Основные положения протолитической теории кислот и оснований Бренстеда-Лоури

Кислоты – молекулы или ионы, способные в данной реакции отдавать катион водорода
Кислота – донор протонов
Основания – молекулы или ионы, способные в данной реакции присоединять протоны (акцепторы протонов)

Основания – акцепторы протонов.

С каждой кислотой сопряжено основание, в которое она переходит, теряя протоны.

Каждой кислоте соответствует свое основание и каждому основанию - своя кислота. Эту пару сопряженных веществ называют кислотно-основной или протолитической парой. Каждый отдельный компонент этой пары называется протолитом. Кислота и основание одной протолитической пары называются сопряженными протолитами (сопряженными кислотой и основанием).

Чем сильнее кислота, тем слабее сопряжённое с ней основание.

Согласно протонной теории кислоты подразделяют на 3 типа:

1) Нейтральные кислоты, например HCl, H₂SO₄, H₃PO₄ и др.:

HCl_(газ) + H₂O_(ж) ó H₃O⁺_(р) + Cl^-_(р)

нейтр. к-та основание сопряжённая к-та сопряжённое основание

2) Катионные кислоты, представляющие собой положительные ионы, например NH₄⁺, H₃O⁺:

NH₄⁺ ó NH₃ + H⁺

3) Анионные кислоты, представляющие собой отрицательные ионы, например HSO₄^-, H₂PO₄^-, HPO₄^2- и др.

HSO₄^-_(р) + H₂O_(ж) ó H₃O⁺_(р) + SO₄^2-_(р)

анионная к-та основание сопряжённая к-та сопряжённое основание

 

Подобного рода классификация имеется и для оснований:

1) Нейтральные основания, например NH₃, H₂O, C₂H₅OH и др.

NH₃+H⁺ ó NH₄⁺

2) Анионные основания, представляющие собой отрицательные ионы, например Cl^-, CH₃COO^-, OH^-:

CH₃COO^-+H⁺ó CH₃COOH

3) Катионные основания, представляющие собой положительные ионы, например H₂N-NH₃⁺

Связь между константой кислотности и константой основности в сопряженной протолитической паре.

К равновесию, которое устанавливается в растворе слабого электролита между молекулами и ионами, можно применить законы химического равновесия и записать выражение константы равновесия. Например, для электролитической диссоциации (протолиза) уксусной кислоты, протекающей под действием молекул воды,

СН₃СООН + Н₂О ^↔ Н₃О⁺ + СН₃СОО^–

константа равновесия имеет вид

Кa =	[H3O+][CH3COO–]/ [CH3COOH]

Здесь в числителе дроби стоят равновесные концентрации ионов - продуктов диссоциации, а в знаменателе - равновесная концентрация недиссоциированных молекул.

Константа протолитического равновесия, определяющая полноту протекания протолиза слабой кислоты при данной температуре, называется константой кислотности.

Аналогично для протолиза слабого основания

NH₃·HOH ^↔ NH₄⁺ + OH^–

существует константа основности, определяющая полноту протекания протолиза слабого основания при данной температуре

Кb =	[NH4+][OH–]/ [NH3 · HOH]

Величины К_а и К_b для сопряженной кислотно-основной пары связаны также простым соотношением.

К_а К_b=10^-14 или рК_а+рК_b=14, рК_b=14-рК_а

Амфолиты.

Амфолиты — амфотерные электролиты, т. е. вещества, молекулы которых содержат одновременно и кислотные, и основные группы, и поэтому в водных растворах диссоциируют и как кислоты с отщеплением водородных ионов Н ⁺, и как основания с отщеплением гидроксильных ионов ОН^-.

К амфолитам относятся биологически важные вещества: аминокислоты, пептиды, белки и др. Кислотные свойства этих веществ обусловлены наличием в них карбоксильных групп СООН, а основные свойства — содержанием аминогрупп NH₂. К амфолитам также относится вода.

Теория Льюиса.

Кислоты Льюиса – это молекулы или ионы, имеющие вакантные электронные орбитали, вследствие чего они могут акцептировать электронную пару. (пример – протон водорода, катионы металлов, оксиды некоторых неметаллов (SO₃, SiO2), ряд солей (AlCl₃ и др.))

Основания Льюиса – это молекулы и ионы, имеющие пару электронов, являющиеся донорами электронных пар. Примеры: все анионы, аммиак, вода, спирты, галогены и др.

Взаимодействие между кислотой и основанием заключается в образовании донорно-акцепторной связи между реагирующими частицами.

Принцип жестких и мягких кислот (ЖМКО).

Основан на теории Льюиса.

Жёсткие кислоты – это акцепторы электронной пары, обладающие малым размером, значительным положительным зарядом, большой электроотрицательностью и низкой поляризуемостью.

Примеры: протоны водорода, катиона лития, магния, калия, натрия, алюминия, хрома. Молекулы BF₃, AlCl₃ и др.

Жёсткие основания – донорные частицы с высокой электроотрицательностью, низкой поляризуемостью. Соединения прочно удерживают электроны.

Примеры: гидроксид-ион, фторид-ион, хлорид-ион, нитрат-ион, NH₃, R-NH₂, H₂O, спирты, эфиры.

Мягкие кислоты – кислоты Льюиса, содержащие акцепторные атомы с малым положительным зарядом, большим размером, низкой электроотрицательностью, высокой поляризуемостью.

Примеры: Катионы серебра, меди (I), ртути, I⁺, Br⁺

Мягкие основания – основания Льюиса, содержащие донорные частицы с низкой электроотрицательностью, высокой поляризуемостью.

Слабо удерживают валентные электроны.

Примеры: I^-, H^-, C₆H₆, алкены

Суть принципа ЖМКО: жёсткие кислоты реагируют с жёсткими основаниями, мягкие кислоты – с мягкими основаниями.

 

Билет 18. Автопротолиз воды. Константа автопротолиза воды. Водородный показатель (pH) как количественная мера активной кислотности и основности. Определение активной концентрации ионов водорода.

Автопротолиз воды.

Автопротолиз – обратимый процесс образования равного числа катионов и анионов из незаряженных молекул жидкого индивидуального вещества за счет передачи протона от одной молекулы к другой.

Наличие водородных связей в жидкой воде объясняет её автопротолиз

Для воды характерна протолитическая амфотерность. Реакция самоионизации (автопротолиза) воды, в ходе которой протон от одной молекулы воды (кислоты) переходит к другой молекуле воды (основанию) описывается уравнением:

H₂O + H₂O ↔ H₃O⁺ + OH^-.

Константа равновесия для уравнения автопротолиза воды равна 1,82*10^-16

⇐ Предыдущая234567891011Следующая ⇒

Поделиться:

Воспользуйтесь поиском по сайту: