Οξύ

Οξέα είναι χημικές ενώσεις με σύνολο κοινών χημικών ιδιοτήτων γνωστών με τον όρο "όξινος χαρακτήρας" ή "όξινη αντίδραση".
Τα οξέα μπορεί να είναι σε στερεή, υγρή ή αέρια μορφή ανάλογα με τη θερμοκρασία. Μπορούν ακόμα να υπάρξουν σε καθαρή κατάσταση αλλά και σε διάλυμα.

Θεωρίες για τα οξέα

Στη Χημεία, τρεις είναι οι επικρατέστερες θεωρίες για τις χημικές ουσίες που λέγονται oξέα. Οι θεωρίες αυτές είναι κατά χρονολογική σειρά :

Θεωρία του Arrhenius (1887)

Η θεωρία για τα οξέα του Arrhenius είναι μέρος της ευρύτερης θεωρίας του με τίτλο "θεωρία ηλεκτρολυτικής διάστασης". Σύμφωνα μ' αυτήν : Οξύ είναι η ομοιοπολική υδρογονούχος ένωση του γενικού τύπου Η_xΑ (όπου Α = αλογόνο ή πολυατομικό ιόν) η οποία όταν διαλύεται στο νερό, ιοντίζεται και αποδίδει κατιόν υδρογόνου (Η⁺). Το κατιόν αυτό δεν υπάρχει ελεύθερο στο διάλυμα αλλά είναι με εφυδατωμένη μορφή ως Η₅Ο₂⁺, Η₇Ο₃⁺, Η₉Ο₄⁺ ή απλούστερα ως Η₃Ο⁺ (οξώνιο ή υδροξώνιο)

Παραδείγματα :

1) HCl → H⁺ + Cl^-, το υδροχλωρικό οξύ (HCl) είναι οξύ.

2) HNO₃ → H⁺ + NO₃^-. Το νιτρικό οξύ (ΗΝΟ₃) είναι οξύ.

3) CH₃COOH ⇄ CH₃COO^- + H⁺. Το αιθανικό οξύ CH₃COOH είναι οξύ.

Σύμφωνα με τον ορισμό του Arrhenius τα οξέα πρέπει να περιέχουν οπωσδήποτε υδρογόνο αλλά κάθε υδρογονούχα ένωση δεν είναι απαραίτητα και οξύ. Ακόμα, ο όξινος χαρακτήρας τους (βλέπε παρακάτω) εκδηλώνεται μόνο σε υδατικό διάλυμα.

Θεωρία των Brønsted και Lowry (1923)

Σύμφωνα με αυτήν :

1^η αντίδραση : CH₃COOH + H₂O ⇄ CH₃COO^- + H₃O⁺

2^η αντίδραση : CH₃COOH + NH₃ ⇄ CH₃COO^- + NH₄⁺

Οξύ είναι μόριο ή ιόν που μπορεί να αποδώσει πρωτόνιο σ' ένα άλλο μόριο ή ιόν που μπορεί να δεχθεί το πρωτόνιο (βάση). Δηλαδή τα οξέα είναι πρωτονιοδότες ( και οι βάσεις πρωτονιοδέκτες) ανεξάρτητα από το αν βρίσκονται σε διάλυμα ή είναι σε στερεή, υγρή ή αέρια μορφή.
Όλα τα οξέα κατά Arrhenius είναι και οξέα κατά Brönsted - Lowry. Το αντίθετο γενικά δεν ισχύει.
Σύμφωνα με τον ορισμό των Brønsted και Lowry τα οξέα θα πρέπει να περιέχουν οπωσδήποτε υδρογόνο το οποίο μπορεί να αποδοθεί ως κατιόν Η⁺. Αυτή η μεταφορά πρωτονίου λέγεται πρωτόλυση και η χημική αντίδραση πρωτολυτική αντίδραση.

Παραδείγματα :

1) Στην αντίδραση : HCl + H₂O → H₃O⁺ + Cl^-, το HCl δρα ως οξύ (πρωτονιοδότης) δίνοντας ένα Η⁺ στο Η₂Ο (που δρα ως βάση δηλ. πρωτονιοδέκτης). Στο μόριο HCl αντιστοιχεί η συζυγής βάση Cl^- (συζυγές ζεύγος HCl - Cl^-) και στο μόριο Η₂Ο αντιστοιχεί το συζυγές οξύ H₃O⁺ (συζυγές ζεύγος H₂O - H₃O⁺).

