Амфолиты с точки зрения протолитической теории

Протолитическая теория — кислотные или основные свойства частиц обусловлены их спосоностью отдавать или присоединять протон водорода (1923 г. — Йоханес Брёнстед, Томас Лаури).

Первой теоретической концепцией кислот и оснований была теория Аррениуса, в основе которой лежит электролитическая диссоциация веществ в растворах. Согласно Аррениусу, кислоты — это вещества, образующие при диссоциации в водном растворе ионы Н + , а основания — ионы ОН — . Достоинства теории: простые математические соотношения для расчета рН водных растворов. Недостатки: 1) нельзя представить существование катиона Н + в растворе, как этого требует теория; 2) не учитывается влияние растворителя (несмотря на многочисленные экспериментальные подтверждения участия растворителя в реакциях кислот и оснований); 3) все расчеты оказываются неверными при переходе к неводным растворителям.

Теория Льюиса. По Льюису кислоты — вещества, принимающие пару электронов, основания — вещества, отдающие ее. При этом образуются ковалентные связи. В класс кислот попадают молекулы, образованные атомами с незаполненной восьмиэлектронной оболочкой (BF₃, SO₃), катионы-комплексообразователи (Fe 3+ , Со 2+ и т. п.), галогениды с ненасыщенными связями (TiCl₄ ), молекулы с поляризованными двойными связями (СО₂, SO₂). В класс оснований — молекулы — содержащие свободные электронные пары (NH₃, Н₂О), анионы, органические соединения с двойными и тройными связями, ароматические соединения. Этот подход широко используется в органической химии («кислоты и основания Льюиса»). Однако с точки зрения аналитической химии теория оказалась слишком общей.

Теория Льюиса не имеет количественного критерия оценки силы кислот и оснований, который мог бы служить основой для аналитических расчетов кислотно-основных равновесий (например, для оценки рН).

Развитием теории Льюиса стала концепция жестких и мягких кислот Пирсона, по которой при взаимодействии кислоты-акцептора пары электронов с основанием-донором пары электронов не обязательно получается ковалентная связь, и могут возникать ионная и координационная связи. В круг кислотно-основных реакций включается таким образом комплексообразованне.

По Брёнстеду, кислота — донор протона, а основание — акцептор его. По Льюису, кислота — вещество, которое может использовать неподеленную электронную пару электронов атома другие молекулы для образования устойчивой электронной группировки одного из своих атомов, основание — вещество, обладающее неподеленной парой электронов, которая может быть использована для образования устойчивой электронной группировки др. атома.

Наиболее общей теорией кислот и оснований является теория Усановича, по которой кислотами считают вещества, отдающие катионы или принимающие анионы (или электроны), основаниями — вещества, отдающие анионы (или электроды) и принимающие катионы. Как видно, кислоты и основания Усановича включают кислоты и основания Льюиса, окислители и восстановители.

Раствор амфолита.Это растворы так называемых «кислых солей» (NaHCO₃, NaH₂PO₄ и т. п.), солей катионокислот (NH₄COOH, ZnOH (Н₂O)₃, аминокислот (молекулы их содержат кислотную иосновную группы, например, аминоуксусная кислота NH₂CH₂COOH ). В таких растворах сосуществуют частицы ипринимающие, и отдающие протоны. Обозначив амфолит НА — (хотя амфолиты могут быть как заряженными, так и незаряженными), напишем равновесия в растворе

14. Кислотно-основное равновесие. Типы протолитических реакций.

Согласно ионной теории кислоты – соединения, которые при электролитической диссоциации в водном растворе образуют ионы водорода Н+:

НАn Н + + Аn −

Основания – соединения, которые при электролитической диссоциации в водном растворе образуют ионы гидроксила ОН − :

KtОН Kt + + ОН −

Рассматривая кислотно-основные равновесия в водных растворах в дальнейшем, будем считать их приближающимися к идеальным растворам, т.е. активностью ионов пренебрегаем (а → С).

Тогда в соответствии с законом действующих масс:

Типы протолитической реакции:

1) Реакция нейтрализации. Кислота и щелочь в растворе обмениваются ионами и нейтрализуют друг друга.

NaOH + HCl → NaCl + H₂O

2) Реакция гидролиза.

15. Кислотные и основные свойства растворителей. Влияние природы растворителя на силу кислот и оснований. Константа кислотности и основности. Нивелирующее и дифференцирующее действие растворителей.

С точки зрения кислотно-основных свойств растворители можно разделить на три группы:

1. Апротонные растворители, не обладающие ни кислотными, ни основными свойствами — например, углеводороды и их галогенопроизводные: бензол, гексан, хлороформ.

