Меню Рубрики

Основания с точки зрения протолитической теории

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 Ка:

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 Каи основности Кbссоответственно (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 Ка 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 Каили на показатель кислотности рКасопряженной кислоты этого основания. На практике для характеристики протолитических свойств соедине­ния обычно используют величину рКа. Так, силу аммиака в воде как основания (pKb, = 4,76) можно охарактеризовать показателем кислотности иона аммония NH4+, т. е. сопряженной кислоты: рKа(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 Каили показателем кислотности рКаих сопряженных кислот. Самой сильной кислотой в водных растворах является ка-тион водорода Н + (точнее НзО + ), а самым сильным основанием -анион ОН-. Величина рКаколичественно характеризует силу слабьпх электролитов в водных растворах.

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

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

Кроме того, значение рКапозволяет 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 > рКа + 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) .

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.

Читайте также:  Зрение человека зависит от состояния сетчатки так как в ней расположены

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 (Ка > 1) и очень низких (Ка 14 ) значений констант кислотности величина рН практически не зависит от рКа(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.

Организация стока поверхностных вод: Наибольшее количество влаги на земном шаре испаряется с поверхности морей и океанов (88‰).

Опора деревянной одностоечной и способы укрепление угловых опор: Опоры ВЛ — конструкции, предназначен­ные для поддерживания проводов на необходимой высоте над землей, водой.

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

Билеты 21-24

Протолитическая теория кислот и оснований Бренстеда-Лоури.

В 1923 году Бренстед и Лоури разработали протонную теорию кислот и оснований. Согласно этой теории:

— Кислотой называют всякое вещество, молекулярные частицы которого (и ионы) способны отдавать протон, т.е. быть донором протонов. (HB)

— Основанием называют всякое вещество, молекулярные частицы которого (и ионы) способны присоединять протоны, т.е. быть акцепторами протонов.(B)

Молекула и ион или 2 иона, отличающиеся друг от друга на передаваемый протон, называются сопряжённой кислотно-основной парой.

В водных растворах кислот и оснований можно выделить 2 сопряжённые пары, одну из которых образует растворитель.

Равновесие, устанавливающееся в растворах между кислотами и сопряжёнными основаниями, называется протолитическим равновесием или кислотно-основным равновесием.

В водных растворах для произвольной кислоты (HB) функцию основания выполняет вода.

2 кислотно-основная пара

Кислота1 основание2 основание1 кислота2

Сила кислот определяется их способностью отдавать протон, а оснований – принимать его.

Мерой этой способности служит соответственно константа кислотности (Ka) и основности(Kb).

Константа вышеприведённого процесса будет иметь вид:

Поскольку концентрация [H2O] –const, то иK[H2O] –const, тогда

Ka= [B-]*[H3O+] / [HB] = K[H2O]

Для произвольного основания Bв водном растворе функцию кислоты будет выполнять вода.

Основание1 кислота2 килсота1 основание2

Константы кислотности и основности в сопряжённой паре для водного раствора связаны между собой соотношением:

Ka*Kb=Ku= [H3O] [OH-] – ионное произведение воды.

Чем сильнее кислота, тем слабее сопряжённое ей основание, и наоборот.

Для удобства расчётов часто пользуются не самими константами, а их показателями, т.е. десятичными lg, взятыми со знаком «минус» .

Классификация кислот и оснований Бренстеда:

Кислоты подразделяются на:

1). Нейтральные: HCl,H2SO4,H3PO4.

2) Катионные: NH4+,H3O+

3). Анионные: HPO4-,H2PO4-

1). Нейтральные: NH3,H2O

2). Катионные: NH2-NH3+

3). Анионные: OH-, CH3COO-, Cl-

Электронная теория Льюиса

Отличительный признак кислот и оснований Льюиса является то, что они взаимодействуют друг с другом с образованием донорно-акцепторных связей.

— Кислота – это вещество, принимающее электронную пару, т.е. акцептор электрона.

— Основание – это вещество, поставляющее электроны для образования химической связи, т.е. донор электронов.