2) H₂SO₄ + H₂O → HSO₄^- + H₃O⁺. Συζυγή ζεύγη οξέος-βάσης : H₂SO₄-HSO₄^- και H₃O⁺-H₂O.

3) NH₃ + HCl → NH₄⁺ + Cl^-. Συζυγή ζεύγη οξέος-βάσης : NH₄⁺-NH₃ και HCl-Cl^-.

4) Η₂Ο + Η₂Ο ⇄ Η₃Ο⁺ + ΟΗ^-. Συζυγή ζεύγη οξέος-βάσης : Η₂Ο-ΟΗ^- και Η₃Ο⁺-Η₂Ο.

5) HS^- + H₂O ⇄ S^-2 + H₃O⁺. Συζυγή ζεύγη οξέος-βάσης : HS^--S^-2 και H₃O⁺-H₂O

Είναι προφανές ότι, κατά Brønsted-Lowry, μιά ουσία μπορεί να δρα άλλοτε ως οξύ και άλλοτε ως βάση ανάλογα με ποιάν ουσία αντιδρά κάθε φορά.
Έτσι, το Η₂Ο, στο παράδειγμα 4, δρα και ως οξύ αλλά και ως βάση. Τέτοιες ενώσεις με διπλή δράση λέγονται αμφολύτες ή επαμφοτερίζοντα σώματα.

Θεωρία του Lewis (1923)

:NH₃ + H⁺ → NH₄⁺

Σύμφωνα με αυτήν : Οξύ είναι μόριο ή ιόν που συμπεριφέρεται σαν δέκτης ασύζευκτου (δηλ. όχι δεσμευμένου σε χημικό δεσμό) ζεύγους ηλεκτρονίων (ηλεκτρονιοδέκτης). Δηλαδή τα οξέα είναι ηλεκτρονιόφιλα σώματα. Το ζεύγος αυτό θα προέλθει από έναν ηλεκτρονιοδότη (βάση-πυρηνόφιλο σώμα) ασύζευκτου ζεύγους που ενώνεται τελικά με ημιπολικό δεσμό με το οξύ. Το προϊόν της αντίδρασης οξέος-βάσης λέγεται σύμπλοκο παρά άλας.
Στη θεωρία του Lewis, όλα τα κατιόντα είναι οξέα και όλα τα ανιόντα είναι βάσεις.
Παραδείγματα  :

Οξύ (F₃B) και βάση (NH₃) κατά Lewis

1. H⁺ + :NH₃ → NH₄⁺. Ως οξύ δρα το Η⁺ και ως βάση η ΝΗ₃.
2. CaO: + SO₃ → CaΟ:SO₃ ως οξύ δρα το SO₃ και ως βάση το CaO. Η αντίδραση μπορεί να γραφεί και ως : SO₃ + O^2- → SO₄^2-.
3. PtCl₂ + 2 :NH₃ ⇆ (H₃N)₂PtCl₂, η ΝΗ₃ είναι δότης ασύζευκτου ζεύγους ηλεκτρονίων (:) και είναι βάση κατά Lewis ενωμένη ημιπολικά με τον PtCl₂ που είναι το οξύ κατά Lewis.
4. F₃B + :NH₃ → F₃B:NH₃. Το BF₃ είναι οξύ κατά Lewis και η ΝΗ₃ η βάση.
5. PO₄^-3 + H₂O ⇆ HPO₄^-2 + OH^-. Το PO₄^-3 δρα ως βάση και το Η₂Ο είναι το οξύ.