2. Протофильные растворители, обладающие только основными свойствами: кетоны (ацетон), простые эфиры (диоксан, диэтиловый эфир), третичные амины (пиридин).

3. Амфипротные растворители, обладающие как кислотными, так и основными свойствами: вода, спирты, карбоновые кислоты, первичные и вторичные амины.

Диссоциация слабых кислот. CH3COOH ↔ CH3COO-+ H+

Ka — константа равновесия, называемая константой кислотности

Диссоциация слабых оснований. NH4OH ↔ NH4++ OH-

Kb-константа равновесия, называемая константой основности

Чем больше Ка и Kb, тем сильнее диссоциируют кислоты и основания в водных растворах.

Важная роль растворителя в кислотно-основных реакциях ярко проявляется в нивелирующем и дифференцирующем эффектах.

В области высоких (К_а > 1) и очень низких (К_а 14 ) значений констант кислотности величина рН практически не зависит от рК_а(константа ионизации). Аналогичные явления наблюдаются и для водных растворов оснований, а также для растворов кислот и оснований в любом другом амфипротном растворителе. Подобная независимость кислотно-основных свойств от констант кислотности (основности) называется нивелирующий эффектом растворителя.

При переходе от более к менее основному растворителю происходит обратное явление: сильные кислоты могут стать слабыми. Например, в воде НС1 и НСlO₄ — сильные кислоты. В ледяной уксусной кислоте они становятся слабыми и, следовательно, различающимися по своим кислотно-основным свойствам. Этот эффект называется дифференцирующим эффектом растворителя. Дифференцирующий эффект проявляется и для оснований — при переходе от более к менее кислотному растворителю (например, от воды — к пиридину).

Как видно, в кислотно-основных равновесиях растворитель играет не меньшую роль, чем природа кислот и оснований. С точки зрения равновесия из многочисленных свойств растворителей имеет значение донорно-акцепторное сродство к протону и диэлектрическая проницаемость.

Механическое удерживание земляных масс: Механическое удерживание земляных масс на склоне обеспечивают контрфорсными сооружениями различных конструкций.

Поперечные профили набережных и береговой полосы: На городских территориях берегоукрепление проектируют с учетом технических и экономических требований, но особое значение придают эстетическим.

Папиллярные узоры пальцев рук — маркер спортивных способностей: дерматоглифические признаки формируются на 3-5 месяце беременности, не изменяются в течение жизни.

Общие условия выбора системы дренажа: Система дренажа выбирается в зависимости от характера защищаемого.

Причина диссоциации электролитов — их взаимодействие с водой. Вода образует при диссоциации катион водорода и анион гидроксила. Катион водорода — протон — имеет малый радиус

(»10 -15 м) и в воде гидратирован — его обычное координационное число равно четырем. Формула гидрата протона — Н₉О₄ + , но для простоты ее записывают как Н₃О + . В растворах протоны переходят от одних соединений к другим.

HNO₂ + H₂O H₃O + + NO₂ —

кислота 1 основание 2 кислота 2 основание 1

Протолиз — процесс передачи протона.

Протолиты— кислоты и основания, отдающие и принимающие протоны.

Протолитическое равновесие — кислотно-основное равновесие — ионно-молекулярное равновесие, устанавливающееся после передачи протона. К протолитическим процессам относятся процессы диссоциации, ионные реакции в растворах, реакции гидролиза.

Кислота — молекула или ион, способная отдавать протон. Каждой кислоте соответствует сопряженное с нею основание. Сила кислот характеризуется константой кислоты К_к.

H₂CO₃ + H₂O H₃O + + HCO₃ — K_к = 4´10 -7 .

NH₄ + + 2H₂O NH₃´H₂O + H₃O + K_к = 6´10 -10 .

[Al(H₂O)₆] 3+ + H₂O[Al(H₂O)₅OH] 2+ + H₃O + K_к = 9´10 -6 .

Основание— молекула или ион, способная принимать протон. Каждому основанию соответствует сопряженная с ним кислота. Сила оснований характеризуется константой основания К_о.

NH₃´H₂O (H₂O)NH₄ + + OH — К_о = 1,8´10 -5 .

C₅H₅N + H₂OC₅H₅NH + + OH — К_о = 1,8´10 -5 .

Амфолиты — протолиты, способные к отдаче и к присоединению протона.

HCO₃ — + H₂O H₃O + + CO₃ 2- HCO₃ — — кислота

HCO₃ — + H₂O H₂CO₃ + OH — HCO₃ — — основание

Для воды имеем: H₂O+ H₂OH₃O + + OH —

Константы K_к и К_о для сопряженных кислот и оснований связаны между собой.

