Классификация растворителей

Лекция № 5

Протолитическая теория кислот и оснований. Кислотно-основное равновесие и его применение в анализе. (Равновесие в смесях электролитов и автопротолиз воды. Водородный показатель)

(4 часа)

План:

1. Протолитическая теория кислот и оснований.

2. Роль растворителей и их систематизация.

3. Равновесие в смесях кислот и оснований. Константы кислотности и основности и их значение.

4. Автопротолиз воды. Ионное Классификация растворителей произведение воды рН смесей.

Из курса неорганической химии понятно несколько классификаций хим реакций. Зависимо от количества и состава начальных веществ и товаров реакций их делят на реакции разложения, соединения, замещения и обмена. Можно выделить также реакции, протекающие с конфигурацией степени окисления и без конфигурации, экзо- и эндо... реакции. Исходя из Классификация растворителей убеждений химика-аналитика целенаправлено выделить последующие типы хим реакций:

1) с переносом протона – кислотно-основные; 2) с переносом электрона – окислительно-восстановительные; 3) с переносом электрических пар с образованием донорно-акцепторных связей – реакции комплексообразования. Снутри каждого типа можно дальше провести более детализированную систематизацию. К примеру, посреди кислотно-основных реакций можно выделить реакции Классификация растворителей – диссоциаций, автопротолиз и др., в ОВР – диспропорционирование, межмолекулярное окисление – восстановление, внутримолекулярное окисление – восстановление.

Все эти равновесия имеют много общего, но, каждый тип обладает своими особенностями. Остановимся подробнее на этих типах хим равновесия. Равновесия в смесях кислот и оснований выделяют в отдельный вид в связи с резким различием катиона Классификация растворителей водорода от всех других ионов и необыкновенной значимостью реакций с ролью протона для большинства разделов химии.

Существует несколько теоретических концепций кислотно-основных перевоплощений: 1) это электронная теория диссоциации С. Аррениуса, согласно которой кислота – это электролит, при диссоциации которого появляется Н+; а основание – это электролит, диссоциация которого ведет к образованию ОН–; эта Классификация растворителей теория имеет ряд недочетов и справедлива только для аква смесей;

2) электрическая теория Льюиса;

3) теория сольвосистем Фрейна;

4) протолитическая теория Бренстеда;

5) более общей теорией кислот и оснований является теория Усановича, в какой кислотами являются вещества, отдающие катионы либо принимающие анионы (электроны), а основание вещества, отдающие анионы (электроны) и принимающие катионы.

Протолитическая Классификация растворителей теория получила более обширное распространение. В базе протолитической теории лежит отношение веществ к протону (Н+), лишенному электрооболочки, который на 5 порядков меньше других ионов и очень подвижен.

Согласно этой теории кислотой именуется частичка (молекула либо ион), способная отдавать протон, т.е. кислота – донор протонов.

CH3COOH Û H+ + CH3COO Классификация растворителей– (a) либо в общем виде HB Û H+ + B–

к-та к-та

Основание – это частичка (молекула либо ион), способная принимать протон, т.е. основание – это акцептор протонов.

NH3 + H+ Û NH4+ (б) либо в общем виде H+ + В Û BН+

осн. осн.

(а) и (б) – это кислотно-основные полуреакции, которые раздельно Классификация растворителей (без помощи других) существовать не могут.

Реакции передачи протона (реакции кислотно-основного взаимодействия) именуются протолитическими, а сами кислоты и основания протолитами.

К таким реакциям относятся реакции диссоциации, автопротолиза, гидролиза, нейтролизации. Все вещества только потенциально являются кислотой либо основанием, а проявляют эти характеристики только в протолитической реакции.

CH3COOH + NH3 Û CH3COO– + NH Классификация растворителей4+ B1 + HB2 Û HB1 + В2–

к-та1 осн.2 осн.1 к-та2 осн.1 к-та2 к-та1 осн.2

В итоге реакции появляется новенькая пара частиц, одна из которых способна отдавать протон, а другая – принимать протон, т.е. кислота оказывается в равновесии с сопряженным основанием, а основание связано с кислотой.

Некие частички Классификация растворителей (молекулы либо ионы) могут проявлять себя зависимо от критерий как кислотами, так и основаниями, т.е. могут как принимать так и отдавать протон. Их именуют амфолитами. К амфолитам можно отнести воду, аммиак, гидрокарбонат-ион и др.

H2O Û H+ + OH– к-та лиат-ион (гидроксид-ион) NH Классификация растворителей3 + H+ Û [NH]4+ осн. лионий-ион NH3 Û H+ + NH2– лиат-ион
H2O + Н+ Û H3О+ осн. лионий-ион (ион-оксания) HСO3– + H2O Û CO32– + H3O+ к-та1 осн.2 осн.1 к-та2 HСO3– + H3O+ Û Н2CO3 + H2O осн.1 к-та2 к-та1 осн.2

В рамках протолитической теории, круг Классификация растворителей кислот, оснований и амфолитов смотрится по другому, чем по теории электролитической диссоциации С. Аррениуса.