Ο ορισμός αυτός είναι γενικότερος των δύο άλλων αφού δέχεται ως οξέα όχι μόνο τις ενώσεις του τύπου Η_xA αλλά και τα κανονικά οξείδια των αμετάλλων (όπως είναι τα SO₃, N₂O₅ κ.ά.). Ακόμα, ο ορισμός του Lewis αναφέρεται και σε αντιδράσεις που πραγματοποιούνται σε διαλύτες διαφορετικούς από το νερό ή και κατά την απόλυτη απουσία διαλύτη.
Ενδιαφέρον παρουσιάζει και το γεγονός ότι, σε μιά αντίδραση, μιά ουσία θα θεωρείται οξύ κατά Lewis αν αντιδρά με άλλη ουσία που είναι ασθενέστερο οξύ από την πρώτη, οπότε η δεύτερη θεωρείται αυτομάτως βάση. Έτσι, η ισχύς οξέων-βάσεων εξαρτάται από τη βάση σύγκρισης. Στις δύο άλλες θεωρίες, η σχετική σειρά ισχύος των οξέων και βάσεων είναι η ίδια, ανεξάρτητα από τη βάση σύγκρισης.

Ταξινόμηση των οξέων

Στερεοχημικό μοντέλο νιτρικού οξέος

Συντακτικός τύπος θειικού οξέος

Τα οξέα ταξινομούνται σε πολλές κατηγορίες και με διάφορα κριτήρια :

1. Σε ανόργανα (π.χ. νιτρικό οξύ HNO₃) και οργανικά (π.χ. αιθανικό οξύ CH₃COOH) ανάλογα αν μελετώνται από την ανόργανη ή την οργανική χημεία αντίστοιχα.
2. Σε οξυγονούχα, αν περιέχουν οξυγόνο (π.χ. Θειικό οξύ H₂SO₄), και μη οξυγονούχα, αν δεν περιέχουν (π.χ. υδρόθειο Η₂S).
3. Σε ισχυρά, αν ιοντίζονται πλήρως και σε ασθενή, αν ιοντίζονται εν μέρει, δηλαδη υπάρχουν στο διάλυμα και αδιάστατα μόρια και ιόντα. Ισχυρά είναι μόνο τα : υπερχλωρικό (HClO₄), νιτρικό (ΗΝΟ₃), υδροχλωρικό (HCl), υδροβρωμικό (HBr), υδροϊωδικό (ΗΙ), και θειικό (H₂SO₄, στο α' στάδιο ιοντισμού) π.χ. HCl + H₂O → H₃O⁺ + Cl^-. Όλα τα άλλα οξέα είναι ασθενή π.χ.CH₃COOH + H₂O ⇆ CH₃COO^- + H₃O⁺.
4. Ο Pearson (1963) υποδιαιρεί τα οξέα και τις βάσεις κατά Lewis σε σκληρά και ήπια ή μαλακά. Τα σκληρά οξέα προέρχονται από άτομα μικρού ατομικού αριθμού με μικρή επιδεκτικότητα πόλωσης, ενώ τα μαλακά από άτομα μεγάλου ατομικού αριθμού με μεγάλη επιδεκτικότητα πόλωσης και συνήθως περιέχουν d ηλεκτρόνια. Σκληρά οξέα είναι τα H⁺, Na⁺, K⁺, RC⁺O, R⁺, BF3 κ.ά. Μαλακά οξέα είναι τα Cu⁺, Ag⁺, Hg⁺ κ.ά.
5. Σε μονοπρωτικά (ή μονοβασικά), αν αποδίδουν πρωτόνιο σε ένα στάδιο ιοντισμού (π.χ. HCl), και σε πολυπρωτικά (ή πολυβασικά), αν αποδίδουν πρωτόνια σε πολλά στάδια (π.χ. φωσφορικό H₃PO₄).
6. Σε ορθο-οξέα που περιέχουν τόσα άτομα οξυγόνου και υδρογόνου όσος είναι ο αριθμός οξείδωσης του κεντρικού στοιχείου του χημικού τους τύπου π.χ. ορθο-βορικό οξύ ή απλά βορικό οξύ (H₃BO₃), ορθο-πυριτικό οξύ (H₄SiO₄) κ.ά.
7. Σε μετα-οξέα τα οποία προέρχονται από τα ορθο-οξέα με αφαίρεση ενός μορίου νερού π.χ. μετα-πυριτικό οξύ (H₂SiO₃) κ.ά.
8. Σε σύμπλοκα οξέα που προκύπτουν θεωρητικά από τα οξυγονούχα οξέα αν αντικατασταθούν άτομα οξυγόνου από ίσο αριθμό ατόμων άλλου αμετάλλου ή ιόντος π.χ. εξαφθοριοπυριτικό οξύ (H₂SiF₆) κ.ά.
9. ε υπεροξυ-οξέα αν περιέχουν υπεροξειδική γέφυρα (— Ο — Ο —) π.χ. υπεροξυνιτρικό οξύ (HNO₄) κ.ά.
10. Σε θειοξέα που προέρχονται από τα οξοοξέα με αντικατάσταση ατόμων οξυγόνου από θείο π.χ. θειοθειικό οξύ (H₂S₂O₃), διθειοφωσφορικό οξύ (H₃PO₂S₂) κ.ά.
11. Σε πολυοξέα που προκύπτουν από τη συνένωση απλών οξέων με ταυτόχρονη απόσπαση μορίων νερού π.χ. τριπυριτικό οξύ (H₈Si₃O₁₀) κ.ά.