HA + H₂O H₃O + + A — K_к =

A — + H₂O HA + OH — К_о =

Отсюда K_к´К_о = ´= [H₃O + ]´[OH — ] = К(Н₂О)

Не нашли то, что искали? Воспользуйтесь поиском:

Лучшие изречения: При сдаче лабораторной работы, студент делает вид, что все знает; преподаватель делает вид, что верит ему. 8446 — | 6702 — или читать все.

193.124.117.139 © studopedia.ru Не является автором материалов, которые размещены. Но предоставляет возможность бесплатного использования. Есть нарушение авторского права? Напишите нам | Обратная связь.

Отключите adBlock!
и обновите страницу (F5)
очень нужно

25 Основные положения теории кислот и оснований Бренстеда- Лоури: молекулярные и ионные кислоты и основания, сопряженная протолитическая пара. Амфолиты.

Сила кислоты определяется ее способностью отдавать протон, т.е сильная кислота — активный донор протона. Сила основания определяется его способностью принимать протон, т.е сильное основание — активный акцептор протона.

Для удобства оценки характера водной среды используют водородный показатель pH. Это количественная характеристика кислотности среды, равная отрицательному десятичному логарифму концентрации свободных ионов водорода. pH=-lg[H+] Иногда используют гидроксильный показатель pOH. В нейтральной среде водородный показатель =7, в кислой он меньше 7 а в щелочной – больше. Для определения кислотности среды используют индикаторный или ионометрический метод.

Некоторые вещества в одних реакциях способны вступать в роли донора протона, а в других — в роли акцептора протона. Такие вещества называют амфолитами.

Типичным амфолитом является вода:

Вода взаимодействует и с кислотами, выступая в роли основания, и с основаниями, выступая в роли кислот:

Амфолитами являются также гидроксиды некоторых металлов и гидроанионы некоторых многоосновных кислот:

Амфолитами также являются соединения, молекулы которых две различные кислотно-основные группы:

26. Ионное произведение воды. Водородный показатель среды растворов. Математическое выражение рН, его значение в кислой, щелочной, нейтральной средах. Биологическая роль водородного показателя.

В водных растворах кислот и оснований рН среды зависит от природы и концентрации растворенного вещества.

ИОННОЕ ПРОИЗВЕДЕНИЕ ВОДЫ. Вода является очень слабым электролитом. Ее диссоциация выглядит так: Константа последнего равновесия равна:

Отсюда:

Постоянство ионного произведения воды означает, что в любом водном растворе-нейтральном, кисломилищелочном-имеются и водородные ионы, и гидроксид-ионы.

27.Основные положения теории кислот и оснований Льюиса. Понятие о жестких и мягких кислотах и основаниях (теория жмко).

Кислота Льюиса – любое хим.соединение , молекула ,ион , являющийся акцептором электронной пары и таким образом способное принимать пару электронов соединения донора (основания Льюиса ) на незаполненную орбиталь с образованием соединения аддукта .

Основание Льюиса – основанием считается любая частица (атом , молекула или анион ) способная отдавать электронную пару для образования ковалентной связи . Т.е по Льюису кислота является акцептором пары электронов , а основание -донором .

В теории Льюиса (1923 г.) на основе электронных представлений было ещё более расширено понятие кислоты и основания.

Кислота Льюиса— молекула или ион, имеющие вакантные электронные орбитали, вследствие чего они способны приниматьэлектронные пары. Это, например, ионы водорода — протоны, ионы металлов (Ag + , Fe 3+ ), оксиды некоторых неметаллов (например, SO₃, SiO₂), ряд солей (AlCl₃), а также такие вещества как BF₃, Al₂O₃. Кислоты Льюиса, не содержащие ионов водорода, называются апротонными. Протонные кислоты рассматриваются как частный случай класса кислот.

Основание Льюиса — это молекула или ион, способные быть донором электронных пар: все анионы, аммиак и амины, вода,спирты, галогены.

Примеры химических реакций между кислотами и основаниями Льюиса:

Согласно Пирсону, жёсткие кислоты — это акцепторы электронной пары, обладающие малым размером, большим положительным зарядом, большой электроотрицательностью и низкой поляризуемостью. Молекулярная орбиталь, на которую переходит электронная пара, у жёстких кислот имеет низкую энергию. Соответственно, жёсткие основания — это доноры с аналогичными свойствами (с большим отрицательным зарядом, большой электроотрицательностью и низкой поляризуемостью). Их орбиталь, с которой отдаётся электронная пара, также имеет низкую энергию.

Мягкие кислоты — это кислоты Льюиса с малым положительным зарядом, большим размером, низкой электроотрицательностью и высокой поляризуемостью. Мягкие основания — это основания Льюиса с теми же свойствами. Как у мягких кислот, так и у мягких оснований энергия орбиталей, участвующих в реакции высока. Поскольку такие свойства как заряд, электроотрицательность и поляризуемость изменяются плавно, существует ряд кислот и оснований Льюиса, которые занимают промежуточное положение между жёсткими и мягкими.

