Okyselina - Oxyacid

Nesmí být zaměňována s ketokyselinami , také známými jako oxokarboxylové kyseliny, které jsou typem oxokyseliny.

Kyslíkatých kyselin , oxokyseliny nebo kyselina ternární je kyselina , která obsahuje kyslík . Konkrétně je sloučenina, která obsahuje vodík, kyslík, a alespoň jeden další prvek , s alespoň jedním vodíkem atom navázaný na atom kyslíku, který může disociují za vzniku H + kation a anion kyseliny.

Popis

Podle Lavoisierovy původní teorie obsahovaly všechny kyseliny kyslík, který byl pojmenován podle řeckého ὀξύς ( oxys : acid, sharp) a kořene -γενής ( -genes : tvůrce). Později bylo zjištěno, že některé kyseliny, zejména kyselina chlorovodíková , neobsahovaly kyslík, a proto byly kyseliny rozděleny na oxykyseliny a tyto nové hydrokyseliny .

Všechny oxykyseliny mají kyselý vodík vázaný na atom kyslíku, takže síla vazby (délka) není faktorem, jako je tomu u binárních nekovových hydridů. Elektronegativita centrálního atomu (X) a počet atomů O spíše určují kyselost kyslíku. Se stejným centrálním atomem X se zvyšuje síla kyseliny se zvyšujícím se počtem kyslíků připojených k X. Se stejným počtem kyslíků kolem E se zvyšuje síla kyseliny s elektronegativitou X.

Ve srovnání se solí jejich deprotonovaných forem jsou oxyanionty , oxykyseliny obecně méně stabilní a mnohé z nich existují pouze formálně jako hypotetické druhy nebo existují pouze v roztoku a nelze je izolovat v čisté formě. Existuje několik obecných důvodů: (1) mohou kondenzovat za vzniku oligomerů (např. H 2 CrO 4 až H 2 Cr 2 O 7 ), nebo dehydratovat celou cestu za vzniku anhydridu (např. H 2 CO 3 k CO 2 ), (2), které se mohou v nepoměru k jedné sloučeniny vyšší a další z nižším oxidačním stavu (např HClO 2 až HClO a HClO 3 ), nebo (3), které mohou existovat téměř výhradně jako další, stabilnější tautomerní forma ( např. kyselina fosforitá P (OH) 3 existuje téměř úplně jako kyselina fosfonová HP (= O) (OH) 2 ). Nicméně kyselina chloristá (HClO 4 ), kyselina sírová (H 2 SO 4 ) a kyselina dusičná (HNO 3 ) jsou několik běžných kyslíkatých kyselin, které se relativně snadno připravují jako čisté látky.

Imidové kyseliny se vytvářejí nahrazením = O s = NR v kyselině.

Vlastnosti

Molekula kyslíku obsahuje strukturu X-O-H, kde mohou být k centrálnímu atomu X připojeny další atomy nebo skupiny atomů. V roztoku může být taková molekula disociována na ionty dvěma odlišnými způsoby:

  • X − O − H ⇄ (X − O) - + H +
  • X − O − H ⇄ X + + OH -

Pokud je centrální atom X silně elektronegativní , pak silně přitahuje elektrony atomu kyslíku. V takovém případě je vazba mezi atomem kyslíku a vodíku slabá a sloučenina snadno ionizuje způsobem, který odpovídá první ze dvou výše uvedených chemických rovnic . V tomto případě je sloučenina XOH kyselina, protože uvolňuje proton , tj. Vodíkový ion. Například dusík , síra a chlor jsou silně elektronegativní prvky, a proto jsou kyselina dusičná , kyselina sírová a kyselina chloristá silné kyseliny.

