчывам, якое падвышае канцэнтрацыю іёну гідраксоніюма (H3O+), пры растварэньні ў вадзе. Гэтае вызначэньне выцякае з раўнавагі дысацыяцыі вады ў гідраксоніюме й іёну гідраксіда (OH-)[3]:

H2O(l) + H2O(l) Equilibrium.svg H3O+(aq) + OH(aq)

У чыстай вадзе большасьць малекулаў існавуюць як H2 O, але невялікая колькасьць малекулаў стала дысацыяцыювана й паўторна зьвязана. Чыстая вада зьяўляецца нэўтральнай у адносінах да кіслотнасьці або лугавасьці, таму што канцэнтрацыя гідраксід-іёнаў заўсёды роўная канцэнтрацыі іёнаў гідраксоніюма. Арэніюсавая аснова ўяўляе сабой малекулу, якая павялічвае канцэнтрацыю гідраксід-іёна пры растварэньні ў вадзе.

Кісьлі Брэнстэда-Лоўры[рэдагаваць | рэдагаваць крыніцу]

Нягледзячы на тое, што канцэпцыя Арэніюса выкарыстоўваецца для апісаньня многіх рэакцыяў, яна, аднак, вельмі абмежаваная па сваіх маштабах. У 1923 годзе хімікі Ёганэс Брэнстэд і Томас Лоўры незалежна адзін ад аднаго прызналі, што кіслотна-лугавыя рэакцыі зьвязаныя зь перадачай пратону. Кісьлі Брэнстэда—Лоўры зьяўляюцца рэчывам, якое перадае свой пратон да асновы Брэнстэда—Лоўры[3]. Кіслотна-лугавая тэорыя Брэнстэда—Лоўры мае шэраг перавагаў перад тэорыяй Арэніюса. Разгледзім наступныя рэакцыі воцатнай кісьлі (CH3COOH), арганічная кісьлі, што дае воцату характэрны густ:

Acid-base.png

Абедзьве тэорыі лёгка апісваюць першую рэакцыю, то бок CH3COOH дзейнічае як кісьля Арэніюса, таму што яна зьяўляецца крыніцай H3O+ пры растварэньні рэчыва ў ваду, і як кісьля Брэнстэда—Лоўры, ахвяруючы пратон вадзе. У другім прыкладзе CH3COOH адчувае тыя ж трансфармацыі, у гэтым выпадку аддаючы пратон аміяку (NH3), але ня можа быць апісана з дапамогай вызначэньня кісьлі Арэніюса таму што рэакцыя не вырабляе гідраксоніюма. Тэорыя Брэнстэда—Лоўры таксама можа быць выкарыстана для апісаньня малекулярных злучэньняў, у той час як кісьлямі Арэніюса павінны быць іённыя злучэньні. Хлярысты вадарод (HCl) і аміяк аб'ядноўваюцца пад рознымі ўмовамі з фармаваньнем хлярыду амонія, NH4Cl. У водным растворы HCl паводзіць сябе як саляная кісьля й існуе як гідраксоніюм і іёны хлярыду. Наступныя рэакцыі ілюструюць абмежаванасьць вызначэньне Арэніюса:

  1. H3O+(aq) + Cl(aq) + NH3 → Cl(aq) + NH4+(aq)
  2. HCl(бэнзол) + NH3(бэнзол) → NH4Cl(s)
  3. HCl(g) + NH3(g) → NH4Cl(s)

На прыкладзе першай рэакцыі, дзе працуюць абодва прынцыпы, вада зьяўляецца растваральнікам, а ў выніку ўтвараецца іён гідраксоніюма. У наступных двух рэакцыях стварэньня іёнаў няма, але існую працэс пераносу пратонаў, згодна з тэорыяй Брэнстэда—Лоўры.

Льюісавы кісьлі[рэдагаваць | рэдагаваць крыніцу]

Трэцяя канцэпцыя была прапанаваная ў 1923 годзе ангельскім навукоўцам Гілбэртам Льюісам, якая ўключае рэакцыі з кіслотна-лугавымі характарыстыкамі, якія не зьвязаны зь пераносам пратону. Льюісава кісьля зьяўляецца адным з рэчываў, якое прымае пару электронаў ад іншага рэчыва, іншымі словамі, зьяўляецца акцэптарам пары электронаў[3]. Кіслотна-лугавыя рэакцыі Брэнстэда—Лоўры ёсьць пераносам пратону, у той час як Льюісавы кіслотна-лугавыя рэакцыі ёсьць пераносам пары электронаў. Усе кісьлі Брэнстэда—Лоўры, таксама, зьяўляюцца й кісьлямі Льюіса, але ня ўсе Льюісавы кісьлі ёсьць кісьлямі Брнэтэда-Лоўры. Кантраст наступных рэакцыяў апісваюць розніцу паміж вызачэньнямі.

LewisAcid.png

У першай рэакцыі іён фтарыду, F, пераносіць пару электронаў на трыфтарыд бора, каб сфармаваць тэтрафторборат. Фтор "губляе" пару валентных электронаў таму, што электроны ў агульнай B—F сувязі знаходзяцца ў вобласьці паміж двума атамнымі ядрамі, і разьмешчаны такім чынам, што яны больш аддаленых ад фтарыднага ядра, чым да самотнага іёну фтору. BF3 зьяўляецца кісьляй Льюіса, таму што яно прымае пару электронаў ад фтору. Гэтая рэакцыя ня можа быць апісана ў тэрмінах тэорыі Брэнстэда—Лоўры, таму што ў ходзе гэтай рэакцыі няма пераносу пратону. Другая рэакцыя можа быць апісана з выкарыстаньнем любой з абодвух тэорыяў.

Вызначэньне Брэнстэда—Лоўры шырока выкарыстоўваецца й прымаецца за асноўнае, калі не пазначаны іншы тып кіслотна-лугавай рэакцыі, то бок мяркуецца, што рэакцыя зьвязана зь перадачай пратону (H+) з кісьлі ў аснову.

Крыніцы[рэдагаваць | рэдагаваць крыніцу]

  1. ^ Кісьля // Кароткі расейска-беларускі фізыялягічны слоўнік. Укладальнік: А.Стасевіч, С.Варыёцкі.
  2. ^ Кіслата // Слоўнік беларускай мовы (клясычны правапіс). Наша Ніва, 2001. Укладальнік: калектыў супрацоўнікаў выдавецтва «Наша Ніва»
  3. ^ а б в Ebbing, D.D., & Gammon, S. D. (2005). General chemistry (8th ed.). Boston, MA: Houghton Mifflin. ISBN 0-618-51177-6

Вонкавыя спасылкі[рэдагаваць | рэдагаваць крыніцу]

Commons-logo.svg  Кісьлясховішча мультымэдыйных матэрыялаў