Όξινος χαρακτήρας

Τα οξέα όταν βρεθούν σε υδατικό διάλυμα παρουσιάζουν ένα σύνολο κοινών ιδιοτήτων που λέγεται όξινος χαρακτήρας ή όξινη αντίδραση :

• Έχουν ξινή γεύση.
• Αλλάζουν ομοιόμορφα το χρώμα των δεικτών.
• Αντιδρούν με πολλά μέταλλα σχηματίζοντας άλατα με ταυτόχρονη έκλυση υδρογόνου π.χ. 2HCl + Zn → ZnCl₂ + H₂ ↗. (↗ = αέριο). Δεν αντιδρούν με τα μέταλλα που βρίσκονται μετά το υδρογόνο στην ηλεκτροχημική σειρά των μετάλλων (χαλκός, υδράργυρος, άργυρος, λευκόχρυσος, χρυσός).
• Αντιδρούν με βάσεις σύμφωνα με το γενικό σχήμα : Οξύ + βάση → άλας + νερό. Η αντίδραση αυτή λέγεται εξουδετέρωση και έχει την αμφίδρομη ιοντική μορφή: : Η₃Ο⁺ + ΟΗ^- ⇆ 2Η₂Ο. Με μοριακή μορφή μπορεί να γραφεί : NaOH + HCl → NaCl + H₂O.
• Όταν ηλεκτρολύονται εκλύεται στην κάθοδο αέριο υδρογόνο: :2H⁺ + 2e → H₂ ↗.
• Αντιδρούν με ανθρακικά άλατα οπότε εκλύεται διοξείδιο του άνθρακα : 2HCl + CaCO₃ → CaCl₂ + H₂O + CO₂↗.
• Τα υδατικά τους διαλύματα έχουν 0 ≤ pH < 7 στους 25 °C.

Ένα μέσο με πολύ μεγάλη οξύτητα, γενικά μεγαλύτερη απ' αυτήν του θειικού οξέος περιεκτικότητας 100 % w/w, ονομάζεται "σουπερ-οξύ". Η συνηθέστερη μέθοδος παρασκευής σουπερ-οξέων είναι με διάλυση ενός ισχυρού οξέος κατά Lewis όπως είναι π.χ. το πενταφθοριούχο αντιμόνιο, SbF₅, σε κατάλληλο οξύ κατά Brønsted-Lowry όπως είναι το υδροφθορικό οξύ (HF).

Ονοματολογία ανόργανων οξέων

Όταν τα ανόργανα οξέα είναι ενώσεις του υδρογόνου με τα μη οξυγονούχα ανιόντα F^-, Cl^-, Br^-, I^-, S^2-, CN^-, η ονομασία τους είναι γενικά "υδρο-ανιόν", ενώ όταν είναι ενώσεις του υδρογόνου με αρνητικά πολυατομικά ιόντα (εκτός του ΟΗ^-) ονομάζονται με το γενικό σχήμα "όνομα ανιόντος οξύ" π.χ. HCl υδροχλώριο, Η₂S υδρόθειο, HCN υδροκυάνιο, ΗΝΟ₃ νιτρικό οξύ, Η₂SO₄ θειικό οξύ, H₃PO₄ φωσφορικό οξύ κ.ά.

