2020-09-24
981
(протолитическая теория)
Представления о кислотах и основаниях, основанные на теории электролитической диссоциации применимы лишь к водным растворам. Они не объясняют процессов в неводных растворах.
Согласно теории кислот и оснований по Бренстеду – Лоури кислотами являются вещества (молекулы или ионы), отщепляющие при данной реакции протоны. Основаниями - являются вещества (молекулы или ионы), присоединяющие при данной реакции протоны. Общее название кислот и оснований - протолиты.
Любая реакция отщепления протона может быть выражена уравнением:
кислота <=> основание + H+
это сопряженная кислотно-основная пара
Например: H3O+ <=> H2O + H+
H3O+- кислота, H2O – основание;
HCl <=> Cl- + H+
HCl -кислота, Cl- – основание.
Свободные протоны в реакциях не существуют, они переходят от кислоты к основанию. Поэтому в растворах протекают всегда 2 прцесса:
кислота1 <=> основание1 + H+
основание2 + H+<=> кислота2
Равновесие между ними выражается уравнением:
|
|
|
кислота1+ основание2<=> основание1 + кислота2
Эта теория рассматривает реакцию нейтрализации как переход протона от кислоты к основанию.
Например: реакция нейтрализации уксусной кислоты аммиаком:
CH3COOH <=> CH3COO- + H+
NH3 + H+<=> NH4+
CH3COOH + NH3 <=> CH3COO- + NH4+
К-та1 + осн 2 <=> осн 1 + к-та 2
Соединения, которые одновременно являются и кислотами и основаниями, называются амфолитами.
Например: H2O
H2O<=> H+ + OH- H2O - кислота
H2O + H+<=>H3O+ H2O - основание
Суммарная реакция: 2 H2O<=> H3O+ + OH-
Значение протолитической теории:
1. Эта теория является современной и более общей теорией кислот и оснований.
2. Теория вскрыла относительность понятий о кислотах и основаниях, продукты – новые кислоты и основания.
3. Эта теория расширила круг кислот и оснований по сравнению с теорией электролитической диссоциации. Одно и то же вещество в зависимости от того, с чем оно реагирует, может быть или кислотой или основанием.
Ионное произведение воды. Водородный и гидроксильный показатель
Вода – слабый электролит, из 226 молекул диссоциирует одна.
H2O<=> H+ + OH-
Кдис= [ H+ ] [ OH- ] / [H2О] = 1,8 ∙ 10-16 (при 22◦С)
Так как вода диссоциированна слабо, концентрацию воды [H2О] можно считать постоянной: С = m / M ∙ V
[H2O] = 1000г / 18г/моль ∙ 1л = 55,56 моль/л
[ H+ ] [ OH- ] = Кдис∙[H2О] = Kw; Kw – ионное произведение воды
[ H+ ] [ OH- ] = 1,8 ∙ 10-16 ∙ 55,56 = 10-14 (при 22◦С) Kw =10-14
Ионное произведение воды зависит от температуры. При увеличении температуры значение ионного произведения воды возрастает (например, при 100°С оно достигает величины 5,5·10-13).
[H+] = [OH-] = √10-14 = 10-7 моль/л
Т.е. в одном литре чистой воды содержится 10-7 г-ионов Н+ (или 1 ∙ 10-7г) и 10-7 г-ионов ОН- (или 17 ∙ 10-7г)
|
|
|
Понятие среды: в химическом аспекте понятие среды означает концентрацию в ней ионов водорода. Среда бывает кислой, нейтральной и щелочной.
1) [H+] = [OH-] = 10-7 – нейтральная среда
2) [H+] > [OH-] > 10-7 – кислая среда
3) [H+] < [OH-] < 10-7 – щелочная среда
Водородный показатель (рН)
В 1909г. Соренсен для удобства расчетов ввел величину:
pH = – ℓg[H+], отсюда [H+] = 10-pH
РН (водородный показатель) - это отрицательный десятичный логарифм концентрации ионов водорода.
pOH = - ℓg[OH-], отсюда [OH-] = 10-pOH
POH – гидроксильный показатель
pH + pOH = 14
рН = 7 нейтральная среда
рН < 7 кислая среда
рН > 7 щелочная среда
Расчеты рН кислот и оснований
Рассмотрим 4 возможных случая:
1. Сильная кислота – НCl, HNO3, H2SO4, HClO4 и др.