Pokud je však elektronegativita X nízká, pak se sloučenina disociuje na ionty podle druhé chemické rovnice a XOH je alkalický hydroxid . Příklady takových sloučenin jsou hydroxid sodný NaOH a hydroxid vápenatý Ca (OH) 2 . Vzhledem k vysoké elektronegativitě kyslíku je však většina běžných oxobází, jako je hydroxid sodný, i když je ve vodě silně bazická, ve srovnání s jinými bázemi jen mírně zásaditá. Například pKa konjugované kyseliny hydroxidu sodného , vody , je 15,7, zatímco amidu sodného , amoniaku , je blíže 40, což činí hydroxid sodný mnohem slabší zásadou než amid sodný.

Pokud je elektronegativita X někde mezi, sloučenina může být amfoterní a v takovém případě může disociovat na ionty oběma způsoby, v prvním případě při reakci s bázemi a ve druhém případě při reakci s kyselinami. Mezi příklady patří alifatické alkoholy , jako je ethanol .

Anorganické kyslíkatých kyselin mají obvykle chemický vzorec typu H m XO n , kde X znamená atom fungující jako centrální atom , zatímco parametry m a n závisí na oxidačním stavu na prvku X. Ve většině případů, je prvek X je nekovový , ale některé kovy , například chrom a mangan , mohou při výskytu v nejvyšších oxidačních stavech tvořit oxykyseliny .

Při zahřívání kyslíkatých kyselin se mnoho z nich disociuje na vodu a anhydrid kyseliny. Ve většině případů jsou takové anhydridy oxidy nekovů. Například oxid uhličitý , CO 2 , je anhydrid kyseliny uhličité , H 2 CO 3 , a oxid sírový , SO 3 , je anhydrid kyseliny sírové , H 2 SO 4 . Tyto anhydridy rychle reagují s vodou a znovu vytvářejí tyto oxykyseliny.

Mnoho organických kyselin , jako jsou karboxylové kyseliny a fenoly , jsou oxykyseliny. Jejich molekulární struktura je však mnohem komplikovanější než u anorganických oxykyselin.

Většina běžně se vyskytujících kyselin jsou oxykyseliny. V 18. století Lavoisier skutečně předpokládal, že všechny kyseliny obsahují kyslík a že kyslík způsobuje jejich kyselost. Z tohoto důvodu dal tomuto prvku jeho název, kyslík , odvozený z řečtiny a znamenající výrobce kyselin , který je stále ve více či méně upravené formě používán ve většině jazyků. Později však Humphry Davy ukázal, že takzvaná kyselina muriatová neobsahovala kyslík, přestože byla silnou kyselinou; místo toho je to roztok chlorovodíku , HCl. Takové kyseliny, které neobsahují kyslík, jsou dnes známé jako hydrokyseliny.

Názvy anorganických oxykyselin

Mnoho anorganických oxykyselin se tradičně nazývá jmény končícími slovem kyselina a které také obsahují v poněkud pozměněné podobě název prvku, který obsahují kromě vodíku a kyslíku. Známými příklady takových kyselin jsou kyselina sírová , kyselina dusičná a kyselina fosforečná .

Tato praxe je plně zavedená a IUPAC takové názvy přijal. Ve světle současné chemické nomenklatury je tato praxe výjimkou, protože systematické názvy sloučenin se tvoří podle prvků, které obsahují, a podle jejich molekulární struktury, nikoli podle jiných vlastností (například kyselosti ), které mají.

IUPAC však nedoporučuje volat budoucí sloučeniny, které dosud nebyly objeveny, s názvem končícím slovem kyselina . Kyseliny lze skutečně nazývat jmény vytvořenými přidáním slova vodík před odpovídající anion ; například kyselina sírová může být stejně dobře nazývána hydrogensíran (nebo dihydrogensulfát ). Ve skutečnosti by zcela systematický název kyseliny sírové podle pravidel IUPAC byl dihydroxidodioxidosulfur a název síranového iontu, tetraoxidosulfát (2−) . Taková jména se však téměř nikdy nepoužívají.