Жёсткость кислоты или основания означает его склонность образовывать связи преимущественно ионного характера, а мягкость кислоты или основания — склонность к образованию связей ковалентного характера.

28. Ионизация слабых кислот и оснований. Константа кислотности и основности. Связь между константой кислотности и константой основности в сопряженной протолитической паре. Амфолиты. Изоэлектрическая точка.

Амфолиты с точки зрения протолитической теории

Теории кислот и оснований — совокупность фундаментальных физико химических представлений, описывающих природу и свойства кислот и оснований. Все они вводят определения кислот и оснований двух классов веществ, реагирующих между собой. Задача теории предсказание продуктов… … Википедия

Амфотерность — (от др. греч. (ἀμφότεροι «двойственный», «обоюдный») способность некоторых соединений проявлять в зависимости от условий как кислотные, так и основные свойства. Понятие амфотерность как характеристика двойственного поведения вещества… … Википедия

ПРОТОЛИТИЧЕСКАЯ ТЕОРИЯ КИСЛОТ И ОСНОВАНИЙ

Понятия «кислота» и «основание» применяют по отношению к двум группам соединений, обладающих совокупностью диа­метрально противоположных свойств. В 1923 г. И. Бренстед и Т. Лоури предложили общую протолитическую теорию кислот и оснований. Согласно этой теории понятиям кислота и основа­ние отвечают следующие определения.

Кислота — молекула или ион, способные отдавать катион водорода (протон). Кислота — донор протонов.

Основание — молекула или ион, способные присоединять катион водорода (протон). Основание — акцептор про­тонов.

Кислота, отдавая протон, превращается в частицу, стремя­щуюся его принять, которая называется сопряженным основа­нием:

Основание, присоединяя протон, превращается в частицу, стремящуюся его отдать, которая называется сопряженной ки­слотой:

Совокупность кислоты и ее сопряженного основания или ос­нования и его сопряженной кислоты называются сопряженны­ми кислотно-основными парами.

Сила кислоты определяется ее способностью отдавать про­тон, т. е. сильная кислота — активный донор протона. Сила ки­слот в водных растворах уменьшается в ряду:

Сила основания определяется его способностью присоеди­нять протон, т. е. сильное основание — активный акцептор про­тона. Сила оснований в водных растворах, т. е. их сродство к протону, уменьшается в ряду:

Сильные кислоты, легко отдавая протон, превращаются в сопряженные основания, которые плохо присоединяют протон. Поэтому диссоциация этих кислот протекает практически необ­ратимо:

Слабые кислоты, трудно отдавая протон, превращаются в со­пряженные основания, которые активно принимают протон, что делает диссоциацию слабых кислот обратимым процессом, при­чем равновесие смещено в сторону недиссоциированной формы:

Аналогичным образом ведут себя сильные и слабые основания, превращаясь в результате реакции в соответствующие сопряжен­ные кислоты, т. е. и в этих случаях также имеются сопряженные кислотно-основные пары:

Некоторые вещества способны выступать в одних реакциях в роли донора протона, отдавая его соединениям, у которых сродство к протону выше, а в других — в роли акцептора прото­на, отнимая его у соединений с меньшим сродством к протону. Такие вещества называются амфолитами.

Амфолиты — молекулы или ионы, способные как отда­вать, так и присоединять протон, а следовательно, вступать в реакции, характерные как для кислот, так и для оснований. Амфолит проявляет свойства кислоты или основания в за­висимости от того, с какими веществами он взаимодействует. Типичным амфолитом является вода, так как в результате ее электролитической диссоциации образуются одновременно силь­ная кислота и сильное основание:

Кроме того, вода взаимодействует и с кислотами, выступая основанием, и с основаниями, проявляя свойства кислоты:

Амфолитами являются гидроксиды некоторых металлов (Zn, Al, Pb, Sn, Cr):

Амфолитами являются гидроанионы многоосновных кислот, например НС0₃-, НР0₄2-и Н2РО4-.

Амфолитами являются также соединения, молекулы которых содержат две различные кислотно-основные группы, например важные в биологическом отношении а-аминокислоты. Молекула а-аминокислоты в результате переноса протона от карбоксильной группы на аминогруппу превращается из таутомера*, не содержа­щего заряженные группы, в таутомер, имеющий биполярно-ион­ную (цвиттерионную) структуру. Таким образом, для а-аминокислот характерна прототропная таутомерия (разд. 21.2.1).