Ορισμένα γνωστά ανόργανα μη οξυγονούχα οξέα : (όταν είναι υδατικά διαλύματα λέγονται υδρο-xxxx-ικό οξύ με εξαίρεση το υδρόθειο)

υδροχλώριο HCl (υδροχλωρικό οξύ), υδροφθόριο HF (υδροφθορικό οξύ), υδροϊώδιο HI (υδροϊωδικό οξύ), υυδροβρώμιο HBr (υδροβρωμικό οξύ) υδρόθειο H₂S, υδροκυάνιο HCN (υδροκυανικό οξύ).

Ορισμένα γνωστά ανόργανα οξυγονούχα οξέα είναι:

φωσφορικό οξύ H₃PO₄, θειικό οξύ H₂SO₄, θειώδες οξύ H₂SO₃. νιτρικό οξύ HNO₃, νιτρώδες οξύ HNO₂.

Τα ορθο-, πυρο- και μετα-οξέα ονομάζονται με τα αντίστοιχα προθέματα μπροστά από το όνομα του κανονικού οξέος π.χ. H₄SnO₄ ορθοκασσιτερικό οξύ, H₂S₂O₇ πυροθειικό οξύ, HPO₃ μετα-φωσφορικό κ.ά.

Ονοματολογία οργανικών οξέων

Συντακτικός τύπος της ασπιρίνης

Οι οργανικές ενώσεις με όξινο χαρακτήρα ανήκουν στις τάξεις των καρβοξυλικών οξέων, των φαινολών, των αλκοολών και των αλκινίων με τριπλό δεσμό C-C σε θέση-1. Αρκετά οργανικά οξέα έχουν εμπειρικά ονόματα π.χ. γαλακτικό, μυρμηκικό, οξικό, οξαλικό, κ.ά.). Η συστηματική όμως ονοματολογία τους ακολουθεί τους κανόνες της I.U.P.A.C.. Ορισμένα γνωστά οργανικά οξέα : μεθανικό ή μυρμηκικό οξύ HCOOH, αιθανικό ή οξικό οξύ CH₃COOH, οξαλικό οξύ C₂H₂O₄, ασκορβικό οξύ ή βιταμίνη C C₆H₈O₆), ακετυλοσαλικυλικό οξύ (ασπιρίνη) κ.ά.

Γενικές μέθοδοι παρασκευής ανόργανων οξέων

Τα οξέα του τύπου ΗΧ που λέγονται και υδραλογόνα παρασκευάζονται :

α) Με απευθείας σύνθεση από τα στοιχεία τους κατά το σχήμα "υδρογόνο + αλογόνο → υδραλογόνο" π.χ. H₂ + Cl₂ → 2HCl. Έτσι παρασκευάζεται και το H₂S : H₂ + S → H₂S.

β) Με απλή αντικατάσταση του αμετάλλου κατά τη σειρά F₂→Cl₂→Br₂→I₂→S. Κάθε αμέταλλο αντικαθιστά τα επόμενά του στις ενώσεις του κατά το σχήμα "Αμέταλλο + ένωση → υδραλογόνο + αμέταλλο" π.χ. F₂ + 2HI → 2HF + I₂, Cl₂ + H₂S → 2HCl + S.

γ) Από αλογονίδια με επίδραση νερού κατά το σχήμα "αλογονίδιο + νερό → οξυγονούχο οξύ + υδραλογόνο" π.χ. PCl₅ + 4H₂O → H₃PO₄ + 5HCl.

Τα οξυγονούχα οξέα μπορούν να παρασκευαστούν :

α) Με αντίδραση του τύπου "ανυδρίτης οξέος + νερό → οξύ" π.χ. P₂O₅ + H₂O → H₃PO₄

β) Με επίδραση πυκνού ΗΝΟ₃ σε αμέταλλο κατά το γενικό σχήμα "αμέταλλο + ΗΝΟ₃ → οξύ + ΝΟ₂ + Η₂Ο" π.χ. P + 5HNO₃ → H₃PO₄ + 5NO₂ + H₂O

Όλα τα οξέα (οξυγονούχα και μη) μπορούν να παρασκευαστούν :