Согласно теории Бренстеза и Лоури к кислотам, основаниям и амфолитам можно отнести

Кислоты Основания Амфолиты
1. Нейтральные молекулы: H2SO4, HNO3, HCl, CH3COOH, H2O и т.д. 1. Нейтральные молекулы: NH3, NH2R, NHR2, N Классификация растворителей2H4, NH2OH и др. 1. Нейтральные молекулы: H2O, NH3, Zn(OH)2 и др.
2. Гидроанионы: HСO3–, HSO3–, H2PO4– и т.д. 2. Анионные основания: OH–, CH3COO–, Cl–, Br–, I–, HCO3–, CO32– и др. 2. Гидроанионы: HSO3– и др.
3. Катиониты: H3O+, NH4+, [Al(H2O)6]3+ и др. 3. Катионные основания Классификация растворителей: NH2 NH3 – гидразолий-ион, Al(H2O)5OH2+ и др. 3. Всеохватывающие молекулы: Al(H2O)5OH2+ и др.

Растворитель в этой теории рассматривается не только лишь как физическая среда, с определенным значением диэлектрической проницаемости e, да и как вещество, которое химически ведет взаимодействие с кислотой либо основанием.

Примеры Классификация растворителей:

Диссоциация кислоты в воде: CH3COOH + H2О Û Н3О+ + CH3COO– к-та1 осн.2 к-та2 осн.1
Растворение NH3 в воде NH3 + H2О Û NH4+ + ОН– осн.1 к-та2 к-та1 осн.2

Способность кислот и оснований диссоциировать в данном растворителе находится в зависимости от:

1. Возможности основания присоединять протон либо Классификация растворителей возможности кислоты отдавать протон.

2. Возможности растворителя присоединять либо отдавать протон.

Потому силу кислот либо оснований можно ассоциировать исключительно в растворителях схожей хим природы. В справочных таблицах приведены Кр и рК в аква смесях при 298 К.


Систематизация растворителей

Все растворители можно поделить на

Апротонные (не способны к присоединению либо отдаче Протолитические Классификация растворителей (способны к присоединению либо отдаче Н+) ¯ ¯ ¯
протона, в их кислоты и основания не способны к диссоциации). Это С6Н6, С6Н3СН3, CCl4 Амфипротонные (амфотерные), способны присоединять и отдавать Н+ (Н2О, С2Н5ОН,СН3ОН, С6Н5ОН, NH3). В их диссоциируют основания и кислоты Классификация растворителей Протофильные (способны присоединять Н+) (главные), диссоциация кислот в их усиливается (пиридин, гидразин) Протогенные способны отщеплять Н+ (кислотные), в их усиливается диссоциация оснований (НСООН, СН3СООН и др.

По протоно-донорным и протоно-акцепторным свойствам растворители можно расположить в ряд:

протогенные амфипротонные протофильные
H2SO4, CCl3, СН3СООН, H2O, C2H Классификация растворителей5OH, NH3 NH3, C5H5N

“справа” “влево”

протоно-донорные характеристики усиливаются ¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾

“слева” “вправо”

протоно-акцепторные характеристики уменьшаются ¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾®

Для аналитической практики принципиальна систематизация растворителей по Классификация растворителей их возможности дифференцировать и нивелировать силу кислот и оснований.

Нивелирующие растворители – это растворители, которые сглаживают различия в силе кислот либо оснований. Нивелирующими растворителями для их являются CH, NH3, гидразин. При этом, чем больше протоно-акцепторные характеристики растворителя, тем больше нивелируется в нем.

Для оснований нивелирующими растворителями являются кислоты СН3СООНбзв, НСООНбзв Классификация растворителей. Чем посильнее протоно-донорные характеристики растворителя, тем больше оснований в нем нивелируются.

Дифференцирующие растворители – это растворители, в каких наблюдается резкое отличие в силе кислот либо в силе оснований.

Для кислот дифференцирующими являются протоногенные либо амфолитные растворители (СН3СООН).

Этот вопрос более тщательно будет рассматриваться в теме Классификация растворителей «Неводное титрование».

Для основного дифференцирования являются профильные смеси.

Кислотно-основные характеристики протолитов можно охарактеризовать константами равновесия.

Так как сильные электролиты в смесях на сто процентов распадаются на ионы, а активность ионов изменяется зависимо от концентрации электролита, то Кр не имеет неизменного значения (значение ее значительны), и ее не употребляют для описания Классификация растворителей этих смесей.

Особенностью слабеньких электролитов будет то, что процесс диссоциации обратим и, как следует, к нему можно приложить ЗДМ.

а) CH3COOH Û Н+ + СН3СОО–

к-та

[H+] [CH3COOH]

Кр = ----------------------- = Кд либо Кл либо КА – константа кислотности.

[CH3COOH]

[H+] [В–]

НВ Û Н+ + В = ------------- =

[HВ]

к-та

б) NH Классификация растворителей4ОH– Û ОН– + NH4 +

осн.

[NH4+] [OH–]

Кр = ----------------------- = Кд либо Кл либо КА – константа основности.

[NH4OH–]

В + Н2О Û ВН+ + ОН–

Константа диссоциации находится в зависимости от природы электролита, температуры, но не находится в зависимости от концентрации, т.е.