В кристаллическом состоянии и в водных растворах это рав­новесие для а-аминокислот практически полностью смещено в сторону таутомера с биполярной структурой. Так, для глицина в водном растворе содержание таутомера с биполярно-ионной структурой в 223 000 раз больше, чем другого таутомера.

Вследствие этой особенности строения молекулы а-аминоки­слот проявляют кислотные свойства за счет аммонийной груп­пы ( NH₃+), а основные — за счет ионизованной карбоксильной группы (—СОО- ), выступая амфолитами:

Как и все амфолиты, а-аминокислоты являются слабыми электролитами.

Согласно протолитической теории кислоты, основания и ам­фолиты являются протолитами, а процесс перехода протона от кислоты к основанию называется протолизом и объясняется тем, что эти два вещества имеют разное сродство к протону. В кислот­но-основном взаимодействии всегда участвуют две сопряженные кислотно-основные пары, и переход протона всегда происходит в сторону образования более слабых кислот, включая сопряжен­ные. Если склонность к взаимодействию с протоном у реагентов соизмерима, то наблюдается протолитическое равновесие.

Протолитическое, или кислотно-основное, равновесие устанавливается в результате конкуренции за протон (Н + ) между основаниями взаимодействующих сопряжен­ных кислотно-основных пар (НА, А- и ВН + , В). Протолитическое равновесие всегда смещается в сторону об­разования более слабой кислоты:

Схематично протолитическое равновесие можно представить следующей схемой:

Переход протона всегда происходит от сильной кислоты каниону слабой кислоты, что сопровождается вытеснением сла­бой кислоты из ее соли под действием более сильной кислоты.

Протолитическое равновесие наблюдается при ионизации сла­бых электролитов в воде (разд. 7.2). Так, ионизация слабой ки­слоты в водных растворах является следствием конкуренции за протон между анионом слабой кислоты и водой, выступающей основанием, т. е. акцептором протона. Этот процесс является об­ратимым и характеризуется константой равновесия К_а:

При взаимодействии слабого основания с водой последняя, выступая донором протона, способствует ионизации этого осно­вания, носящей равновесный характер:

для слаоых электролитовсила кислот и оснований характе­ризуется величинами констант кислотности К_аи основности К_bссоответственно (разд. 7.2). Если эти константы характеризуют протолитическое взаимодействие воды с кислотой или основа­нием одной сопряженной пары НА, А или ВН + , В, то произве­дение констант кислотности К_а и основности Kb, компонентов данной пары всегда равно ионному произведению воды Кн₂о = 1 * 10 -14 (при 22 °С):

Эти выражения позволяют заменить в случае водных раство­ров константу основности Кь или показатель основности рКь сла­бого основания на константу кислотности К_аили на показатель кислотности рК_асопряженной кислоты этого основания. На практике для характеристики протолитических свойств соедине­ния обычно используют величину рК_а. Так, силу аммиака в воде как основания (pKb, = 4,76) можно охарактеризовать показателем кислотности иона аммония NH4+, т. е. сопряженной кислоты: рK_а(NH4+) = 14 — 4,76 — 9,24. Поэтому в случае водных растворов нет необходимости в специальной таблице констант или показате­ля! основности, достаточно единой шкалы кислотности, представленной в табл. 8.1, где свойства оснований характеризуются констгантой К_аили показателем кислотности рК_аих сопряженных кислот. Самой сильной кислотой в водных растворах является ка-тион водорода Н + (точнее НзО + ), а самым сильным основанием -анион ОН-. Величина рК_аколичественно характеризует силу слабьпх электролитов в водных растворах.

Слабая кислота тем слабее, чем больше значение ее рК_а. Слабое основание тем слабее, чем меньше значение рК_а его сопряженной кислоты.

Значение рК_аравно значению рН водного раствора, в котоpoм данный слабый электролит ионизован на 50 %: поскольку в атом случае [А — ] = [НА], то К_а= [Н + ] и рК_а= рН. Так, для уксусной кислоты в ее водном растворе с рН = рK_а(СН₃СООН) = = 4,76 имеет место равенство [СН₃СОО-] = [СН₃СООН], а для вод-Hoгo раствора аммиака равенство [NH4] = [NH₃ ■ Н2О] будет наблюдаться в растворе с рН = рK_а(NH4+) = 9,24.

Кроме того, значение рК_апозволяет определить значение рН’ водных растворов, где данная слабая кислота НА находится преимущественно (99 % и более) в виде аниона (А») — это будет в растворах с рН > рК_а + 2; или в виде молекул (НА) — в рас­творах с рН

studopedia.org — Студопедия.Орг — 2014-2019 год. Студопедия не является автором материалов, которые размещены. Но предоставляет возможность бесплатного использования (0.003 с) .