α) Από αντίδραση του τύπου "άλας + οξύ → νέο άλας + νέο οξύ". Η αντίδραση είναι πραγματοποιήσιμη εφόσον το "νέο οξύ" μπορεί να απομονωθεί από τα άλλα προϊόντα της αντίδρασης π.χ. CaF₂ + H₂SO₄ → CaSO₄↘ + 2HF↗

Φυσική κατάσταση - Προέλευση - Χρήσεις διαφόρων ανόργανων οξέων

Χημικός τύπος	Φυσική κατάσταση	Προέλευση	Χρήσεις
HF	Υγρό	Μόνο με μορφή αλάτων (φθορίτης, κρυόλιθος, απατίτης)	Υαλουργία, διΰλιση πετρελαίου, τα άλατά του ως αντισηπτικά
HCl	Αέριο	Ηφαίστεια, γαστρικό υγρό, το άλας του (NaCl) βρίσκεται στο θαλασσινό νερό	Καθαριστικό, βιομηχανία χρωμάτων, παρασκευή Η2, Cl2, H2S, CO2
HBr	Αέριο	Μόνο με μορφή αλάτων	Φωτογραφική, φαρμακευτική
HI	Αέριο	Μόνο με μορφή αλάτων	Στις οργανικές συνθέσεις
H2S	Αέριο	Ηφαίστεια, θερμές πηγές, σήψη οργανικών ενώσεων	Ποιοτική ανάλυση κατιόνων
H2SO4	Υγρό	Με μορφή αλάτων, θερμές πηγές	Το σημαντικότερο ανόργανο οξύ, βιομηχανία λιπασμάτων, διΰλιση πετρελαίου, χρώματα, απορρυπαντικά, αφυδατικό, μπαταρίες αυτοκινήτων
HNO3	Υγρό	Ηλεκτρικές εκκενώσεις ατμόσφαιρας, με μορφή αλάτων	Εκρηκτικές ύλες, χρώματα, βιομηχανία λιπασμάτων
H3PO4	Στερεό	Μόνο με μορφή αλάτων	Λιπάσματα
H3ΒΟ3	Δεν έχει απομονωθεί	Ηφαίστεια, με μορφή αλάτων	Ήπιο αντιηπτικό

Βιβλιογραφία

1. Μανουσάκης Γ.Ε. "Γενική και Ανόργανη Χημεία", Τόμοι 1ος και 2ος, Θεσσαλονίκη 1981.
2. Μανωλκίδης Κ., Μπέζας Κ. "Στοιχεία Ανόργανης Χημείας", Έκδοση 14η, Αθήνα 1984.
3. Μανωλκίδης Κ., Μπέζας Κ. "Χημικές Αντιδράσεις", Αθήνα 1976.
4. Γιαννακουδάκης Δ. Α. "Φυσική Χημεία Ιονικών και Ηλεκτροδιακών Δράσεων", Θεσσαλονίκη 1986.
5. Γιαννακουδάκης Δ. Α. "Φυσική Χημεία Ομογενών και Ετερογενών Συστημάτων", Θεσσαλονίκη 1986.
6. Morrison R. T., Boyd R. N. "Οργανική Χημεία" Τόμοι 1ος,2ος,3ος, Μετάφραση:Σακαρέλλος-Πηλίδης-Γεροθανάσης, Ιωάννινα 1991.
7. Meislich H., Nechamkin H., Sharefkin J. "Οργανική Χημεία", Μετάφραση:Βάρβογλης Α., Αθήνα 1983.
8. Γεωργάτσος Ι. Ε. "Βιοχημεία, Τόμος Α', Δομή μακρομορίων-Ένζυμα-Βιολογικές Οξειδώσεις", Θεσσαλονίκη 1985.
9. Τοσσίδης Ι. "Χημεία Ενώσεων Συναρμογής", Θεσσαλονίκη 1986.
10. Μπόσκου Δ. "Χημεία τροφίμων με Στοιχεία Τεχνολογίας Τροφίμων", Θεσσαλονίκη 1986.

Δείτε επίσης

• Αντίδραση οξέος-βάσης
• Ισορροπία οξέων - βάσεων
• Θερμική διάσπαση οξέος