Funkce kyselosti - Acidity function

Kyseliny a zásady
Schematické znázornění disociace kyseliny octové ve vodném roztoku na ionty octanu a hydronia.
Kyselina typy
Základna typy

An funkce kyselosti je měřítkem kyselost středního nebo rozpouštědlového systému,[1][2] obvykle vyjádřeno jako schopnost darovat protony (nebo přijímat protony od) a rozpuštěná látka (Brønstedova kyselost ). The pH stupnice je zdaleka nejčastěji používanou funkcí kyselosti a je ideální pro ředění vodní roztoky. Byly navrženy další funkce kyselosti pro různá prostředí, zejména pro Hammettova funkce kyselosti, H0,[3] pro superkyselina média a jeho upravená verze H− pro superzákladní média. Termín funkce kyselosti se také používá pro měření prováděná na základních systémech a termín funkce zásaditosti je neobvyklé.

Funkce kyselosti Hammettova typu jsou definovány pomocí a pufrované médium obsahující slabou základnu B a její konjugovaná kyselina BH+:

kde pK.A je disociační konstanta BH+. Původně byly měřeny pomocí nitroaniliny jako slabé základy nebo acidobazické indikátory a měřením koncentrací protonovaných a neprotonovaných forem pomocí UV viditelná spektroskopie.[3] Jiné spektroskopické metody, jako např NMR, lze také použít.[2][4] Funkce H− je definován podobně pro silné báze:

Zde BH je slabá kyselina používaná jako acidobazický indikátor a B− je jeho konjugovaná báze.

Porovnání funkcí kyselosti s kyselostí vody

Ve zředěném vodném roztoku převažují druhy kyselin hydratovaný iont vodíku H3Ó+ (nebo přesněji [H (OH2)n]+). V tomto případě H0 a H− jsou ekvivalentní hodnotám pH stanoveným pufrovací rovnicí nebo Henderson-Hasselbalchova rovnice.
Nicméně, H0 hodnota −21 (25% roztok SbF5 v HSO3F )[5] neznamená koncentraci vodíkových iontů 1021 mol / dm3: takové „řešení“ by mělo hustotu více než stokrát větší než a neutronová hvězda. Spíše, H0 = −21 znamená, že reaktivita (protonovat energie) solvatovaných vodíkových iontů je 1021 krát větší než reaktivita hydratovaných iontů vodíku ve vodném roztoku o pH 0. Skutečné reaktivní druhy se v obou případech liší, ale oba lze považovat za zdroje H+, tj. Bronstedovy kyseliny.
Vodíkový iont H+ nikdy existuje sama o sobě v kondenzované fázi, jako vždy solvatovaný do určité míry. Vysoká záporná hodnota H0 v SbF5/ HSO3F směsi naznačuje, že solvatace vodíkových iontů je v tomto systému rozpouštědel mnohem slabší než ve vodě. Jiným způsobem, jak vyjádřit stejný jev, je říci, že SbF5· FSO3H je mnohem silnější donor protonů než H3Ó+.

Reference

  1. ^ IUPAC Komise pro fyzikální organickou chemii (1994). "Glosář termínů používaných ve fyzikální organické chemii. " Pure Appl. Chem. 66:1077–1184. "Funkce kyselosti. Archivováno 04.08.2013 na Wayback Machine " Kompendium chemické terminologie.
  2. ^ A b Rochester, C.H. (1970). Funkce kyselosti. New York: Academic Press.
  3. ^ A b Hammett, L. P. (1940). Fyzikální organická chemie. New York: McGraw-Hill.
  4. ^ Cox, R. A .; Yates, K. (1983). Umět. J. Chem. 61:2245.
  5. ^ Jolly, William L. (1991). Moderní anorganická chemie (2. vyd.). New York: McGraw-Hill. ISBN  0-07-112651-1. str. 234.