Stejný prvek však může ve směsi s vodíkem a kyslíkem tvořit více než jednu kyselinu. V takových případech je anglickou praxí rozlišovat takové kyseliny použít příponu -ic ve jménu prvku ve jménu kyseliny obsahující více atomů kyslíku a příponu -ous ve jménu prvku ve jménu kyselina obsahující méně atomů kyslíku. Tak, například, kyselina sírová je H 2 SO 4 , a kyselina siřičitá , H 2 SO 3 . Analogicky je kyselina dusičná HNO 3 a kyselina dusitá HNO 2 . Pokud existují více než dvě oxykyseliny, které mají stejný prvek jako centrální atom, pak se v některých případech rozlišují kyseliny přidáním předpony per- nebo hypo- k jejich jménům. Předpona per- se však používá pouze v případě, že centrálním atomem je halogen nebo prvek skupiny 7 . Například chlór má čtyři následující oxykyseliny:

Přípona -ite se vyskytuje ve jménech aniontů a solí odvozených od kyselin, jejichž názvy končí příponou -ous . Na druhou stranu se přípona -ate vyskytuje ve jménech aniontů a solí odvozených od kyselin, jejichž názvy končí příponou -ic . Předpony hypo- a per- se vyskytují ve jménu aniontů a solí; například iontový ClO -
4 se nazývá chloristan .

V několika případech se předpony orto- a para- vyskytují ve jménech některých oxykyselin a jejich derivátových aniontů. V takových případech je para kyselinou to, co lze považovat za zbytek ortokyseliny , pokud je molekula vody oddělena od molekuly ortokyseliny . Například, kyselina fosforečná , H 3 PO 4 , se někdy nazývá kyseliny ortofosforečné , aby se odlišila od kyseliny metafosforečné , HPO 3 . Podle současných pravidel IUPAC by však předpona ortho- měla být použita pouze pro názvy kyseliny orthotellurové a kyseliny orthoperiodové a jejich odpovídajících aniontů a solí.

Příklady

V následující tabulce vzorec a název aniontu odkazují na to, co zbylo z kyseliny, když ztratí všechny své atomy vodíku jako protony. Mnoho z těchto kyselin je však polyprotických a v takových případech také existuje jeden nebo více intermediárních aniontů. Ve jménu těchto aniontů je přidána předpona vodík- (ve starší nomenklatuře bi- ), v případě potřeby s předponami číslic . Například SO 2-
4 je síranový anion a HSO -
4 , anion hydrogensulfátu (nebo bisulfátu). Podobně PO 3-
4 je fosfát , HPO 2-
4 je hydrogenfosforečnan a H
2 PO -
4 je dihydrogenfosfát.

