قدرت اسیدی و ساختار مولکولی

به منظور بررسی رابطه بین ساختار مولکولی و قدرت اسیدی ، اسیدها را به دو نوع تقسیم می‌کنیم: هیدریدهای کووالانسی و اکسی ‌اسیدها.

هیدریدها

برخی از ترکیبات کووالانسی دوتایی هیدروژن‌دار (مانند HCl , H₂) اسیدی هستند. دو عامل بر قدرت اسیدی هیدریدیک عنصر موثر است: الکترونگاتیوی عنصر و اندازه اتمی عنصر. قدرت اسیدی هیدریدهای عناصر یک تناوب ، از چپ به راست و همسو با الکترونگاتیوی عناصر ، افزایش می‌یابد. یک عنصر الکترونگاتیو ، الکترونهای بیشتری از هیدروژن می‌گیرد و خروج آن به صورت یک پروتون را سرعت می‌بخشد.

قدرت اسیدی هیدریدهای عناصر یک گروه، با افزایش اندازه اتم مرکزی افزایش می‌یابد. در تناوب دوم: NH₃>H₂O>HF در گروه VI به اینصورت است:

H₂Te > H₂Se > H₂S > H₂O

به عبارت دیگر:

ترکیبی با فرمول HXO را در نظر بگیرید. هر گاه عنصر X  بسیار الکترونگاتیو باشد، جاذبه زیادی بر الکترونهایی که با اکسیژن به اشتراک گذاشته است، دارد. چنانچه این الکترونها به سوی اتم X  کشیده شوند، اتم اکسیژن به نوبه خود الکترونهای مشترک با هیدروژن را به شدت به سوی خود می کشد. در این شرایط یون هیدروژن و به عبارتی پروتون به آسانی آزاد می شود. در این مورد HXO نقش اسید را ایفا می کند. برای مثال، هیپو کلرو اسید HOCl را در نظر بگیرید. ترکیب دو عنصر کلر و اکسیژن که هر دو الکترونگاتیوی بالایی دارند، نسبت به اکسیژن تنها، جاذبه بیشتری نسبت به الکترونهای به اشتراک گذاشته شده با هیدروژن ایجاد می کنند. در این شرایط هیدروژن به آسانی الکترون از دست می دهد.

                                                                                                             H → O – Cl

اگر عنصر X  الکترونگاتیوی نسبتاً پایینی داشته باشد، اکسیژن در صدد خواهد بود که جفت الکترون مشترک را از X  به سوی خود بکشد. در این شرایط هیدروژن متصل به اکسیژن باقی خواهد ماند. چون در این حالت، تشکیل یون هیدروکسید OH^-، محتمل است، در نتیجه  HOX  نقش باز را ایفا می کند. برای مثال، در لیتیم هیدروکسید، اکسیژن به علت برخورداری از الکترونگاتیوی بالا، الکترون بیرونی لیتیم را که الکترونگاتیوی نسبتاً پایینی دارد، می گیرد. بنابر این، اکسیژن نیروی جاذبه کمتری نسبت به الکترونهای مشترک خود با هیدروژن اعمال می کند. در نتیجه یونهای لیتیم و هیدروکسید در آب تفکیک می شوند و یک باز به وجود می آورند.

Li → O – H

می دانیم که نافلزها الکترونگاتیوی بالا و فلزها الکترونگاتیوی پایینی دارند. بنابر این می توان گفت که نافلزها تمایل به تشکیل اسید و فلزها تمایل به تشکیل باز دارند.

برخی مواد می توانند هم در نقش یک اسید و هم در نقش یک باز واکنش دهند. هر گاه یکی از این مواد در نقش یک پروتون دهنده باشند، در آن صورت به عنوان باز واکنش خواهند داد. و در حضور یک ماده پذیرای پروتون مانند اسید عمل می کنند. چنین ماده ای را ماده آمفوتری گویند. آب متداول ترین ماده آمفوتری است.

                      HCl        +        H₂O     →     H₃O⁺    +     Cl^-

                                                       باز              دهنده پروتون

                     NH₃        +       H₂O    →     NH₄⁺    +     OH^-

                                                      اسید            پذیرنده پروتون

اکسی ‌اسیدها

در این ترکیبات ، هیدروژن اسیدی به یک اتم O متصل است و تغییر در اندازه این اتم بسیار ناچیز است. بنابراین عامل کلیدی در قدرت اسیدی این اکسی‌اسیدها، به الکترونگاتیوی اتم Z مربوط می‌شود: H-O-Z .

اگر Z یک اتم غیرفلز با الکترونگاتیوی بالا باشد، سهمی در کاهش چگالی الکترونی پیرامون اتم O (علی رغم الکترونگاتیوی شدید اکسیژن) را دارد. این پدیده باعث می‌شود که اتم اکسیژن، با کشیدن چگالی الکترونی پیوند H-O از اتم H ، تفکیک آن را سرعت ببخشد و ترکیب را اسیدی بکند. هیپوکلرواسید ، HOCl ، اسیدی از این نوع است.

هرچه الکترونگاتیوی Z بیشتر باشد، الکترونهای پیوند H-O به میزان بیشتری از اتم H دور می‌شوند و حذف پروتون آسان‌تر است: HOCl > HOBr > HOI . در اکسی ‌اسیدهایی که اتمهای اکسیژن بیشتری به Z متصل باشند، قدرت اسیدی با افزایش n ، زیاد می‌شود.

مهمترین اسیدهای قوی

مولکولهای این اسیدها و در محلولهای آبی رقیق کاملا یونیزه است. اسیدهای قوی متعارف عبارتند از: اسید کلریدریک ، یدیدریک ، نیتریک ، سولفوریک ، پرکلریک است.

مهمترین اسیدهای ضعیف

یونیزاسیون این اسیدها در آب کامل نمی‌باشد و هرگز به 100% نمی‌رسد. مثال متعارف آنها ، اسید استیک ، اسید کربنیک ، اسیدفلوریدریک ، اسید نیترو و تا حدودی اسید فسفریک است

نظریه لوئیس در مورد اسید و باز(برای توضیحات بیشتر لطفا روی نظریه لوئیس کلیک کنید)