🗊Презентация Растворы и процессы, проходящие в растворах. Протолитическая теория кислот и оснований

Растворы и процессы, проходящие в растворах Протолитическая теория кислот и оснований Лекция Автор: доц. Р.Я. Оловянникова

План Понятие и классификация растворов. Способы выражения концентрации – на практических занятиях. Ионизация воды, ионное произведение, водородный показатель. Реакция среды. Диссоциация кислот и оснований Арениуса (электролитическая теория кислот и оснований)

План Расчёт рН водных растворов кислот и оснований; Индикаторы. Кислоты и основания Бренстеда (протолитическая теория), показатели рКа и рКb. Гидролиз солей, Расчёт рН их растворов.

Понятие «растворы» Растворы - это гомогенные (однородные) системы, состоящие из двух и более компонентов переменного состава.

Понятие «растворы» Растворителем принято называть такое вещество, которое не меняет своего агрегатного состояния при растворении. Обычно, растворитель – это просто преобладающий компонент раствора.

Жидкими растворами являются: вода морей и океанов, и даже водопроводная вода; биологические жидкости с растворенными в них низкомолекулярными и высокомолекулярными веществами: кровь, лимфа; моча; спинномозговая жидкость; пот; желудочный и кишечный соки; слюна; желчь; цитозоль; матрикс митохондрий.

По строению частиц растворённого вещества и по своим свойствам растворы делятся на три типа: истинные, где частицы растворенного вещества находятся в воде или другом растворителе в виде молекул, атомов или ионов. Это растворы низкомолекулярных соединений (НМС).

продолжение коллоидные, относящиеся к дисперсным системам, где частицы дисперсной фазы находятся в дисперсионной среде в виде мицелл, размеры которых превышают молекулярные. растворы высокомолекулярных соединений (ВМС), занимающие промежуточное положение между истинными и коллоидными растворами. Это растворы белков, нуклеиновых кислот и полисахаридов.

Ионизация воды. Водородный показатель. HOH + HOH ⇆ НО⁻ + Н3О

рН биологических жидкостей колеблется в зоне 1÷9 рН желудочного сока 1; рН кишечного сока 9 рН крови 7,36 (7,25 ÷7,44) рН мочи 4,8 ÷7,5 (из крови сбрасываются лишние кислоты или основания) рН пищевых продуктов 3÷ 6 (в большинстве случаев; только молоко щелочнее этой среды).

рН среды, оптимальное для развития патогенных для человека бактерий практически совпадает с рН плазмы крови: рН для стрептококков и менингококков 7,4 ÷7,6 рН для стафилококков 7,4 рН для пневмококков 7,0 ÷ 7,4

Ионизация кислот и оснований. С позиций теории электролитической диссоциации (теории Аррениуса): кислоты – это молекулы или ионы, которые при растворении в воде освобождают Н+ Причём, этот Н+ гидратируется с координационным числом =1. НА + НОН ⇆ А– + Н3О+, (7) где НА – кислота в общем виде, А– - кислотный остаток. Упрощённо (без учёта гидратации): НА ⇆ А– + Н+ (8) # Вероятность нахождения Н+ в свободном виде чрезвычайно мала

Константа равновесия Кр (8) - – константа кислотности Ка

Физический смысл Ка и рКа Обратимся к реакции ионизации кислоты (8). Положение равновесия этой реакции зависит от кислотности среды. В кислой среде равновесие (8) будет смещено влево, в сторону молекулярных форм, а в щелочной среде – вправо, в сторону ионных форм. Очевидно, найдётся такая среда, в которой кислота окажется ионизированной на 50%, т.е. [HA] = [A– ]. При этом условии константа равновесия примет значение:

Примечание рКа может быть своеобразной точкой отсчёта для количества ионизированных форм кислоты при любом рН. Это количество, можно посчитать по формуле:

Ионизация оснований С позиций теории электролитической диссоциации (теории Аррениуса): Основания – это молекулы или ионы, которые при растворении в воде освобождают –ОН Рассмотрим основания, дающие при ионизации одну ОН-группу : Э – ОН ⇆ Э+ + –ОН (11) Кр = Кb = = const при данной температуре

Такой процесс ионизации аммиака записывается: NH3 + HOH ⇆ +NH4 + ⁻OH pH > 7 (13) рКb(NH3·HOH) ≈ 4,8 аммиак водный что будет свидетельствовать о слабой основности водного раствора аммиака.

# Обратим внимание, что ионизируется аммиак, а не NH4OH , как это было принято считать во времена Аррениуса. Поэтому запись процесса диссоциации NH4OH ⇆ +NH4 + ⁻OH не отражает суть событий и является неправильной. Не может диссоциировать то, что не существует! Находящиеся в небольшом количестве ионы аммония и гидроксид-ионы произошли от ионизации аммиака и не собираются в молекулу, так как между ними не может быть ковалентной связи. Так что неоткуда взяться молекуле NH4OH.

