Активная,потенциальная и общяя к-ость.

Определени к-ты и основания.

кислотность-основность определяется переносом протонов или способностью в-ва отдавать-принимать протоны

кислоты – молекулы-ионы, отдающие протоны, или доноры протонов

основания – молекулы-ионы, принимающие протоны, или акцепторы протонов

Определение амфолита.

амфолиты - молекулы-ионы, отдающие протоны и принимающие протоны, или доноры и акцепторы протонов

ПР: основание 1 + кислота 2 Û кислота 1 + основание 2

NH₃ + H₂O ® NH₄⁺ + OH^-

кислота и основание являются сопряженными

всегда идут два процесса: кислота2 ® основание2 + Н⁺ и основание1 + Н⁺® кислота1

 

кислоты Бредстеда - молекулы-ионы, отдающие протоны, или доноры протонов

Классификация кислот.

нейтральные кислоты в виде нейтральных молекул ПР: HCl H₂SO₄

катионные кислоты в виде катионов ПР: NH₄⁺

анионные кислоты в виде анионов ПР: HSO₄^-

чем сильнее кислота, тем стабильнее кислотный анион-слабее сопряженное основание

кислотность зависит от центрального атома кислотного центра,

от наличия в молекуле сопряженных двойных связей(у органических молекул)

от заместителей(радикалов) в кислотном центре(у органических молекул)

от растворителя:

- чем больше ЭО центрального атома, связанного с атомом Н, тем больше полярность связи с атомом Н,

тем легче отдаются протоны Н⁺ и сильнее кислота-стабильнее кислотный анион

ПР: ОН-кислотный центр>NH-кислотный центр

- чем больше размер центрального атома, связанного с атомом Н, тем больше поляризуемость связи с атомом Н,

тем легче отдаются протоны Н⁺ и сильнее кислота-стабильнее кислотный анион

ПР: SН-кислотный центр>ОH-кислотный центр

- сопряжение и мезомерный эффект ведут к выравниванию (-)заряда аниона и стабилизирует анион

- электроноакцепторные заместители стабилизируют анион и увеличивают кислотность

электронодонорные заместители дестабилизируют анион и уменьшают кислотность

влияние растворителя на свойства кислот

растворитель вызывает образование протонов и анионов, стабилизирует ионы, образуя гидраты(сольваты)

- если сродство к протону Н⁺ у р-теля больше, чем у растворенного в-ва, то р-тель основание, в-во кислота

- чем активнее образуются гидраты(сольваты), тем стабильнее ионы-сильнее кислота

 

основания Бредстеда - молекулы-ионы, принимающие протоны, или акцепторы протонов

Классификация оснований.

нейтральные основания в виде нейтральных молекул ПР: H₂О С₂H₅OН

катионные основания в виде катионов ПР: Cl^- ОН^-

анионные основания в виде анионов ПР: H₂N-NH₃⁺

присоединение протона идет путем образования ковалентной связи

или ч/з свободную пару электронов, как у атомов O-N-S (ониевые основания),

или ч/з p-электроны(p-основания у органических молекул):

ПР: амины, пиридин - аммониевые основания имеют в центре основности атом N со свободной парой е-

чем сильнее основание, тем стабильнее катион-слабее сопряженная кислота

основность зависит от атома в основном центре

от заместителей(радикалов) в основном центре(у органических молекул)

от растворителя:

- чем больше ЭО атома основного центра,

тем сильнее удерживаются е-, труднее образуется связь с Н⁺ и слабее основание

ПР: NH-основный центр>ОН-основный центр

- чем больше размер гетероатома, тем больше поляризуемость связи,

тем труднее образуется связь с Н⁺ и слабее основание

ПР: ОH-основный центр>SН-основный центр

- электроноакцепторные заместители уменьшают основность

электронодонорные заместители увеличивают основность

влияние растворителя на свойства оснований

растворитель вызывает образование гидроксид-ионов и катионов, стабилизирует ионы, образуя гидраты

- если сродство к протону Н⁺ у р-теля меньше, чем у растворенного в-ва, то р-тель кислота, в-во основание

- чем активнее образуются гидраты(сольваты), тем стабильнее ионы-сильнее основание

49) Влияние растворителя на свойства кислот и оснований и в протолитическом равновесии.

