Функция кислотности - Acidity function

Кислоты и основания
Кислота Кислотно-основная реакция Кислотно-щелочной гомеостаз Кислотная сила Функция кислотности Амфотеризм База Буферные растворы Константа диссоциации Равновесная химия Добыча Функция кислотности Гаммета pH Сродство к протону Самоионизация воды Титрование Кислотный катализ Льюиса Разочарованная пара Льюиса Хиральная кислота Льюиса
Кислотные типы
Бронстед – Лоури Льюис Акцептор Минеральная Органический Окись Сильный Суперкислоты Слабый Твердый
Базовые типы
Бронстед – Лоури Льюис Донор Органический Окись Сильный Супербазы Ненуклеофильный Слабый
v т е

Функции кислотности является мерой кислотности среды или системы растворителей, как правило , выражается через его способность пожертвовать протоны (или принимать протоны с) в растворенное вещество ( Бренстеда кислотности ). Шкала pH является наиболее часто используемой функцией кислотности и идеально подходит для разбавленных водных растворов . Другие функции кислотности были предложены для различных сред, в первую очередь функция кислотности Гаммета , H ₀ , для сверхкислых сред и ее модифицированная версия H _- для сверхосновных сред. Термин «функция кислотности» также используется для измерений, проводимых в основных системах, а термин « функция щелочности» встречается редко.

Функции кислотности типа Гаммета определены в терминах буферной среды, содержащей слабое основание B и его сопряженную кислоту BH ⁺ :

${\ displaystyle H_ {0} = {\ rm {p}} K _ {\ rm {a}} + \ log {{c _ {\ rm {B}}} \ over {c _ {\ rm {BH ^ {+} }}}}}$

где p K _a - константа диссоциации BH ⁺ . Первоначально они были измерены с использованием нитроанилинов в качестве слабых оснований или кислотно-основных индикаторов и путем измерения концентраций протонированных и непротонированных форм с помощью УФ-видимой спектроскопии . Также можно использовать другие спектроскопические методы, такие как ЯМР . Аналогично определяется функция H _- для сильных базисов:

${\ displaystyle H _ {-} = {\ rm {p}} K _ {\ rm {a}} + \ log {{c _ {\ rm {B ^ {-}}}} \ over {c _ {\ rm {BH }}}}}$

Здесь BH - слабая кислота, используемая в качестве кислотно-основного индикатора, а B ^- ее сопряженное основание.

Сравнение функций кислотности с кислотностью водной среды

В разбавленном водном растворе преобладающим видом кислоты является ион гидратированного водорода H ₃ O ⁺ (или, точнее, [H (OH ₂ ) _n ] ⁺ ). В этом случае H ₀ и H _- эквивалентны значениям pH, определяемым уравнением буферного раствора или уравнением Хендерсона-Хассельбаха .
Однако значение H _0, равное -21 (25% раствор SbF ₅ в HSO ₃ F ), не подразумевает концентрацию ионов водорода 10 ²¹  моль / дм ³ : такой «раствор» будет иметь плотность более сотни. раз больше, чем нейтронная звезда . Скорее, H ₀  = -21 означает, что реакционная способность ( протонирующая способность) сольватированных ионов водорода в 10 ²¹ раз больше, чем реакционная способность гидратированных ионов водорода в водном растворе с pH 0. Фактические реакционноспособные частицы в этих двух вариантах различаются. случаев, но оба могут рассматриваться как источники H ⁺ , то есть кислоты Бренстеда .
Ион водорода H ⁺ никогда не существует сам по себе в конденсированной фазе, так как он всегда в определенной степени сольватирован . Высокое отрицательное значение H ₀ в смесях SbF ₅ / HSO ₃ F указывает на то, что сольватация иона водорода в этой системе растворителей намного слабее, чем в воде. Другой способ выразить то же явление - сказать, что SbF ₅ · FSO ₃ H является гораздо более сильным донором протонов, чем H ₃ O ⁺ .

Рекомендации