Амфолиты с точки зрения протолитической теории

В настоящее время трактовка кислотно-основных свойств соединений производится с позиций трёх основных теорий: теория Аррениуса, Бренстеда-Лоури, Льюиса.

Согласно теории Аррениуса:

• Кислоты — это электролиты при диссоциации которых в качестве катионов образуются только H+
• Гидроксиды — это электролиты при диссоциации которых в качестве аниона образуются только ионы OH-.

Теория кислот и оснований Аррениуса не имеет всеобщего характера и не может объяснить как свойства веществ в неводных растворителях, так и свойства веществ, не подвергающихся диссоциации (NH3, CaO, CO2).

Более общий характер имеет созданная в 1923 году протолитическая теория кислот и оснований Бренстеда-Лоури (теория сопряжённых пар). Согласно этой теории:

• Кислоты — это молекулы или ионы, способные отдавать протон, то есть доноры протонов.
• Основания — это молекулы или ионы, способные присоединять протон, то есть акцепторы протонов.

Согласно протолитической теории, кислоты, основания и амфолиты являются протолитами, а процесс перехода протона от кислоты к основания называется протолизом.

Подобный подход позволяет оценивать кислотно-основные свойства ионов. Например, карбонат-ион может присоединить протон и, следовательно, является основанием, а гидрокарбонат-ион может отдать протон, и значит, является кислотой: (CO3-)основание + (H+) ⇆ (HCO3-)кислота

Кислоты Бренстеда-Лоури делят на 3 типа:

• Нейтральные кислоты: HCl, H3PO4, HNO3, HClO
• Катионные кислоты: NH4+, H3O+
• Анионные кислоты: H2PO4-, HCO3-, HSO4-

На такие же три группы делятся основания:

• Нейтральные основания: NH3, H2O
• Анионные основания: OH-, F-
• Катионные основания: (NH2-NH3)+

Согласно протолитической теории, отдавая протон, кислота превращается в частицу, которая называется сопряжённым основанием. Соответственно, основание, присоединяя протон, превращается в сопряжённую кислоту.

Кислота и сопряжённое ей основание (или основание с сопряжённой кислотой) образуют сопряжённую кислотно-основную пару, в которой чем сильнее кислота, тем слабее сопряжённое с ней основание и наоборот.

Молекулы воды (H2O), аммиака (NH3 жидк.), анионы многоосновных кислот могут быть как донорами, так и акцепторами протонов, т.е. являются веществами-амфолитами.

Изоэлектрическая точка (ИЭТ): характеристика состояния р-ра амфотерного электролита (амфолита), способного присоединять или отщеплять протоны, превращаясь либо в положительно, либо в отрицательно заряженные ионы, при котором суммарный электрический заряд амфолита равен нулю. В ИЭТ амфолит не перемещается в электрическом поле. Соответствует рН раствора, при котором одинаковы концентрации положительно и отрицательно заряженных форм (для аминокислот) или числа ионизированных кислотных и основных групп (для макромолекул белков и др. полиамфолитов). Значение рН в ИЭТ (обозначают рI, или рНI) определяется величинами констант диссоциации кислотной и основной ф-ций: pI = 0,5(рК1+рK2).

Гидролизом солей называют взаимодействие солей и воды с образованием слабых электролитов. В итоге гидролиза обычно происходит изменение реакции среды. Гидролиз является обратимым процессом, протекает в крайне незначительной степени, поэтому в схемах реакций ставят знак обратимости. Принято выделять следующие типы гидролиза солей:

• Гидролиз по аниону (сильное основание и слабая кислота);
• Гидролиз по катиону (слабое основание и сильная кислота);
• Гидролиз по катиону и по аниону (слабое основание и слабая кислота);
• Не гидролизуются (сильное основание и сильная кислота).

Способность солей вступать в реакции гидролиза характеризуется степенью гидролиза. Степенью гидролиза hг называют отношение концентрации гидролизованной части соли Сг к её общей концентрации С0: hг = Сг/С0.

Факторы, влияющие на степень гидролиза:

• Температура;
• Концентрация продуктов гидролиза;
• Концентрация соли;
• Разбавление;
• Добавки посторонних веществ.