В результате приобретаются пары электронов, атомом, ответственным за кислотные свойства рассматриваемого соединения часто возникают завершённые электронные конфигурации.

Основания Льюиса должны обладать одной парой валентных электронов, которые они способны предоставить партнёру для образования ковалентной связи.

К основаниям Льюиса относятся галогенид-ионы, аммиак, алифатические и ароматические амины, кислородные соединения R2CO(R– органический радикал).

Кислоты Льюиса – это любые соединения со свободной орбиталью. Это галогениды бора, алюминия, кремния, олова и другие соединения.

Достоинства теории Льюиса:

— применимость к широкому кругу реакций.

Рассмотренные теории диссоциации кислот и оснований не противоречат, а дополняют друг друга и имеют глубокую внутреннюю связь. Так, кислоты, по Бренстеду, можно рассматривать как частный случай льюисовских кислот, поскольку протон характеризуется большим сродством к электронной паре и может рассматриваться, по Льюису, как кислота.

Процесс ионизации с точки зрения протолитической теории Бренстеда-Лоури

Протолитическое равновесие наблюдается при диссоциации слабых электролитов, например, диссоциация уксусной кислоты в воде

кислота1 основание2 основание1 кислота2

Ka= [CH3COO-]*[H3O+] / [CH3COOH]

Диссоциация слабой кислоты в растворе является следствием конкуренции за протон между анионом слабой кислоты (CH3COO-) и водой (выступает в качестве основания).

Диссоциация 2 сопряжённая пара

(1) NH3 +H2O=NH4+ +OH-

основание1 кислота2 кислота1 основание2

1 сопряжённая пара

При взаимодействии слабого основания с водой последнее выступает донором протонов, способствует ионизации этого основания.

NH3- иOH- конкурируют за протон в реакции (1)

Гидролиз солей – протолитический процесс взаимодействия ионов соли с молекулами воды, в результате которого образуется малодиссоциирующие молекулы или ионы.

4 случая гидролиза:

1). Если соль образована сильным основанием и сильной кислотой, гидролизу не подвергается

K 2SO4 = 2K+ +SO42-

Среда раствора нейтральная PH=7

2). Соль образована сильным основанием и слабой кислотой, гидролиз по аниону

Na2SO4, K2SiO3, K2S

Na2CO3 = 2Na+ + CO3-

Среда щелочная pH>7

3). Соль образована слабым основанием и сильной кислотой, гидролиз по катиону

Среда кислая, pH Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]

    #

Основания 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).

Читайте также:  Я выпил спиртное после лазерной коррекции зрения

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

Классическое представление о кислотах и основаниях дает теория Аррениуса. Согласно этой теории:

Кислота – электролит, при диссоциации которого образуется в качестве катиона – ион водорода.

Основание – электролит, при диссоциации которого образуется в качестве аниона – гидроксид-ион.

Однако, эта теория не может объяснить кислотно-основные свойства веществ, таких как аммиак, анилин – проявляющих основные свойства и галогенидов металлов или неметаллов (PCl5), проявляющих кислотные свойства.

Поэтому в 1923 году Бренстедом и Лоури была предложена более общая теория кислот и оснований.

Основные положения протолитической теории:

1. Кислотно-основные реакции осуществляются за счет переноса протона Н + от кислоты к основанию.

2. Реакции, сопровождающиеся переносом Н + , называются протолитическими, а вещества, участвующие в них – протолитами.

3. Кислота – это протолит, который является донором Н + , т.е. способна отдавать протон.

Кислота, отдавая протон, превращается в основание, которое называется сопряженным.

Кислота ⇄ H + + сопряженное основание

кислота сопр. осн-е

4. Основание – это протолит, который является акцептором протона H + , т.е. способно принимать протон.

Основание, присоединив H + , превращается в кислоту, которая называется сопряженной.