Физический смысл рКb # Физический смысл рКb для оснований устанавливают также как рКа для кислот: рКb – это рОН – среды, при котором основание ионизируется на 50%. Для каждого основания существует своё значение рКb , зависящее от его строения.

Расчет рН разбавленных растворов сильных и слабых кислот и оснований

[H+] = 2Cм(Н2А) = 2 = 2 = =Сэ(Н2А)

Поэтому решение задачи 1.через α: Степень диссоциации показывает долю ионизирован-ных молекул, и концентрацию Н+ можно выразить через эту долю: [H+] = α · Cм(НА) pHслаб. к-ты = -lg  · Cм (HA) = - (lg + lgCм) = = - lg - lgCм = p + pCМ (HA) (23) Вывод: кислотность среды для растворов слабых одноосновных кислот определяется уже не только показателем молярной концентрации, но и показателем степени диссоциации (точнее, суммой двух показателей р и рСМ).

Решение задач Определим рН 0,1м HCl, 0,1м H2SO4 , 0,1э H2SO4 а) б) в) а) рННСl - ? HCl - сильная кислота. Поэтому, согласно (16): рН = рСэ = -lgCм = -lg 0,1 = -lg 10-1 = 1 Ответ: рН 0,1М (HCl) = 1

Решение задач (продолжение) б) рН (H2SO4) - ? H2SO4 – сильная ислота. Поэтому, согласно (18): рН = рСэ = -lgСэ = -lg Cм∙Z = -lg 0,1∙2 = = -lg 2∙10-1 = - 1,3 = 0,7 Ответ: рН 0,1м (H2SO4 ) = 0,7

Решение задач (продолжение) в) рН(H2SO4) - ? рН = рСэ = -lgCэ = -lg10-1 =1 Ответ: рН 0,1э H2SO4 = 1 (так же как и 0,1 э НСl)

Решение задач (продолжение) рН 0,1э (H2SO3) -? H2SO3 – это слабая

# Cравните с рН 0,1э H2SO4 = 1 ! Получается, что H2SO3, взятая в эквивалентном количестве с H2SO4 , имеет большую рН своего раствора (т.е. создает менее кислую среду по сравнению с Н2SO4). Но так и должно быть, ведь H2SO3 слабее, чем H2SO4.

Решение задач (продолжение) pH 0,1M (NH3 · H2O) - ? NH3 в воде – это слабое Кb = 1,79 · 10-5 основание. Поэтому  = 0,01 можно применять формулы либо (26 –27) , либо (28 – 29) для рОН. а) через α, согласно (26): рОН = рα + рСм(осн) = - lg α – lg Cм(осн) = = -lg 10-2 – lg 10-1 = 2 + 1 = 3 б) через Кb согласно (28): рОН (NH3  H2O)= = =

Решение задач (продолжение) рКb = - lgKb = - lg 1,79∙10-5 = - 5,25 = 4,75 рСМ = - lg СМ = - lg 10-1 = 1 рН = 14 – рОН = 14 – 3 = 11 Ответ: рН 0,1м NH3∙H2O = 11

Кислотно-основные индикаторы В качестве индикаторов для определения рН растворов используют слабые органические кислоты и основания, у которых молекулярная и ионная формы отличаются по цвету (см. табл. 3)

В растворе кислотный индикатор, например, ведёт себя следующим образом: НInd ⇆ H+ + Ind⁻ (33) окраска I окраска II Кр = К а(H Ind) = = const при данной to (34)

рН среды, при котором индикатор ионизирован на 50% (а это, как мы помним, есть значение рКа индикатора) и цвет раствора смешанный, называется точкой перехода цвета индикатора рТ. рТ (инд.) = рКа (инд.) = - lg Ка (инд.) - это силовая характеристика индикатора. рТ ± 1 - это зона перехода цвета индикатора. Ведь наш глаз замечает смешанный цвет не только при условии равенства концентраций молекулярных и ионных форм индикатора, но и когда концентрация одной из форм преобладает над другой в 10 раз (Логарифмируем уравнение 34, получим: lg 10 = 1).

Кислоты и основания Бренстеда (протолитическая теория кислот и оснований). Кислоты Бренстеда – это нейтральные молекулы или ионы, способные отдавать протон водорода (доноры Н+). Основания Бренстеда – это нейтральные молекулы или ионы, способные принимать протон водорода (акцепторы Н+).

Кислоты и основания Бренстеда (протолитическая теория кислот и оснований). Чтобы принимать Н+, основания должны иметь электронные пары. Донорами электронных пар обычно выступают атомы N, O, S и даже С (карбоанионный центр). Таким образом, основаниями по Бренстеду могут быть: NH3, H2O, HOR, HSR, HO⁻, NC⁻, CH3COO⁻ и т. д..

