Гідроксоній

У хімії, іон гідронію відповідає катіону H₃O⁺(aq), хоча наразі це ім'я не є офіційно прийнятим за стандартами IUPAC. Правильно називати його за правилами заміщення, можна як оксиданій, а за традиційними правилами — оксоній.

Номенклатура

За номенклатурою іонів IUPAC, цей катіон повинен називатися «оксиданій», також допускається традиційна назва «оксоній». Щоб уникнути невизначеності щодо цього катіону може використовуватися назва «гідроксоній», . Попередня пропозиція IUPAC включає назви «оксоній» і «оксиданій» для органічних і неорганічних сполук відповідно.

Кислоти та кислотність

Гідроній — це катіон, який утворюється у воді у присутності катіонів гідрогену H⁺. Ці катіони не існують вільно; вони є дуже реактивними і негайно реагують з навколишніми молекулами води. Загалом будь-яку сполуку, що є джерелом цих катіонів, називають кислотою; однак, так як вода може вести себе як кислота (і також як лужна речовина, це явище називається амфотерністю), гідроній присутній навіть у чистій воді, так само, як і йон OH^–, хоча обидва у дуже низьких концентраціях. Концентрація іонів гідронію в чистій воді становить С_H⁺ = 10^–7 Моль/л. Ці іони утворюються в чистій воді без інших кислих або лужних речовин за реакцією двох молекул води:

2 H₂O → H₃O⁺ + OH^-

Константа реакції цього процесу дорівнює K_w = 10^–14 (відома як іонний добуток води).

Ці іони, як гідроній, так гідроксид йон, які утворюються в результаті цієї реакції, мають дуже короткий час існування та низькі концентрації.

Гідроній є дуже кислою речовиною; при 25 °C його pK_a = –1,7. Він також є найкислішою речовиною, яка може існувати у воді, за умови, що є достатньо розчинника для реакції. Кислотність гідронію є імпліцитним стандартом для вимірювання кислотності інших речовин: сильна кислота повинна бути набагато кращим донором гідроніїв, ніж чиста вода, інакше велика частина кислоти буде перебувати у розчині у стані нейтралізації, як у випадку називаних слабкими кислотами. Порівняно з гідроніями, що виникають від автодисоціації води, гідронії від сильних кислот мають довший час існування та високу концентрацію, що порівнюється з концентрацією кислоти, яка їх утворює.

pH розчину є виміром концентрації протонів; так як протони реагують з водою, щоб утворити іони гідронію, pH може бути розглянуте як концентрацію останнього.

Гідратація

Шаблон:APПоки що не повністю з'ясовано, як молекули води відбувається гідратація води на іони Н⁺, оскільки існує безліч видів гідратації. Дослідження гідратації за температури заморожування води вказують на те, що середні гідратації при низькій температурі води становлять H₃O⁺(H₂O)₆: така структура зумовлена середнім відношенням гідратації іонів води, що складає 1:6.

Деякі структури гідратації можуть бути досить великими: «магічний» іон H₃O⁺(H₂O)₂₀ (названий «магічним» через його вищу стабільність порівняно з іншими структурами з порівнянною кількістю молекул води) має форму додекаедра. Через високу реактивність протона це не заважає йому бути зв'язаним із іншими сполуками в цій структурі.

Ще дві добре відомі та вивчені структури гідратації - це катіони Зундела і Айгена. У структурі Айгена протон розташований в комплексі H₉O₄⁺, де він міцно зв'язаний з трьома сусідніми молекулами води за допомогою водневих зв'язків.

Зундел пропонує структуру H₅O₂⁺, де протон також міцно зв'язаний з двома молекулами води. Недавні дослідження показують, що ці структури є ідеальними моделями, і в реальності існують гібридні солватати з характеристиками кількох з них.

Тверді солі гідронію

Для багатьох сильних кислот можливо кристалізувати їх солі гідронію, які є досить стійкими. Ці солі іноді називають кислотними моногідратами. Зазвичай кислота з константою іонізації 10⁹ і вище може утворити такі солі, у той час як кислоти з меншою константою не можуть цього зробити. Наприклад, соляна кислота має K_a = 10⁷, і її розчини будуть завжди рідкими при кімнатній температурі незалежно від вмісту води. Однак перхлоратна кислота має K_a = 10¹⁰, і якщо ми змішаємо ангідритну перхлорну кислоту з водою у молярному співвідношенні 1:1 то утворяться її тверді солі гідронію.

Література

• Завітсас, А.А. (2001) Властивості водних розчинів електролітів та нелектролітів. Фіз. хім. бар. 105 7805-7815.
• Хульте, Г.; Стенхаген, Г.; Веннерстрьом, О. та ін. (1997) Водні кластери, вивчені мас-спектрометрією з використанням електроспрею. Ж. хроматогр. А 512 155-165.
• Зундель, Г. та Метцгер, Г. (1968) Енергетичні зони тунельних перебігів процесу перебування надлишкового протона у рідких кислотах. Дослідження структури H₅O₂⁺ за допомогою ІЧ-спектроскопії. Ж. фіз. хім. 58 225-245.
• Вікке, Е.; Айген, М.; Акерман, Т. та ін. (1954) Про стан перотону (іону гідронію) у водному розчині. Ж. фіз. хім. 1 340-364.
• Маркс, Д.; Такерман, М.Е.; Гуттер, Й. та Паррінелло, М. (1999) Природа згідратованого надлишкового протона в воді. Нейчур 397 601-604.
• Сауль, Товар Хуарес; група сієн