[ВH+] [ОН–]

КА = -----------------

[В] [H20]

Кд = j (природа электролита, t Классификация растворителей0)

Константа диссоциации находится в зависимости от природы электролита, температуры, но не находится в зависимости от концентрации, т.е.

Связь меж Кд и a выражается законом разбавления Оствальда.

Нередко употребляют не сами Кд, а характеристики констант:

pКа = – lg Ka

pKB = – lg KB

Кд и рК приведены в справочных таблицах.

Константы диссоциации и также Классификация растворителей характеристики констант употребляют для сопоставления силы кислот и оснований, также направления протекания хим реакций, которое определяется конкурентнстью силы кислот и оснований, участвующих в равновесии.

Примеры.

КА Н3ССООН = 1,8 ´ 10–5 Чем больше Кд, тем посильнее
КА НССООН = 1,8 ´ 10–4 кислота.
CO2­ Na2CO3 + 2HCl Û 2NaCl + H2CO3 á H2O мощная Классификация растворителей к-та слабенькая к-та Кд1 = 4,3 ´ 10–7

Реакции, используемые в высококачественном анализе, протекают в большинстве случаев в аква смесях. Вода представляет собой слабенький электролит и обратимо диссоциирует в малозначительной мере. Процесс диссоциации воды носит заглавие автопротолиза. Автопротолиз –самоионизация растворителя, проявляющего кислотно-основные характеристики

Для NH3 NH3 + NH3 Û N2H4 + 2H+ к Классификация растворителей-та1 осн.2 к-та2 осн.1 Для воды H2О + H2О Û H3O+ + ОН– осн.1 к-та2 к-та1 осн.2

В облегченном виде диссоциацию воды можно записать:

H2О Û H+ ОН–

Согласно ЗДМ:

[H+] [OH–]

Кр = ------------------ = 1,8 ´ 10–16

[H2O]

[H+] и [OH–] – сбалансированные характеристики в моль/дм3.

КS = Кр [H Классификация растворителей2O] = КW = [H+] [OН–] = 10–14 (при 298 К)

КW - ионное произведение воды;

КS - константа автопротолиза.

В общем виде КS = [ион-лиония] [лиат-иона].

Для данной температуры произведение молярных концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов есть величина неизменная и именуется ионным произведением воды.

pKs(H2O) = – lg Ks H Классификация растворителей2O = 14

В незапятанной воде [H+] = [OH–] = 10–7 моль/дм3.

Почаще употребляют не концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов, а водородный показатель и гидроксидный показатель.

рН = – lg [H+] Водородный показатель – это отрицательный десятичный логарифм полярной концентрации ионов водорода.
рОН = – lg [OH–] Гидроксидный показатель – это отрицательный десятичный логарифм молярной концентрации гидроксид-ионов.

Связь меж ними Классификация растворителей выражается формулой рН + рОН = 14.

Для расчета [H+] либо [OH–] употребляют формулы:

КW КW

[H+] = -------- ; [OH–] = -------

[OH–] [H+]

Значение рН количественно охарактеризовывает кислотность и основность смесей.

Шкала значений рН 0-3 4-6 7-11 12-14
очень кислая среда слабо кислая среда нейтральная среда слабо основная среда очень основная среда

Определение значения рН раствора является принципиальным Классификация растворителей условием проведения аналитической реакции.

К примеру:

а) фармакопейная реакция на

K+ + H2C4R4O6 Û KHC4R4O6 ¯ + H+

белоснежный осадок не растворим в кислотах

рН = 4¸7 с этой целью реакцию ведут в присутствии CH3COONa

2) фармакопейная реакция на Ca2+ c (NH4)2

Ca2+ + C2O42– Û CaC2O4 ¯

белоснежный осадок растворим в кислотах

рН Классификация растворителей = 6¸7

Величину рН можно найти зрительно при помощи хим индикаторов (метиловый оранжевый, метиловый красноватый, ф/ф, лакмус – универсальная индикаторная бумага – так именуемые рН-индикаторы), либо инструментально (прибор рН-метр), либо высчитать.

Для вычисления [H+], [OH–], рН и рОН в аква смесях кислот и оснований можно использовать последующие расчетные Классификация растворителей формулы:

Для сильных кислот и оснований:

кислота: [H+] = Ск-ты ´ основность кислоты

рН = – lg Ск-ты ´ основность кислоты

основание [OH–] = Сосн. ´ кислотность основания

рОН = – lg Сосн. ´ кислотность основания

рН = 14 – рОН.

Для слабеньких электролитов:

кислота: [H+] = a ´ Ск-ты = ÖКА ´ Ск-ты Þ рН = – lg [H+] = – lg ÖКА

основание Классификация растворителей [OH–] = a ´ Сосн.=ÖКВ ´ Сосн. Þ рОН = – lg [OH–] = – lg ÖКВ

рН = 14 – рОН.

Перевоплощенные математические формулы приведены в справочных таблицах.


klassifikaciya-reliktov.html
klassifikaciya-reshenij-upravleniya-riskami.html
klassifikaciya-rezhimov-nalozheniya.html