растворитель вызывает образование протонов и анионов, стабилизирует ионы, образуя гидраты(сольваты)

различают протофильные, протогенные и амфипротные растворители:

- протофильные растворители

если сродство к протону Н⁺ у р-теля больше, чем у растворенного в-ва, то р-тель основание, в-во кислота

ПР: NH₃

протогенные растворители

если сродство к протону Н⁺ у р-теля меньше, чем у растворенного в-ва, то р-тель кислота, в-во основание

ПР: СН₃СООН безводная

амфипротные растворители

ПР: Н₂О

в зависимости от растворителя в-во или кислота, или основание

протолитическое равновесие

кислота и основание реагируют в паре или являются сопряженными

всегда идут два процесса: кислота1 ® основание2 + Н⁺ и основание1 + Н⁺® кислота2

протоны Н⁺ не существуют в растворах в свободном виде, и два процесса идут одновременно

устанавливается кислотно-основное равновесие, обусловленное переносом протонов Н⁺

основание 1 + кислота 1 Û кислота 2 + основание 2

хим.равновесие – состояние системы реагирующих в-в, где скорости «прямой» и «обратной» реакций равны

ПР: реакции нейтрализации, ионизации, гидролиза – частные случаи кислотно-основного равновесия

при кислотно-основном равновесии справедлив закон действующих масс

при Т=const скорость хим.реакции пропорциональна произведению молярных концентраций реагирующих в-в,

взятых в степенях равных коэффициентам в-в в уравнении хим.реакции

 

Ионное произведение воды.

вода - слабый электролит H₂O Û H⁺ + OH^- или 2H₂O Û H₃O⁺ + OH^- + 56,5 кДж/моль

константа диссоциации воды определяется путем измерения электропроводности

 

константа диссоциации воды при 298°К(25°С) равна К = 1,8 × 10^-16моль/л

из-за низкой степени диссоциации активности ионов [H⁺] и [OH^-] равны их концентрациям

а (H⁺)=[H⁺] и ×а (OH^-)=[OH^-]

 

 

из-за низкой степени диссоциации концентрация воды, диссоциировавшей на ионы, не зависит от объема всей воды

[H₂O]=сonst=55,6 моль/л

 

 

[H⁺] × [OH^-]=10^-14моль²/л², где [H⁺]=[OН^-]=10^-7моль/л

выражение [H⁺] × [OH^-] есть ионное произведение воды

ионное произведение воды зависит от температуры:

при повышении температуры диссоциация воды усиливается, и ионное произведение воды увеличивается

 

в нейтральных-кислых-щелочных р-рах [H⁺] и [OH^-] меняются сопряженно, и ионное произведение воды не меняется

- в нейтральной среде [H⁺]=[OН^-]=10^-7моль/л

- если к воде добавить щелочи, чтобы повысить концентрацию [OН^-], например до [OН^-]=10^-4моль/л,

равновесие диссоциации воды сместится, и диссоциация уменьшится до [Н⁺]=10^-10моль/л

ионное произведение воды не изменится [H⁺] × [OH^-]=10^-14моль²/л²

- если к воде добавить кислоты, чтобы повысить концентрацию [Н⁺], например до [Н⁺]=10^-4моль/л,

равновесие диссоциации воды сместится, и диссоциация уменьшится до [ОН^-]=10^-10моль/л

ионное произведение воды не изменится [H⁺] × [OH^-]=10^-14моль²/л²

52)Водородный показатель.53)и его связь с гидроксильным.54)Значения pH и OH для нейтральных,кислых и щелочных сред. возьмем -lg[H⁺] и обозначим его как «водородный показатель» рН:

- в воде(нейтральной среде), где [H⁺]=[OН^-], «водородный показатель» воды равен рН =-lg[H⁺]=-lg10^-7=7

- в щелочных растворах [Н⁺]<10^-7моль/л и рН>7

- в кислых растворах [Н⁺]>10^-7моль/л и рН<7

- изменение рН на 1 означает 10-кратное изменение концентрации [H⁺]

изменение рОН =-lg[ОН^-] противоположно изменению рН, и определяется уравнением рН + рОН =14

57) Расчет рН для растворов слабых кислот и оснований.

реакцию среды слабых кислот и оснований определяют концентрации ионов [H⁺] и [OH^-]

слабые кислоты и основания диссоциируют неполностью

при электролитической диссоциации слабых электролитов устанавливается хим.равновесие

хим.равновесие – состояние системы реагирующих в-в, где скорости «прямой» и «обратной» реакций равны

при электролитической диссоциации слабых электролитов справедлив закон действующих масс

при Т=const скорость хим.реакции пропорциональна произведению молярных концентраций реагирующих в-в,

взятых в степенях равных коэффициентам в-в в уравнении хим.реакции

ПР: СН₃СООН Û H⁺ + СН₃СОО^-

u ₁= k ₁ С (СН₃СООН) u ₂= k ₂ С (H⁺) С (СН₃СОО^-)

u ₁ =u ₂ k ₁ С (СН₃СООН) = k ₂ С (H⁺) С (СН₃СОО^-) k ₁[СН₃СООН] = k ₂[H⁺] [СН₃СОО^-]