Основание + H + ⇄ сопряженная кислота

основание сопр. к-та

5. Кислота и соответствующее ей сопряженное основание или основание и сопряженная с ним кислота образуют протолитические пары или сопряженные кислотно-основные пары:

Сила кислоты определяется ее способностью отдавать H + , а сила основания – его способностью присоединять H + . Поэтому сильная кислота, отдав протон, превращается в слабое сопряженное основание, т.е. частицу, плохо присоединяющую протон, а сильное основание – соответственно, в слабую сопряженную кислоту.

В каждой протолитической реакции участвуют 2 пары кислот и оснований и схематически это можно изобразить так:

Не нашли то, что искали? Воспользуйтесь поиском:

Лучшие изречения: Учись учиться, не учась! 9403 — | 7182 — 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

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

Основания 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

(Теория Бренстеда и Лоури)

По протолитической, или протонной теории кислота – это соединение, частица которого может отдать протон (Н + ) другой частице – основанию. Согласно этой теории кислоты и основания — это вещества, теряющие и приобретающие протоны и называемые протолитами. Передача протона от кислоты к основанию называется протолизом. Кислотадонор протонов,а основаниеакцептор Н + .

В результате отдачи протона сама кислота превращается в сопряженное ей основание. Основание – акцептор Н + — превращается в сопряженную ему кислоту.

В следующей реакции протолитического равновесия:

НА + В ⇄А — + НВ + (14)

НА – кислота, А — — сопряженное ей основание; В – основание, НВ + — сопряженная ему кислота.

Таким образом, в равновесной протолитической реакции присутствуют две сопряженные пары «кислота / основание»: НА /А — и НВ + / В.

Кислоты и основания, или протолиты, могут быть нейтральными (молекулы), катионными или анионными:

Анионные Молекулярные Катионные

протолиты протолиты протолиты

Протонодонорная способность вещества — это его кислотность; протоноакцепторная способность — это основность. Эти свойства определяются сродством к протону, т.е. величиной энтальпии реакции присоединения протона.

При кислотно-основном взаимодействии роль основания играет тот партнер, у которого протонное сродство выше.

Из термохимических уравнений:

NH3(г) + H + (г)NH4 + (г); ΔH° = -868 кДж;

H2O(г) + H + (г)H3O + (г); ΔH° = -689 кДж;

OH — (г) + H + (г)H2O(г) ; ΔH° = -1644 кДж;

F — (г) + H + (г)HF(г) ; ΔH° = -547 кДж;

1) NH3 — более сильный акцептор протона и более сильное основание, чем H2O, а NH4 + , наоборот, более слабый донор протона и более слабая кислота, чем H3O + ;

2) OH — — более сильное основание, чем F — , а H2O — более слабая кислота, чем HF.

Количественной характеристикой состояния протолитического равновесия обратимой реакции между кислотой HA и основанием (растворителем) HL

HA(s) + HL A — (s) + H2L + (s)

является величина Kк— константа кислотности:

Чем больше значение Kк, тем более сильной кислотой является протолит HA в данном растворителе HL.

Количественной характеристикой состояния протолитического равновесия в реакции между основанием B и кислотой (растворителем) HL

В + HL НВ + + L —

является величина Kо — константа оснόвности:

Kо = [HB + ] . [L — ] / [B] = Const = f(T). (16)

Чем больше значение Kо, тем более сильным основанием является протолит B в данном растворителе HL.

Пример 2.1.

где HCl — кислота, а Н2О – основание.

Протолитическая теория кислот и оснований

(Теория Бренстеда и Лоури)

По протолитической, или протонной теории кислота – это соединение, частица которого может отдать протон (Н + ) другой частице – основанию. Согласно этой теории кислоты и основания — это вещества, теряющие и приобретающие протоны и называемые протолитами. Передача протона от кислоты к основанию называется протолизом. Кислотадонор протонов,а основаниеакцептор Н + .

В результате отдачи протона сама кислота превращается в сопряженное ей основание. Основание – акцептор Н + — превращается в сопряженную ему кислоту.

