Zwakke zuren dissociatie, eigenschappen, voorbeelden

de zwakke zuren zij zijn degenen die slechts gedeeltelijk dissociëren in water. Na dissociatie bereikt de oplossing waar ze worden gevonden een evenwicht en worden het gelijktijdig aanwezige zuur en de bijbehorende conjugaatbasis waargenomen. Zuren zijn moleculen of ionen die een hydronium-ion kunnen doneren (H⁺) of ze kunnen een covalente binding vormen met een paar elektronen.

Deze kunnen op hun beurt weer met geweld worden geclassificeerd: sterke zuren en zwakke zuren. Wanneer we spreken over de sterkte van een zuur, is dit de eigenschap die de mate van ionisatie van deze soorten meet; dat wil zeggen, het vermogen of de neiging van een zuur om een ​​proton te verliezen.

Een sterk zuur is een zuur dat volledig dissocieert in aanwezigheid van water; dat wil zeggen, één mol sterk zuur opgelost in water zal resulteren in de scheiding van één mol H⁺ en één mol van geconjugeerde base A^-.

index

• 1 Wat zijn zwakke zuren??
• 2 Dissociatie van zwakke zuren
• 3 Eigenschappen
  • 3.1 Polariteit en inductief effect
  • 3.2 Atomaire radio- en verbindingssterkte
• 4 Voorbeelden van zwakke zuren
• 5 Referenties

Wat zijn de zwakke zuren?

Zwakke zuren, zoals hierboven vermeld, zijn die die gedeeltelijk dissociëren in water. De meeste zuren zijn zwakke zuren en worden gekenmerkt door het vrijgeven van slechts een paar waterstofatomen aan de oplossing waar ze worden gevonden.

Wanneer een zwak zuur dissocieert (of ioniseert) treedt het fenomeen van chemisch evenwicht op. Dit verschijnsel is de toestand waarin beide soorten (dwz reactanten en producten) aanwezig zijn in concentraties die in de loop van de tijd niet variëren.

Deze toestand ontstaat wanneer de snelheid van de directe reactie gelijk is aan de snelheid van de omgekeerde reactie. Daarom nemen deze concentraties niet toe of af.

De classificatie van "zwak" in een zwak zuur is onafhankelijk van zijn dissociatiecapaciteit; een zuur wordt als zwak beschouwd als minder dan 100% van zijn molecule of ion onvolledig gedissocieerd is in een waterige oplossing. Daarom is er ook een mate van dissociatie tussen dezelfde zwakke zuren, zuur-dissociatieconstante Ka genoemd.

Hoe sterker een zuur is, hoe hoger de Ka-waarde. Het sterkste zwakke zuur is het hydronium-ion (H.₃O⁺), die wordt beschouwd als de grens tussen zwakke zuren en sterke zuren.

Dissociatie van zwakke zuren

Zwakke zuren ioniseren onvolledig; dat wil zeggen, als dit zwakke zuur wordt voorgesteld in een algemene oplossingsformule als HA, dan zou een significante hoeveelheid niet-gedissocieerd HA aanwezig zijn in de gevormde waterige oplossing.

De zwakke zuren volgen het volgende model bij dissociëren, waarbij H⁺ is in dit geval het hydronium-ion, en A^- vertegenwoordigt de geconjugeerde base van het zuur.

De sterkte van een zwak zuur wordt weergegeven als een evenwichtsconstante of als een percentage van de dissociatie. Zoals hierboven vermeld, is de expressie Ka de dissociatieconstante van een zuur en dit is als volgt gerelateerd aan de concentraties van reactanten en evenwichtsproducten:

Ka = [H⁺] [A^-] / [HA]

Hoe hoger de waarde van Ka, hoe meer H-vorming de voorkeur krijgt⁺, en de pH van de oplossing zal lager zijn. De Ka van de zwakke zuren varieert tussen de waarden van 1,8 x 10^-16 tot 55,5. Die zuren met een Ka minder dan 1,8 × 10^-16 ze hebben minder zuursterkte dan water.

De andere methode die wordt gebruikt om de sterkte van een zuur te meten, is het percentage dissociatie (α) te bestuderen, dat varieert van 0% < α < 100 %. Se define como:

α = [A^-] / [A^-] + [HA]

In tegenstelling tot Ka is α geen constante en zal het afhangen van de waarde van [HA]. Over het algemeen neemt de waarde van α toe als die van [HA] afneemt. In deze zin worden de zuren sterker afhankelijk van de mate van verdunning.

eigenschappen

Er zijn een reeks eigenschappen die de sterkte van een zuur bepalen en ze meer of minder sterk maken. Onder deze eigenschappen vallen de polariteit en het inductieve effect, de atomaire straal en de bindkracht.

Polariteit en inductief effect

Polariteit verwijst naar de verdeling van elektronen in een binding, wat het gebied is tussen twee atoomkernen waar een paar kiezers gedeeld worden.

Hoe meer de elektronegativiteit tussen twee soorten gelijk is, hoe meer het delen van de elektronen equivalent zal zijn; maar hoe meer verschillende elektronegativiteit, hoe meer tijd elektronen in één molecuul doorbrengen dan in de andere.

Waterstof is een elektropositief element en hoe groter de elektronegativiteit van het element waaraan het is bevestigd, hoe groter de zuurgraad van de gevormde verbinding. Om deze reden zal een zuur sterker zijn als het optreedt tussen de vereniging van waterstof en een meer elektronegatief element.

Bovendien betekent het inductieve effect dat waterstof niet direct aan het elektronegatieve element hoeft te worden gehecht om de verbinding zijn zuurgraad te laten verhogen. Daarom zijn sommige isomeren van stoffen zuurder dan andere, afhankelijk van de configuratie van hun atomen in het molecuul.

Atomic radio en verbindingssterkte

De sterkte van de binding die de waterstof bindt aan het atoom dat het zuur regeert, is een andere belangrijke factor bij het definiëren van de zuurgraad van een molecuul. Dit is op zijn beurt afhankelijk van de grootte van de atomen die de link delen.

Voor een zuur met de naam HA, hoe meer het de grootte van zijn atoom verhoogt, hoe sterker de sterkte van zijn binding zal afnemen, zodat deze binding gemakkelijker te breken is; dit maakt het molecuul zuurder.

Atomen met hogere atoomradii zullen dankzij dit detail baat hebben bij de zuurgraad, omdat hun vereniging met waterstof minder sterk zal zijn.

Voorbeelden van zwakke zuren

Er is een groot aantal zwakke zuren (vooral zuren). Deze omvatten:

- Zwavelzuur (H.₂SW₃).

- Fosforzuur (H₃PO₄).

- Salpeterig zuur (HNO₂).

- Hydrofluoric acid (HF).

- Azijnzuur (CH₃COOH).

- Koolzuur (H.₂CO₃).

- Benzoëzuur (C₆H₅COOH).

referenties

1. Zwak zuur. (N.D.). Opgehaald van en.wikipedia.org
2. Essentiële biochemie. (N.D.). Opgehaald van wiley.com
3. CliffNotes. (N.D.). Opgehaald van cliffsnotes.com
4. Wetenschap, F. o. (N.D.). Universiteit van Waterloo. Teruggeplaatst van science.uwaterloo.ca
5. Anne Marie Helmenstine, P. (s.f.). ThoughtCo. Opgehaald van thoughtco.com