Okyseliny a jejich odpovídající anionty
Skupina prvků Prvek (centrální atom) Oxidační stav Kyselinový vzorec Název kyseliny Anionový vzorec Anionové jméno
6 Chrom +6 H
2 CrO
4 		Kyselina chromová CrO 2-
4 		Chroman
H
2 Cr
2 Ó
7 		Kyselina dichromová Cr
2 Ó 2-
7 		Dichromát
7 Mangan +7 HMnO
4 		Kyselina manganová MnO -
4 		Manganistan
+6 H
2 MnO
4 		Kyselina manganová MnO 2-
4 		Manganičitan
Technecium +7 HTcO
4 		Kyselina pertechnetová TcO -
4 		Technecistan
+6 H
2 TcO
4 		Kyselina technetová TcO 2-
4 		Technetate
Rhenium +7 HReO
4 		Kyselina perrhenová ReO -
4 		Perrhenate
+6 H
2 ReO
4 		Kyselina tetraoxorenová (VI) ReO 2-
4 		Rhenate (VI)
+5 HReO
3 		Kyselina trioxorenová (V) ReO -
3 		Trioxorhenát (V)
H
3 ReO
4 		Kyselina tetraoxorenová (V) ReO 3-
4 		Tetraoxorhenát (V)
H
4 Re
2 Ó
7 		Kyselina heptaoxodirhenová (V) Re
2 Ó 4-
7 		Dirhenát (V)
8 Žehlička +6 H 2 FeO 4 Kyselina železitá FeO 4 2– Ferrát
Ruthenium +6 H 2 RuO 4 Kyselina rutenová RuO 4 2– Ruthenate
+7 HRuO 4 Kyselina perruthenová RuO 4 - Perruthenate ( všimněte si rozdílu v použití ve srovnání s osmiem )
+8 H 2 RuO 5 Kyselina hyperruthenová HRuO 5 - Hyperruthenate
Osmium +6 H 6 OsO 6 Kyselina osmová H 4 OsO 6 2– Osmate
+8 H 4 OsO 6 Kyselina perosmová H 2 OsO 6 2– Perosmát ( všimněte si rozdílu v použití ve srovnání s rutheniem )
13 Bor +3 H
3 BO
3 		Kyselina boritá
(dříve kyselina orthoboritá ) 		BO 3
3 		Borate
(dříve orthoborate )
(HBO
2 )
n 		Kyselina metaboritá BO -
2 		Metaboritan
14 Uhlík +4 H
2 CO
3 		Kyselina uhličitá CO 2-
3 		Uhličitan
Křemík +4 H
4 SiO
4 		Kyselina křemičitá
(dříve kyselina ortokřemičitá ) 		SiO 4-
4 		Křemičitan (dříve ortosilikát )
H
2 SiO
3 		Kyselina metasilicic SiO 2-
3 		Metasilikát
14, 15 Uhlík, dusík +4, -3 HOCN Kyselina kyanová OCN -
Kyanát
15 Dusík +5 HNO
3 		Kyselina dusičná NE -
3 		Dusičnan
HNO
4 		Kyselina peroxynitrová NE -
4 		Peroxynitrát
H
3 NE
4 		Kyselina ortonitrová NE 3-
4 		Orthonitrate
+3 HNO
2 		Kyselina dusitá NE -
2 		Dusitany
HOONO Kyselina peroxynitrous OONO -
Peroxynitrit
+2 H
2 NE
2 		Kyselina nitroxylová NE 2-
2 		Nitroxylát
+1 H
2 N
2 Ó
2 		Kyselina hyponitrous N
2 Ó 2-
2 		Hyponitrit
Fosfor +5 H
3 PO
4 		Kyselina fosforečná
(dříve kyselina ortofosforečná ) 		PO 3-
4 		Fosfát
(ortofosfát)
HPO
3 		Kyselina metafosforečná PO -
3 		Metafosfát
H
4 P
2 Ó
7 		Kyselina pyrofosforečná
(kyselina difosforečná) 		P
2 Ó 4-
7 		Pyrofosfát
(difosfát)
H
3 PO
5 		Kyselina peroxomonofosforečná PO 3
3 		Peroxomonofosfát
+5, +3 (HO)
2 POPO (OH)
2 		Kyselina difosforečná (III, V) Ó
2 POPOO 2-
2 		Difosfát (III, V)
+4 (HO)
2 OPPO (OH)
2 		Kyselina fosforečná
( kyselina difosforečná (IV)) 		Ó
2 OPPOO 4-
2 		Hypofosfát
(difosfát (IV))