В следующей реакции протолитического равновесия:

НА + В ⇄А — + НВ + (14)

НА – кислота, А — — сопряженное ей основание; В – основание, НВ + — сопряженная ему кислота.

Читайте также:  Как обмануть окулиста если зрение хорошее

Таким образом, в равновесной протолитической реакции присутствуют две сопряженные пары «кислота / основание»: НА /А — и НВ + / В.

Кислоты и основания, или протолиты, могут быть нейтральными (молекулы), катионными или анионными:

Анионные Молекулярные Катионные

протолиты протолиты протолиты

Протонодонорная способность вещества — это его кислотность; протоноакцепторная способность — это основность. Эти свойства определяются сродством к протону, т.е. величиной энтальпии реакции присоединения протона.

При кислотно-основном взаимодействии роль основания играет тот партнер, у которого протонное сродство выше.

Из термохимических уравнений:

NH3(г) + H + (г)NH4 + (г); ΔH° = -868 кДж;

H2O(г) + H + (г)H3O + (г); ΔH° = -689 кДж;

OH — (г) + H + (г)H2O(г) ; ΔH° = -1644 кДж;

F — (г) + H + (г)HF(г) ; ΔH° = -547 кДж;

1) NH3 — более сильный акцептор протона и более сильное основание, чем H2O, а NH4 + , наоборот, более слабый донор протона и более слабая кислота, чем H3O + ;

2) OH — — более сильное основание, чем F — , а H2O — более слабая кислота, чем HF.

Количественной характеристикой состояния протолитического равновесия обратимой реакции между кислотой HA и основанием (растворителем) HL

HA(s) + HL A — (s) + H2L + (s)

является величина Kк— константа кислотности:

Чем больше значение Kк, тем более сильной кислотой является протолит HA в данном растворителе HL.

Количественной характеристикой состояния протолитического равновесия в реакции между основанием B и кислотой (растворителем) HL

В + HL НВ + + L —

является величина Kо — константа оснόвности:

Kо = [HB + ] . [L — ] / [B] = Const = f(T). (16)

Чем больше значение Kо, тем более сильным основанием является протолит B в данном растворителе HL.

Пример 2.1.

где HCl — кислота, а Н2О – основание.

Протолитическая теория Брёнстеда и Лоури

Читайте также:

  1. A. Организм. Индивид. Личность. Ииндивидуальность. Теория развития индивидуальности Б.Г. Ананьева.
  2. I.4. Общая теория относительности (ОТО) и теория гравитации
  3. L Ситуативная теория (Т.Хилтон)
  4. XY» — Теория Д.макгрегора.
  5. Адсорбционная теория Штерна
  6. БИХЕВИОРИЗМ И ТЕОРИЯ СОЦИАЛЬНОГО НАУЧЕНИЯ
  7. Боровская теория атома.
  8. Бюрократическая теория организации
  9. В современной российской философии (как и в прежней советской философии) широко распространено материалистическое объяснение природы сознания,известное как теория отражения.
  10. Введение в менеджмент: теория и практика
  11. Взаимодействия. Концепция поля, гравитационное и электромагнитное поля. Волновая теория света
  12. Возникновение Вселенной. Теория Большого Взрыва

Теории кислот и оснований

До сих пор мы рассматривали равновесия в растворах электролитов с точки зрения традиционной теории кислот и оснований, сформулированной в конце ХIX века Аррениусом и Оствальдом. Согласно этой теории кислоты — электролиты, образующие при диссоциации в растворе ионы Н + (точнее — катионы гидроксония Н3О + ), а основания — электролиты, образующие в результате диссоциации ионы гидроксила ОН — . Однако данная теория охватывает слишком узкий круг явлений и не всегда объясняет кислотно-основные свойства соединений. Например, аммиак и его органические производные — амины — проявляют свойства оснований, хотя и не содержат в своем составе гидроксильных групп. Кислые растворы часто нейтрализуют содой, но карбонат натрия с точки зрения теории Аррениуса — Оствальда является солью, а не основанием. Металлический цинк растворяется с выделением водорода в растворе соли алюминия так же, как в кислоте. Кроме того, часто необходимо объяснить кислотно-основные свойства веществ в неводных средах. Поэтому уже в начале ХХ столетия появилась потребность в более общей теории кислот и оснований.