Протолитическая теория кислот и оснований

При рассмотрении класса оснований обнаруживается недостаточность широко распространенного мнения, что этот класс составляют только гидроксиды металлов и гидроксид аммония. По гидроксид аммония — вещество несуществующее, и основанием следует считать сам аммиак, а также близкие к нему но свойствам амины. Сложнее обстоит дело с солями, которые составляют отдельный класс веществ, но и они могут проявлять свойства как оснований, так и кислот. Очевидно, что наблюдаемая кислотность и основность разных веществ не вмещается в рамки сложившейся в XIX в. классификации химических соединений. На протяжении первых трех десятилетий XX в. были выдвинуты новые теории кислот и оснований, не ограниченные традиционными классами веществ. Выше была затронута электронная теория кислот и оснований. Но она кажется несколько отвлеченной, потому что в вопросе о кислотах и основаниях трудно не учитывать особую роль ионов водорода. Это привело к появлению протолитической теории, авторами которой стали ученые, работавшие независимо друг от друга, Т. М. Лоури (1928, Англия) и Й. Н. Брёнстед (1929, Дания).

В протолитической теории рассматриваются кислоты и основания в протонных растворителях. Это такие растворители, которые сами могут как отдавать, так и связывать протон. Важнейшим растворителем такого типа является вода. Из других веществ можно назвать спирты, аммиак, некоторые органические кислоты. Кислоты и основания определяются по роли частиц в передаче протона.

Кислота — это частица, реагирующая как донор протона.

Кроме обычных молекулярных кислот, это понятие охватывает любые ионы, способные отдавать протон. Одним из простейших ионов такого типа является аммоний NHJ. Аммоний входит в состав солей, и поэтому соли аммония и некоторые другие соли могут рассматриваться в качестве кислот.

Основание — это частица, реагирующая как акцептор протона.

Очевидно, что гидроксиды металлов являются основаниями потому, что имеющийся в них гидроксид-ион связывает протон, превращаясь в молекулу воды. Но данное определение значительно шире, так как в солях все анионы слабых кислот могут связывать протоны, превращаясь в молекулы кислот. Следовательно, основаниями являются не только гидроксиды металлов, но и соли. Известно также много молекулярных веществ, главным образом органических, способных присоединять протон.

Протонирование — присоединение протона к молекуле или иону.

Депротонирование — потеря протона молекулой или ионом.

Кроме кислот и оснований, в протолитической теории рассматриваются амфолиты, т.е. такие частицы, которые могут реагировать как отдавая протон, так и связывая его (табл. 14.3). Амфолитами являются некоторые гидроксиды металлов, кислые и основные соли, аминокислоты, белки. Например, легко представить себе, что анион НС0₃ в гидрокарбонате натрия, связывая протон, превращается в угольную кислоту, а отдавая протон — в карбонат-ион:

У разных амфолитов могут преобладать как кислотные, так и основные свойства. Выше было отмечено, что гидрокарбонат натрия создает в растворе слабую щелочную среду. У этого вещества преобладают основные свойства.

Разновидности кислот, оснований и амфолитов согласно протолитической теории

Основные положения теории кислот и оснований Бренстеда- Лоури: молекулярные и ионные кислоты и основания, сопряженная протолитическая пара. амфолиты.

Теория Бренстеда-Лоури:кислотой называют всякое вещество, молекулярные частицы которого(в том числе и ионы) способны отдавать протон, т.е. быть донором протонов; основанием называют всякое вещество, молекулярные частицы которого(в том числе и ионы) способны присоединить протоны, т.е. быть акцептором протонов. Например:HNO₃+H₂O=H₃O + +NO₃ —

Молекула и ион, отличающиеся по составу на один протон, называются сопряженной кислотно-основной парой. Частицы, способные к взаимодействию как с кислотами, так и с основаниями, называются амфолитами.

Частицы, способные к взаимодействию как с кислотами, так и соснованиями, называются амфолитами.. Типичным примером амфолитов являются аминокислоты.

Ионное произведение воды. Водородный показатель среды растворов. Математическое выражение рН, его значение в кислой, щелочной, нейтральной средах. Биологическая роль водородного показателя.

Вода – слабый электролит, являющийся амфолитом, поэтому участвует в процессе автопротолиза.

Автопротолиз воды– это процесс отдачи и присоединения протонов молекулами воды, являющейся амфолитом:

Н2О+Н2О Н3О++ОН–

Ионное произведение воды, Kw– величина, равная произведению активностей водород- игидроксид-ионов,постоянная при данной температуре:

Водородный показатель, рН– количественная характеристика кислотности среды, равная отрицательному десятичному логарифму активной концентрации ионов водорода:

Постоянство рН биологических жидкостей называется кислотноосновным гомеостазом. Система, поддерживающая протолитический гомеостаз, включает в себя физиологические механизмы (лѐгочную и почечную компенсации) и физико-химические:буферное действие, ионный обмен. В норме рН некоторых биологических жидкостей меняется в следующих диапазонах (табл. 8):

Основные положения теории кислот и оснований Льюиса. Понятие о жестких и мягких кислотах и основаниях (теория ЖМКО).

Электронная теория Льюиса

Согласно теории Льюиса, кислотно-основные свойства соединений определяются их способностью принимать или отдавать пару электронов с образованием новой связи.

