1 Czynniki decydujące o mocy kwasów Moc kwasów beztlenowych Moc kwasów tlenowych Zasady Amfotery

2 Moc kwasów beztlenowych w grupie układu okresowego pierwiastków chemicznych Moc kwasów beztlenowych w grupie wzrasta wraz ze wzrostem liczby atomowej Z atomu połączonego z atomem wodoru (wzrost stałej dysocjacji) – kierunek zmiany mocy jest przeciwny niż kierunek wzrostu elektroujemności tego atomu. Czynnikiem decydującym o dysocjacji nie jest wzrost momentu dipolowego i polaryzacji wiązania, lecz rozmiar (promień) anionu, który wzrasta w grupie : - grupa 17: od F - (r F - = 1,36Å) do I - (r I - = 2,16Å), czyli HF < HCl < HBr < HI - grupa 16: od HS - do HTe -, czyli H 2 S < H 2 Se

3 Moc kwasów beztlenowych w okresie układu okresowego pierwiastków chemicznych Moc kwasów beztlenowych w okresach wzrasta wraz ze wzrostem elektroujemności atomu połączonego z atomem wodoru, ponieważ promienie anionów są prawie identyczne: r F - ≈ r OH - ≈ r Cl - ≈ r HS - stąd: H 2 O < HF; H 2 S < HCl; H 2 Se < HBr; H 2 Te < HI KwasStała dysocjacji (K d ) KwasStała dysocjacji (K d ) HF6,3·10 -4 H2SH2S9,1·10 -8 HCl1·10 7 H 2 Se2·10 -4 HBr3·10 9 H 2 Te2,5·10 -3 HI1·10 10

4 Moc kwasów tlenowych Cząsteczkę kwasu tlenowego opisuje ogólny wzór H n RO (m+n) – [H 2 SO 4 ], gdzie R – atom centralny połączony bezpośrednio a atomem tlenu ( S), n to liczba at. H połączonych z at. O (n = 2), m + n to liczba at. O (n+m = 4) Cząsteczkę kwasu tlenowego może również opisywać wzorem RO m (OH) n, dla kwasu siarkowego(VI) H 2 SO 4  SO 2 (OH) 2 ; kwasu fosforowego(V) H 3 PO 3  HPO(OH) 2 – jest kwasem dwuprotonowym, jeden z atomów H jest połączony bezpośrednio z atomem centralnym (at. P); kwasu ortofosforowego H 3 PO 4  PO(OH) 3

5 Moc kwasów tlenowych a wskaźnik m Kwas tlenowy RO m (OH) n jest tym mocniejszy, im więcej w cząsteczce kwasu jest atomów tlenu niezwiązanych z wodorem (wraz ze wzrostem m, moc kwasu wzrasta). m = O, kwasy słabe K I d ≤ 1O -7 m = 1, kwasy umiarkowanie słabe K I d ≈ 10 -2 m = 2, kwasy umiarkowanie mocne K I d ≈ 10 3 m = 3, kwasy mocne K I d ≈ 10 8 H 3 BO 3 kwas borowy(III), K I d = 5,8· 1O -10 HClO 2 kwas chlorowy(III) K I d = 10 -2 HClO 3 kwas chlorowy(V) K I d = 10 -2 HClO 4 kwas chlorowy(VII) HClO kwas chlorowy(I) K I d = 3,2· 1O -8 H 2 SO 3 kwas siarkowy(IV) K I d = 1,2·10 -2 H 2 SO 4 kwas siarkowy(VI) HMnO 4 kwas manganowy(VII) H 3 AsO 4 kwas arsenowy(V) K I d = 0,5 10 -2

6 Moc kwasów tlenowych w grupie Właściwości kwasowe cząsteczek wynikają ze zdolności do odszczepienia protonów z grup hydroksylowych, zdolność ta wiąże się z elektroujemnością atomu centralnego. Im większa jest elektroujemność atomu centralnego i im mniejszy jest jego promień tym silniej jest przyciągana para elektronowa wiążąca R – O przez atom centralny, to z kolei powoduje przesunięcie pary elektronowej wiążącej O – H do atomu tlenu, przez co wiązanie to jest osłabione, co ułatwia odszczepienie protonu i zwiększa moc kwasu, np.: gr. 14: H 3 AsO 4 < H 3 PO 4 ; gr. 15: H 2 SeO 3 < H 2 SO 3

7 Cząsteczki o właściwościach zasadowych W przypadku niskiej elektroujemności atomu centralnego przesunięcie obu wiążących par elektronowych następuje w kierunku przeciwnym, od atomu centralnego do atomu tlenu oraz od atomu centralnego do atomu wodoru, w efekcie wiązanie O – H staje się mocniejsze a wiązanie R – O ulega osłabieniu. W efekcie następuje odszczepienie jonu OH - a nie protonu wodorowego, cząsteczka wykazuje właściwości zasadowe, np. 3,0 Cl 3,5 OH – kwas chlorowy(I), 0,9 Na 3,5 OH – zasada

8 Cząsteczki o właściwościach amfoterycznych W przypadku elektroujemności pośrednich w granicach 1,6 – 1,8 (w zależności od średnicy atomu centralnego) pary elektronowe tworzące wiązanie R – O oraz O – H są rozmieszczone tak, że może nastąpić odszczepienie anionu OH -, jak i kationu H +. W reakcjach z mocnymi zasadami wykazują słabe właściwości kwasowe, natomiast w reakcji z kwasami wykazują słabe właściwości zasadowe.