Первой обобщенной теорией кислот и оснований явилась протолитическая теория, созданная в 1923 г. одновременно и независимо друг от друга Бренстедом, Лоури и Бьеррумом, хотя в дальнейшем наибольший вклад в её развитие внес Бренстед. Протолитическими называют реакции, протекающие с участием катионов водорода Н + , то есть протонов. Согласно Бренстеду, любая протолитическая реакция является кислотно-основным равновесием. Кислота есть донор протонов, а основание — акцептор протонов. Кислота и основание, связанные между собой протолитическим равновесием, называются сопряженными. Кислоту и её характеристики в протолитической теории принято обозначать или индексировать буквой А (acidum), а основание — B (base). Протолитическое равновесие в общем виде может быть записано следующим образом:

А Û В — + Н + ; (9.1)

где А — кислота, В — сопряженное с ней основание. Количественной характеристикой протолитического равновесия является константа кислотности, вычисляемая согласно закону действующих масс:

Чем больше константа кислотности, тем сильнее кислота. Силу основания характеризуют также константой кислотности данного протолитического равновесия. Чем ниже константа кислотности, тем сильнее сопряженное основание. Иногда для характеристики оснований используют константу основности, описывающую следующее равновесие:

B — + H2O Û A + OH — ; Kb = [A]×[OH — ]×Pg / [B — ] ; (9.3)

Если константы кислотности и основности одного и того же равновесия перемножить, то получим:

Чем больше константа основности, тем сильнее основание и тем слабее сопряженная кислота.

Типы кислот по Бренстеду:

1. Все кислоты Аррениуса — Оствальда. Константа кислотности для них равна константе диссоциации кислоты.

2. Гидролизующиеся катионы слабых оснований, например, катион Fe 3+ . Его гидролиз является протолитической реакцией, сокращенная запись которой: Fe 3+ + H2O Û Fe(OH) 2+ + H + , несколько отличается от уравнения (9.1). Однако, если вспомнить, что реально в водном растворе катион железа (3+) находится в форме аквокомплекса, то реакцию гидролиза можно записать точно в соответствии с (9.1):

Константа кислотности катионов в водных растворах равна константе их гидролиза. Для железа (3+) Ka = 6,3×10 — 3 . Таким образом, катион Fe 3+ является кислотой средней силы, совпадающей с силой фосфорной кислоты, и значительно превышающей силу уксусной кислоты, константа кислотности которой 1,8×10 — 5 .

4. Катионы не только слабых, но и сильных оснований в неводных растворах. В неводных растворах константа кислотности отличается по величине от константы гидролиза и количественно характеризует процессы протолитического сольволиза. При этом в различных протолитических растворителях сольволизу могут подвергаться практически все катионы.

Типы оснований по Брёнстеду:

1. Все основания Аррениуса — Оствальда, то есть соединения, образующие в результате диссоциации ионы гидроксила. Их константа основности равна константе диссоциации, а константа кислотности согласно (9.4) в водном растворе равна константе гидролиза образующегося при диссоциации катиона.

2. Гидролизующиеся анионы слабых кислот. Их константа основности в водном растворе равна константе их гидролиза, а константа кислотности — константе диссоциации продукта гидролиза. Например, для сульфид-иона константа кислотности равна константе диссоциации гидросульфид-иона. По значению константы основности 2,75×10 — 3 сульфид-ион является более сильным основанием по сравнению с гидроксидом аммония, константа диссоциации которого 1,8×10 — 5 .

3. Молекулы, способные акцептировать протоны: аммиак, амины, гидразин, гидроксиламин, фосфин и др.

4. Все анионы в различных неводных протолитических растворителях могут подвергаться сольволизу. Например, нитрат-ион, не гидролизующийся в водном растворе, претерпевает сольволиз в безводной уксусной кислоте с образованием недиссоциированных молекул HNO3.