Таким образом, кислотно-основное взаимодействие — это перенос Н+ с кислоты на основание, с образованием новой кислоты и нового основания, сопряжённых исходным. Нетрудно показать, что сильной кислоте соответствует слабое сопряжённое основание, и наоборот.

Силовой характеристикой кислотно-основных свойств любой сопряжённой пары является рКа - показатель кислотности, характеризующий оба компонента этой пары: чем меньше рКа , тем сильнее кислотность и слабее основность в данной сопряжённой паре. Так, рКа(Н3О+ / Н2О) = -1,7 (36) В этой паре очень сильная кислотность (Н3О+) и очень слабая основность (Н2О).

рКа(НОН / НО⁻) = 15,7 (37) В этой паре очень слабая кислотность (НОН) и очень сильная основность (НО⁻).

Гидролиз солей Гидролиз солей – это реакция обменного разложения между солью и водой. Гидролиз солей – это реакция взаимодействия ионов слабого электролита, входящего в состав соли, с водой, в результате которой получается слабый электролит. Гидролиз соли – это слабое кислотно-основное взаимодействие ионов соли с водой, приводящее к разрушению не только соли, но и воды.

Таблица 4. Примеры солей, подвергающихся гидролизу:

Гидролиз солей (продолжение) Согласно определению, соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой, в ходе гидролиза это сильное основание и эту слабую кислоту и дают: CH3COONa + HOH ⇆ CH3COOH + NaOH (35)  В кратком ионном виде: Na+ + НОН → реакция не идёт, так как катион Nа+ не может связывать ион НО⁻ из воды (у Nа+ плохое сродство к электронам). Иными словами, гидролиз (разрушение воды) катионом Nа+ происходить не может.  Зато ацетат ион может разрушать воду (т.е. осуществлять гидролиз), связывая Н+ и выталкивая НО⁻: СН3СОО⁻ + НОН ⇆ СН3СООН + НО⁻ рН > 7 (36) Такой процесс (36) называют гидролизом по аниону. Вывод: соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой (СН3СООNа), гидролизуется по аниону (СН3СОО–)

Гидролиз солей (продолжение) Соль, образованная слабым основанием и сильной кислотой, в ходе гидролиза даёт слабое основание и сильную кислоту. NH4Cl + HOH ⇆ NH3 ∙ HOH + HCl ⇆ NH3 + H3O+Cl– (39)  В кратком ионном виде: Сl– + НОН → реакция не идёт, так как хлорид анион Cl– не может выталкивать НО⁻ и связывать Н+ из воды. (Сl– – плохой донор электронной пары из-за делокализации электронной плотности, поэтому он устойчивее, чем НО⁻ и существует сам по себе). Таким образом, гидролиз (разрушение воды) анионом Cl- происходить не может  Зато катион аммония частично гидролизуется водой: NH4+ + HOH ⇆ NH3 + H3O+ (катион гидроксония) рН < 7 ( 40)

Гидролиз солей (продолжение) Соли, образованные слабой кислотой и слабым основанием в ходе гидролиза эти же соединения и дают. CH3COO NH4 + HOH ⇆ сH3COOH + NH3 · НОН (43) Гидролиз по катиону: +NH4 + HOH ⇆ NH3 + H3O+ (44) рН либо 7, либо < 7, либо > 7 (см. ниже) 2 HOH, Гидролиз по аниону: CH3COO - + HOH ⇆ CH3COOH + HO⁻ (45) В этом случае положение равновесия (43) будет сдвинуто вправо больше, чем в предыдущих случаях (35) и (39), так как образующиеся продукты сH3COOH и NH3 - слабые электролиты. Причём, как видим, часть разрушенной воды возвращается в систему, что тоже способствует смещению равновесия вправо.

Степень гидролиза зависит: от природы соли (характеристики рКа и рКb). от t0 (повышается t0 - растёт гидролиз, так как гидролиз – это эндотермический процесс); от концентрации (чем меньше концентрация соли, тем лучше идёт гидролиз, см. (49)); от рН среды: гидролиз по катиону даёт катион Н+, поэтому при добавлении щёлочи происходит связывание Н+ (Н+ + НО⁻ → НОН), что приведёт к смещению равновесия (39) и (40), а также (43) и (44) вправо; гидролиз по аниону даёт анион НО-, поэтому при добавлении кислоты происходит связывание НО⁻: НО⁻ + Н+ → НОН, что приведёт к смещению равновесия (35) и (36), а также (43) и (44) вправо. Таким образом, кислоты и щёлочи будут усиливать определённый тип гидролиза (соответственно, по аниону или катиону, а также по обоим ионам).

Конец лекции Благодарю за внимание