+3 H
2 PHO
3 		Kyselina fosfonová PHO 2-
3 		Fosfonát
H
2 P
2 H
2 Ó
5 		Kyselina difosfonová P
2 H
2 Ó 5-
3 		Difosfonát
+1 HPH
2 Ó
2 		Kyselina fosfinová (kyselina fosforná) PH
2 Ó -
2 		Fosfinát (hypofosforitan)
Arsen +5 H
3 AsO
4 		Kyselina arsenová AsO 3-
4 		Arzeničnan
+3 H
3 AsO
3 		Kyselina arsenitá AsO 3
3 		Arsenit
16 Síra +6 H
2 TAK
4 		Kyselina sírová TAK 2-
4 		Síran
H
2 S
2 Ó
7 		Kyselina disulfurová S
2 Ó 2-
7 		Disulfát
H
2 TAK
5 		Kyselina peroxomonosírová TAK 2-
5 		Peroxomonosulfát
H
2 S
2 Ó
8 		Kyselina peroxodisulfurová S
2 Ó 2-
8 		Peroxodisulfát
+5 H
2 S
2 Ó
6 		Kyselina dithionová S
2 Ó 2-
6 		Dithionát
+5, 0 H
2 S
X Ó
6 		Kyseliny polythionové
( x = 3, 4 ...) 		S
X Ó 2-
6 		Polythionáty
+4 H
2 TAK
3 		Kyselina sírová TAK 2-
3 		Siřičitan
H
2 S
2 Ó
5 		Kyselina siřičitá S
2 Ó 2-
5 		Disulfit
+4, 0 H
2 S
2 Ó
3 		Kyselina thiosíranová S
2 Ó 2-
3 		Thiosíran
+3 H
2 S
2 Ó
4 		Kyselina dithionová S
2 Ó 2-
4 		Dithionit
+3, -1 H
2 S
2 Ó
2 		Kyselina thiosíranová S
2 Ó 2-
2 		Thiosulfit
+2 H
2 TAK
2 		Kyselina sulfoxylová (kyselina hyposulfurous) TAK 2-
2 		Sulfoxylát (hyposulfit)
+1 H
2 S
2 Ó
2 		Dihydroxydisulfan S
2 Ó 2-
2
0 HSOH Kyselina sírová HSO -
Sulfinit
Selen +6 H
2 SeO
4 		Kyselina selenová SeO 2-
4 		Selenát
+4 H
2 SeO
3 		Selenová kyselina SeO 2-
3 		Selenit
Telur +6 H
2 TeO
4 		Kyselina telurová TeO 2-
4 		Tellurate
H
6 TeO
6 		Kyselina orthotellurová TeO 6-
6 		Orthotellurate
+4 H
2 TeO
3 		Kyselina tellurová TeO 2-
3 		Tellurite
17 Chlór +7 HClO
4 		Kyselina chloristá ClO -
4 		Chloristan
+5 HClO
3 		Kyselina chlorovodíková ClO -
3 		Chlorát
+3 HClO
2 		Kyselina chlorovodíková ClO -
2 		Chloritany
+1 HClO Kyselina chlorná ClO -
Chlornan
Bróm +7 HBrO
4 		Kyselina perbromová BrO -
4 		Perbromát
+5 HBrO
3 		Kyselina bromičitá BrO -
3 		Bromát
+3 HBrO
2 		Kyselina bromitá BrO -
2 		Bromit
+1 HBrO Kyselina bromná BrO -
Hypobromit
Jód +7 HIO
4 		Kyselina jodistá IO -
4 		Jodistan
H
5 IO
6 		Kyselina ortoperiodová IO 5-
6 		Orthoperiodate
+5 HIO
3 		Kyselina jodová IO -
3 		Jodičnan
+1 HIO Kyselina hypojoditá IO -
Hypoiodit
18 Xenon +6 H 2 XeO 4 Kyselina xenová HXeO 4 - Hydrogenxenate ( dibasic xenate is unknown )
+8 H 4 XeO 6 Kyselina perxenová XeO 6 4– Perxenate

Zdroje

  • Kivinen, Antti; Mäkitie, Osmo (1988). Kemia (ve finštině). Helsinky, Finsko: Otava. ISBN   951-1-10136-6 .
  • Nomenklatura anorganických sloučenin, doporučení IUPAC 2005 (Red Book 2005) . Mezinárodní unie pro čistou a aplikovanou chemii. 2005. ISBN   0-85404-438-8 .
  • Otavan suuri ensyklopedia, svazek 2 (Cid-Harvey) (ve finštině). Helsinky, Finsko: Otava. 1977. ISBN   951-1-04170-3 .

Viz také

Reference

externí odkazy