, где K – константа равновесия реакции диссоциации или константа диссоциации

 

константа диссоциации слабых электролитов зависит от природы р-теля, электролита, температуры:

- чем полярнее р-тель и активнее диссоциация, тем больше константа диссоциации

- чем сильнее электролит и активнее диссоциация, тем больше константа диссоциации

- чем выше температура и активнее диссоциация, тем больше константа диссоциации

- при разведении константа диссоциации слабых электролитов увеличивается за счет роста степени диссоциации

* закон Освальда для слабых электролитов

 

- при добавлении в р-р слабого электролита

сильных электролитов с общими ионами - константа диссоциации уменьшается,

сильных электролитов, не имеющих общие ионы,- константа диссоциации зависит от ионной силы р-ра

 

константа диссоциации кислоты К_а служит характеристикой ее кислотности:

СН₃СООН Û H⁺ + СН₃СОО^-

 

если [H⁺] = [СН₃СОО^-] и [СН₃СООН] = С_1/Z - [H⁺], то

 

если С_1/Z достаточно велика, то величиной [H⁺] можно пренебречь

 

 

 

рН =-lg[H⁺]=1/2 × (-lg K - lg С_1/Z) = 1/2 × (pK - lg С_1/Z), где pK = – lg K

 

чем меньше рК кислоты, тем сильнее кислота

 

константа диссоциации основания К служит характеристикой ее основности:

NН₃ + H₂О Û NН₄⁺ + ОH^-

 

если [NH₄⁺] = [ОH^-] и [NН₃] = С_1/Z - [OH^-], то

 

если С_1/Z достаточно велика, то величиной [H⁺] можно пренебречь

 

 

 

рОН =-lg[ОH^-]=1/2 × (-lg K - lg С_1/Z) = 1/2 × (pK - lg С_1/Z), где pK = – lg K

чем больше рК основания, тем сильнее основание

 

характеристикой основности основания служит pK сопряженной кислоты

 

 

чем больше рК сопряженной кислоты,

тем слабее сопряженная кислота-сильнее основание

 

силу кислот и оснований можно выразить значением рН или значением рК

Активная,потенциальная и общяя к-ость.

у слабых кислот различают активную-потенциальную-общую кислотность:

- активная кислотность зависит от концентрации в р-ре свободных катионов Н⁺

- потенциальная кислотность зависит от концентрации в р-ре недиссоциированных молекул кислоты

- общая кислотность складывается из активной и потенциальной (определяется титрованием)

ПР: СН₃СООН Û СН₃СОО^- + Н⁺

56) Расчет рН для сильных растворов сильных кислот и оснований.

сильные кислоты и основания диссоциируют полностью

ПР: HCl ® H⁺ + Cl^-

NaOH ® Na⁺ + OH^-

на концентрацию ионов влияет межинное взаимодействие

степень электролитической диссоциации, рассчитанная по электропроводности р-ра, оказывается ниже реальной

такая расчетная степень диссоциации есть "кажущаяся степень диссоциации"

концентрация активно проявляющихся ионов электролита есть активность ионов

чем больше концентрация активных ионов, тем больше активность ионов

активность ионов рассчитывается по формуле

а = g × C,

где g - коэффициент активности,

С – молярная концентрация ионов (моль/л)

реакцию среды сильных кислот и оснований определяют активности ионов а (H⁺) и а (OH^-),

которые рассчитываются по формулам

а (H⁺) = a_каж × С_1/Z,

где С_1/Z – молярная концентрация эквивалента кислоты(моль/л)

pН =-lg[H⁺]=- lg(a_каж × С_1/Z)=- lg a_каж - lg С_1/Z

рН =- lg a_каж - lg С_{1/Zкислоты}

а (OH^-) = a_каж × С_1/Z,

где С_1/Z – молярная концентрация эквивалента основания(моль/л)

pОН =-lg[ОH^-]=- lg(a_каж × С_1/Z)=- lg a_каж - lg С_1/Z

рОН =- lg a_каж - lg С_{1/Zоснования}

 

для предельно разбавленных растворов сильных кислот и оснований a_каж = 1

активности ионов а [H⁺] и а [OH^-] равны их концентрациям

а (H⁺)»[H⁺] и ×а (OH^-)»[OH^-]

реакцию среды предельно разбавленных растворов сильных кислот и оснований рассчитывают по формулам

а (H⁺)»[H⁺]= a_каж × С_1/Z» С_1/Z pН =-lg[H⁺]= - lg С_{1/Zкислоты} рН = - lg С_{1/Zкислоты}

 

а (OH^-)»[OH^-]= a_каж × С_1/Z» С_1/Z pOН =-lg[OH^-]= - lg С_{1/Zоснования} рOН = - lg С_{1/Zоснования}