Кроме кислот и оснований в теории Бренстеда различают амфипротонные соединения. Это аналоги амфотерных электролитов Аррениуса — Оствальда, которые в зависимости от среды могут проявлять свойства как кислот, так и оснований. Типы амфипротонных соединений:

1. Гидроксокатионы. Например, Fe(OH) 2+ в реакции (9.5) является основанием, но в процессе гидролиза по 2-ой ступени выступает как кислота:

2. Гидроанионы, например, гидросульфид-ион:

HS — Û S 2 — + H + (кислота)

HS — + H2O Û H2S + OH — (основание)

3. В неводных средах любая кислота является основанием по отношению к более сильной кислоте. Так же любое основание проявляет кислотные свойства в отношении более слабого основания. То есть в неводных средах амфипротонность является общим свойством соединений. Например, одна из сильных кислот — серная — ведет себя как основание (акцептор протонов) в жидкой безводной хлорной кислоте:

4. Амфипротонные растворители, например, вода:

Н2О Û Н + + ОН — (кислота)

Кислотно-основные свойства соединений существенно зависят от природы растворителя. Чем выше протон-донорные кислотные свойства растворителя, тем сильнее выражены в его среде основные свойства растворенных веществ и их сольволиз. Кислотные свойства растворителя количественно характеризуют константами равновесий автопротолиза (отщепления протона) в среде чистого растворителя. Для воды константа автопротолиза равна её ионному произведению 10 — 14 (при 298 К). Другие примеры:

2HCOOH Û HCOOH2 + + HCOO — ; KS = 6,3×10 — 7 ;

Чем выше константа автопротолиза, тем сильнее кислотные свойства растворителя, тем сильнее будет протекать в нем сольволиз анионов. Сольволиз катионов, напротив, сильнее в растворителях с низкими константами автопротолиза. Любое вещество ведет себя как кислота по отношению к другому соединению с более низкой константой автопротолиза и как основание в отношении к соединению, константа автопротолиза которого выше. Так уксусная кислота, расположенная в середине приведенного выше ряда примеров, является кислотой по отношению к воде, этанолу и аммиаку и основанием по отношению к муравьиной и серной кислотам. Сила кислоты определяется соотношением констант автопротолиза кислоты и растворителя. В водном растворе уксусная кислота слабая, а в этаноле и в жидком аммиаке — сильная.

Буферный раствор по Бренстеду есть смесь сопряженных кислоты и основания в растворителе с близкой по величине константой автопротолиза. Следовательно, буферность является таким же общим свойством, как и амфотерность, и определяется средой, в которой находится соединение. Например, смесь азотной кислоты с нитратом калия в водной среде не обладает буферными свойствами, а в безводной серной кислоте это буферная система.

Заслуга протолитической теории в том, что она объяснила кислотно-основные свойства широкого круга соединений, в том числе в неводных средах. Однако все-таки эта теория не охватывает вещества, не вступающие в протолитические равновесия. Более общей, но менее разработанной в плане количественных характеристик, является теория кислот и оснований Льюиса, появившаяся одновременно в 1923 г.

Дата добавления: 2014-01-07 ; Просмотров: 1582 ; Нарушение авторских прав? ;

Нам важно ваше мнение! Был ли полезен опубликованный материал? Да | Нет

Источники:
  • http://cyberpedia.su/9x81a5.html
  • http://studfiles.net/preview/2484446/
  • http://vk.com/page-101519962_51256249
  • http://studopedia.ru/5_131232_protoliticheskaya-teoriya-kislot-i-osnovaniy.html
  • http://studme.org/274787/matematika_himiya_fizik/protoliticheskaya_teoriya_kislot_osnovaniy
  • http://dic.academic.ru/dic.nsf/ruwiki/1606807
  • http://helpiks.org/7-18361.html
  • http://helpiks.org/7-18361.html
  • http://studopedia.su/9_75064_protoliticheskaya-teoriya-brensteda-i-louri.html