Кислоты Льюиса –акцепторы пары электронов,основания Льюиса – доноры пары электронов.

Кислотами Льюиса могут быть молекулы, атомы или катионы, обладающие вакантной орбиталью и способные принимать пару электронов с образованием ковалентной связи. К кислотам Льюиса относятся галогениды элементов II и III групп периодической системы, галогениды других металлов, имеющих вакантные орбитали, протон. Кислоты Льюиса в реакциях участвуют в качестве электрофильных реагентов.

Основаниями Льюиса являются молекулы, атомы или анионы, имеющие неподеленную пару электронов, которую они предоставляют для образования связи с вакантной орбиталью. К основаниям Льюиса относятся спирты, простые эфиры, амины, тиоспирты, тиоэфиры, а также соединения, имеющие p-связи. В реакциях основания Льюиса проявляют себя как нуклеофильные частицы.

Развитие теории Льюиса привело к созданию принципа жестких и мягких кислот и оснований (принцип ЖМКО или принцип Пирсона). Согласно принципа Пирсона, кислоты и основания подразделяются на жесткие и мягкие.

Жесткие кислоты –это кислоты Льюиса, донорные атомы которых малы по размеру, обладают большим положительным зарядом, большой электроотрицательностью и низкой поляризуемостью. К ним относятся: протон, ионы металлов (К + , Na + , Mg 2+ , Ca 2+ , Al 3+ ), AlCl₃ и др.

Мягкие кислоты — –это кислоты Льюиса, донорные атомы которых имеют большие размеры, большую поляризуемость, обладают малым положительным зарядом и низкой электроотрицательностью. К ним относятся: ионы металлов (Ag + , Cu + ), галогены (Br₂, I₂), катионы Br + , I + и др.

Жесткие основания –основания Льюиса, донорные атомы которых обладают высокой электроотрицательностью, низкой поляризуемостью, имеют малый радиус атома. К ним относятся: Н₂О, ОН — , F — , Cl — , NO₃ — , ROH, NH₃, RCOO — и др.

Мягкие основания —основания Льюиса, донорные атомы которых обладают высокой поляризуемостью, низкой электроотрицательностью, имеют большой радиус атома. К ним относятся: Н — , I — , C₂H₄, C₆H₆, RS — и др.

Суть принципа ЖМКО состоит в том, что жесткие кислоты реагируют с жесткими основаниями, мягкие кислоты – с мягкими основаниями

Жесткие, мягкие кислоты и основания (ЖМКО)

Ионизация слабых кислот и оснований. Константа кислотности и основности. Связь между константой кислотности и константой основности в сопряженной протолитической паре. Амфолиты. Изоэлектрическая точка.

Сила кислот определяется их способностью отдавать протон, а оснований — принимать его. Мерой этой способности служат соот­ветственно константа кислотности К_a и константа основности К_b.

Частицы, способные к взаимодействию как с кислотами, так и соснованиями, называются амфолитами.. Типичным примером амфолитов являются аминокислоты.

Изоэлектрическая точка— точка нулевого заряда, состояние поверхности тела (или частицы дисперсной фазы) в контакте с раствором электролита, характеризующееся равным числом положительных и отрицательных зарядов в адсорбционном слое.

Протолитические реакции. Типы протолитических реакции (нейтрализации, гидролиза, ионизации). Примеры. Конкуренция за протон: изолированное и совмещенное протолитические равновесия. Общая константа совмещенного протолитического равновесия.

К протолитическим реакциям относят химические процессы, суть которых заключается в переносе протона от одних реагирующих веществ к другим.протолитическая теория кислот и оснований, в соответствии с которой кислотой считают любое вещество, отдающее протон, а основанием — вещество, способное присоединять протон, например:

CH3COOH + H2O = CH3COO- + H3O+

кислотаI основаниеI основаниеI кислотаII

NH3 + H2O = NH4+ + OH-

основаниеIкислотаII кислотаII основаниеI

Реакция нейтрализации– протолитическая реакция переноса протона от кислоты к основанию, например,

HNO3 + KOH = KNO3 + H2O H+ + OH– = H2O

Автопротолиз (собственный протолиз)– перенос протона между двумя одинаковыми частицами амфолита.

Гидролиз солей– протолитический процесс взаимодействия ионов солей с молекулами воды, приводящий к образованию малодиссоциирующих соединений.

Конкуренцияза обладание протоном делает кислотно-оснoвную реакциюобратимойи приводит ее к состояниюпротолитического равновесияс определенным значением константы равновесияK_сприT= Const.

Последнее изменение этой страницы: 2017-03-15; Просмотров: 586; Нарушение авторского права страницы