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:

Kw =а(Н+)а(ОН–)=10–14 моль2/л2 (Т = 298 К)

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

рН = –lgа(Н+)

Характеристика среды раствора
среда нейтральная	а(Н+) =а(ОН–)	рН = 7 (Т = 298 К)
среда кислая	а(Н+) > а(ОН–)	рН < 7
среда щелочная	а(Н+) < а(ОН–)	рН > 7

 

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

	Таблица 8
Диапазон изменения рН биологических жидкостей
Название биологической жидкости	Диапазон изменения рН
Межклеточная жидкость	7, 36–7, 44
(кровь, плазма, ликвор)
Внутриклеточная жидкость	4, 5–8, 5
Моча	4, 8–7, 5
Желудочный сок	1, 5–2
Слюна	6, 35–6, 85

 

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

Электронная теория Льюиса

	Объект	Определение	Примеры
	Кислота	Акцептор элек-	BF3, AlCl3, FeBr3,
		тронных пар	катионы метал-
			лов, протон
	Основание	Донор электрон-	RNH2, NH3, ROH,
		ных пар	ROR, OH–, Hal–

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⁺, Mg²⁺, Ca²⁺, Al³⁺), 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)

	Параметры	Жесткие	Жесткие	Мягкие	Мягкие
	кислоты	основания	кислоты	основания
	Поляризуемость	низкая		низкая	высокая	высокая
	Электроотрица-	высокая		высокая	низкая	низкая
	тельность
	Радиус	малый		малый	большой	большой
	Степень окисления	высокая		высокая	низкая	низкая
	Примеры	Н+, К+, Na+,	H2O,	OH–,	Ag+,	Cu+,	RSR, RSH,
		Mg2+, Ca+2,	ROH,	NH3,	Hg2+, Hg+,	RS–, H–, I–
		Al+3	NH		, ROR,	Cd2+
			RCOO, F–, Cl–

 

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.

Примеры:
а) H2O + H2O	OH– + H3O+
кис-та1	осн-е2	осн-е1	кис-та2
б) NH3 + NH3	NH 2 +	NH 4
кис-та1	осн-е2	осн-е1	кис-та2

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

 

Конкуренция за обладание протоном делает кислотно-оснoвную реакцию обратимой и приводит ее к состоянию протолитического равновесия с определенным значением константы равновесия K_сприT= Const.

⇐ Предыдущая12345678910Следующая ⇒

Поделиться: