Happo

Wikipedia
Loikkaa: valikkoon, hakuun

Kemiassa happo (lat. acidum) on aine, joka luovuttaa positiivisia vetyioneja tai yleensä aine, joka vastaanottaa elektroniparin. Arkikielessä hapolla tarkoitetaan Brønsted-Lowry -happoa.[1]

Määritelmät[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Hapon määritelmiä on useita, koska happo-emäsparin määrittelyä on laajennettu sen mukaan kun kemian tietous on lisääntynyt.

Alun perin hapoilla tarkoitettiin aineita, jotka maistuvat happamalta.[2]. Jo varhain niillä todettiin olevan muitakin yhteisiä ominaisuuksia: ne syövyttävät useita metalleja[3] ja muuttavat eräiden väriaineiden, indikaattorien värin, mutta menettävät nämä ominaisuutensa reagoidessaan vesiliuoksissa liukkailta tuntuvien aineiden, emästen kanssa.[2] Vuonna 1663 Boyle määrittelikin hapon aineeksi, joka maistuu happamalta ja muuttaa lakmuksen punaiseksi.[2]

Antoine Laurent Lavoisier väitti 1700-luvulla kaikkien happojen sisältävän yhteisenä ainesosanaan happea, joka sai sen mukaan nimensäkin (oxygenium = hapon muodostaja). Myöhemmin Davy kuitenkin osoitti, että suolahappo ei sisältänyt happea, mutta pian osoittautui, että kaikki hapot sisältävät vetyä.[2]

Arrheniuksen happo[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Arrheniuksen vuonna 1881 esittämä happo-emästeoria perustuu elektrolyyttien dissosiaatioon eli niiden jakautumiseen liuoksissa ioneiksi.[2] Teorian mukaan happo on aine, joka tuottaa vesiliuokseen vetyioneja H+ (käytännössä oksoniumioneja H3O+), ja emäs on aine, joka tuottaa vesiliuokseen OH--ioneja. Niinpä esimerkiksi suolahappo jakautuu vedessä vety- (H+) ja kloridi-ioneiksi (Cl-), rikkihappo taas vety- ja sulfaatti-ioneiksi (SO42-).

Brønsted-Lowryn happo[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Nykyisin yleisesti käytetyn Brønsted-Lowryn teorian mukaan happo on yhdiste, joka pystyy luovuttamaan protonin eli vetyionin H+, ja emäs on vastaavasti yhdiste, joka pystyy vastaanottamaan vetyionin. Brønsted-Lowry -happoon täytyy siten sisältyä vähintään yksi vetyatomi, ja Brønsted-Lowry -emäkseen täytyy sisältyä sellaisen elektronipari, johon protoni voi liittyä.[1] Kyseinen elektronipari voi olla vapaa elektronipari tai π-sidoksen elektronipari.[1] Yleisestä Brønsted-Lowry -haposta käytetään merkintää H-A, emäksestä B: . Vetyä sekä vapaita elektronipareja tai π-sidoksia sisältävät aineet kuten H2O ja CH3OH voivat toimia reaktiosta riippuen happona tai emäksenä.[1]

Pienen kokonsa ja varauksensa vuoksi protoni ei voi kuitenkaan esiintyä liuoksissa vapaana, minkä vuoksi happo voi luovuttaa protonin vain, jos läsnä on aine, joka voi ottaa sen vastaan, siis emäs.[2] Vesiliuoksessa hapon luovuttama protoni sitoutuu vesimolekyylin muodostaen oksoniumionin H3O+. Tällöin vesi toimii siis emäksenä. Oksoniumioni on voimakas happo, ja se tekee liuoksen happamaksi. Brønsted-Lowryn teorian mukaisia happo-emäsreaktioita tapahtuu kuitenkin myös muissa kuin vesiliuoksissa ja silloinkin syntyy ioneja ja näistä edelleen ioniyhdisteitä eli suoloja.

Lewisin happo[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

  • Lewisin teoria määrittelee happo ja emäs -käsitteen Brønsted-Lowryn teoriaa laajemmin. Lewis-happo on yhdiste, joka pystyy vastaanottamaan elektroniparin (eli sillä on vajaasti miehitetty valenssiorbitaali) ja Lewis-emäs on aine, joka voi luovuttaa elektroniparin.
    • Lewisin teorian mukaan em. hapot eivät sinänsä ole happoja vaan Lewis-haponkantajia, varsinainen Lewis-happo on niistä irtoava H+-ioni.
    • Lewis happo-emäspari muodostaa elektroniparilla uuden sidoksen.
    • Lewis-hapot eivät ole aina Brønsted-happoja — termiä Lewis-happo käytetään yleensä vain näistä hapoista. Esimerkiksi piidioksidilla on Lewis-happamuus, jota voidaan hyödyntää katalyysiin, vaikka piidioksidi on veteen liukenematon eikä sisällä tai vapauta vetyioneja.

Dissosiaatio[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Hapot voidaan jakaa dissosoituneen eli hajonneen hapon osuuden mukaan heikoiksi ja vahvoiksi hapoiksi. Vahvat hapot hajoavat (protolysoituvat) lähes kokonaan, heikot vain osittain, ja määritelmä ei riipu liuoksen väkevyydestä. Jos happovakio on suurempi kuin 1 niin kyseessä on vahva happo, muulloin heikko happo. Lisäksi rikkihappoa vahvempia happoja kutsutaan superhapoiksi.

Happovakio Ka kuvaa hapon vahvuutta vesiliuoksessa. Happovakion arvo reaktiossa HA + H2O A- + H3O+ voidaan laskea seuraavalla tavalla:

K_{\text{a}} = \frac{[\text{H}_3\text{O}^+][\text{A}^-]}{[\text{HA}]}.

Vahvimmilla hapoilla happovakio on jopa 1015, kun taas heikoimmilla hapoilla happovakio on 10-60.

Yksiarvoiset hapot reagoivat kerran molekyyliä kohden, esimerkiksi suolahappo HCl hajoaa vain ioneiksi H+ ja Cl. Moniarvoisten happojen vesiliuoksissa tapahtuu useampia eri protolyysireaktioita. Moniarvoisia happoja ovat esimerkiksi rikkihappo H2SO4 ja fosforihappo H3PO4, koska niiden molekyyleissä on useita vetyatomeja, jotka voivat irrota protoneina. Rikkihappo luovuttaa aluksi yhden protonin, jolloin syntyy vetysulfaatti-ioni (HSO4-), joka pystyy edelleen luovuttamaan protonin. Rikkihapon vesiliuoksessa tapahtuu siten kaksi eri protolyysireaktiota. Fosforihapossa on kolme vetyatomia, joten sen vesiliuoksessa tapahtuu kolme eri protolyysireaktiota. Moniarvoisten happojen eri konjugaattiemäksillä on eri emäksisyys; esimerkiksi rikkihapon ensimmäinen konjugaattiemäs vetysulfaatti on hyvin heikko, mutta toisen deprotonoinnin tulos sulfaatti SO42– taas on selvästi emäksinen. Tämä havaitaan esimerkiksi siten, että sulfaattisuolat ovat emäksisiä.

Vesi H2O voi Brønstedin teorian mukaan toimia sekä happona että emäksenä eli se on amfiproottinen (aik. amfoteerinen) aine eli amfolyytti. Myös moniarvoisten happojen ionit voivat toimia amfolyytteinä, esimerkiksi vetysulfaatti-ioni HSO4 pystyy sekä luovuttamaan että vastaanottamaan protonin.

Väkevät hapot syövyttävät orgaanista ainetta sekä metalleja. Happojen vesiliuokset maistuvat happamilta.

Jotkut hapot ovat hapettimia, esim. typpihappo, vaikka hapettimen ei tarvitse olla happo tai toisinpäin. Suolahappo on esimerkki haposta, joka ei ole hapetin. Varsinaisten ionisten pelkistimien kanssa hapot voivat kuitenkin pelkistyä ja muodostaa vetyä (H2), esim. natriumborohydridi reagoi happoliuoksessa vedyksi ja boorihapoksi.

Esimerkkejä hapoista[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Esimerkkejä Arrhenius-hapoista ovat typpihappo, rikkihappo, vetykloridihappo eli suolahappo ja etikkahappo. Nämä yhdisteet ovat happoja sekä Arrheniuksen että Brønsted-Lowryn teorian mukaan. Paljon käytettyjä Lewis-happoja ovat sinkkikloridi ja alumiinikloridi.

Epäorgaanisista hapoista suurin osa kuuluu happihappojen ryhmään. Niissä jokin keskusatomina toimivan alkuaineen atomi on sitoutunut yhteen tai useampaan happiatomiin, joista ainakin osaan on lisäksi kiinnittynyt vetyatomi. On kuitenkin olemassa myös niin sanottuja vetyhappoja, joissa ei ole happea.

Orgaanisia happoja ovat etenkin karboksyylihapot. Ne ovat yleensä heikkoja happoja.

Happojen nimistä[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Monet epäorgaaniset happihapot kuten rikkihappo, typpihappo ja fosforihappo ovat saaneet nimensä alkuaineesta, jota niissä esiintyy vedyn ja hapen lisäksi. Sama alkuaine voi kuitenkin muodostaa vedyn ja hapen kanssa useitakin happoja. Tällöin hapon suomenkielisessä nimessä käytetään happo-sanan sijasta sana hapoke sillä hapolla, jonka molekyylissä on yksi happiatomi vähemmän kuin varsinaisella hapolla ja joka useimmiten on samalla heikompi happo. Niinpä esimerkiksi rikkihappo on H2SO4 ja rikkihapoke H2SO3. Jos happoja, jotka eroavat toisistaan happiatomien lukumäärän perusteella, on enemmänkin, nimen alkuun lisätään eräissä tapauksissa vielä etuliite per- tai hypo-; niinpä on esimerkiksi:

Niiden anionien ja niiden muodostamien suolojen nimissä, jotka saadaan poistamalla haposta vetyionit, vastaa pääte -iitti sitä happoa, jonka nimessä on sana hapoke, ja -aatti sitä happoa, jonka nimessä on sana happo. Niinpä esimerkiksi sulfiitti-ioni on SO32- ja sulfaatti-ioni SO42-. Etuliitteitä hypo- ja per- käytetään myös anionien ja suolojen nimissä, esimerkiksi perkloraatti-ioni on ClO4-.

Katso myös[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Lähteet[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

  1. a b c d J.G. Smith, Organic Chemistry, 2e, McGraw-Hill, 2007, ISBN 978-0-07-304986-1, (englanniksi)
  2. a b c d e f Otavan suuri ensyklopedia, 2. osa (Cid-Harvey), s. 1605. artikkeli Hapot ja emäkset. Otava, 1977. 951-1-04170-3.
  3. Otavan iso Fokus, 3. osa (Ip-Kp), s. 1756. art. Fokus. Otava, 1973. ISBN 951-1-00051-9.

Aiheesta muualla[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]