HАn <=> H+ + An- диссоциация идет практически нацело.
[H+] = C кислоты
рН = - ℓg[H+] = - ℓg C кислоты
2. Слабая кислота – H2S, HCN, H2CO3, HNO2, H2SO3 и др.
HАn <=> H+ + An- диссоциация идет слабо, меньше 5%
[H+] ≠ С кислоты
[H+] = √Kдис ∙ C
pH = 1/2 pK а – 1/2 ℓg C кислоты
pK а- силовой показатель кислоты; pK а= -ℓg Kдис к-ты
3. Сильное основание (щелочи) LiOH, NaOH, KOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2
MeOH <=> Me+ + OH- диссоциация идет полностью.
[ОН-] = C основания
p[OH-] = - ℓg[OH-] = -ℓg C основания
рН = 14 – p[OH-] = 14 + ℓg C основания
4. Слабое основание: NH4OH
MeOH <=> Me+ + OH- диссоциация идет не полностью, меньше 5%
[OH-] ≠ С основания
[OH-] = √ Kдис ∙ C
pH = 14 – 1/2 рКв + 1/2 ℓg Cоснования
pKв – силовой показатель основания; pKв= -ℓg Kдис осн
Качественно кислотность среды определяется с помощью индикаторов – веществ, которые меняют свою окраску в зависимости от характера среды. Наиболее распространёнными индикаторами являются: метиловый оранжевый, метиловый красный, фенолфталеин. В таблице даны характеристики основных применяемых индикаторов.
Таблица 1. Кислотно-основные индикаторы
| Название индикатора | Цвет индикатора в различных средах | ||
| в кислой | в нейтральной | в щелочной | |
| Метиловый оранжевый | красный (рН<3,1) | оранжевый (3,1<рН<4,4) | желтый (рН>4,4) |
| Метиловый красный | красный (рН<4,2) | оранжевый (4,2<рН<6,3) | желтый (рН>6,3) |
| Фенолфталеин | бесцветный (рН<8,0) | бледно-малиновый (8,0<рН<9,8) | малиновый (рН>9,8) |
| Лакмус | красный (рН<5,0) | оранжевый (5,0<рН<8,0) | желтый (рН>8,0) |
Более точно измерение pH среды проводят с помощью приборов pH –метров. Для многих агрохимических процессов кислотность среды имеет большое значение. Например, pH почвенного раствора – важнейшая характеристика почвы. Растения нормально произрастают только при определенных значениях pH почвенного раствора.
| Культура | pH для оптимального роста |
| Сахарная свёкла, капуста | 7.0 – 7.5 |
| Картофель | 4.5 – 6.3 |
| огурцы | 7.0 |
| морковь | 6.5 |
Буферные растворы
Способность некоторых растворов сохранять постоянное значение рН при добавлении небольших количеств кислот и щелочей называют буферным действием.
Буферные растворы – это растворы с определенной концентрацией свободных водородных ионов (рН), которые незначительно изменяются при разбавлении, концентрировании а так же при добавлении небольших количеств кислот и щелочей, не превышающих некоторых пределов.
Примеры буферных растворов:
1. Растворы, содержащие слабую кислоту и её соль, образованную сильным основанием.
СН3СООН + СН3СООNa – ацетатный буфер
2. Растворы, содержащие слабое основание и его соль образованную сильной кислотой.
NH4OH + NH4Cl – аммиачный буфер (аммонийный буфер)
3. Растворы, содержащие смесь кислых солей
NaH2PO4 + Na2HPO4 – фосфатный буфер.
NaHCO3 + Na2CO3 – карбонатный буфер.
В расчетах менее замещенная соль играет роль кислоты.
