загрузка...
загрузка...
На головну

Найважливіші теорії кислот і підстав

  1. HClO - хлорнуватиста кислота H2SO4 - сірчана кислота
  2. XII. Теорії суспільного розвитку в 20 столітті.
  3. Z4.3. ТЕОРІЇ ЛІДЕРСТВА І СТИЛІ КЕРІВНИЦТВА
  4. Абсолютизм (абсолютно-гетерономний, абсолютно-автономні, інтуїтивні теорії)
  5. Автори теорії.
  6. Аденозинтрифосфорная кислота (АТФ)
  7. Аксіоми теорії ймовірностей

Перша наукова теорія кислотності була запропонована в 1780-х роках А. Лавуазьє. Відповідно до цієї теорії всі кислоти повинні були обов'язково містити атом кисню, що й знайшло своє відображення в назві цього елемента.

У 1816 році Г. Деві висловив припущення, що до складу кислот повинен обов'язково входити атом водню. У 1833 році Ю. Лібіх уточнив це визначення - кислота - речовина, до складу якого входять атоми водню, здатні заміщатися атомами металу.

У 1880-х роках С. Арреніус і В. Оствальд запропонували іонну теорію кислот і підстав, Згідно з якою

У 1923 році майже одночасно з'явилися ще 2 теорії кислот і підстав. Автором першої були датський хімік І. Н. Бренстеда і англійський хімік Т. М. Лоурі, а другий - американський физикохимик Г.H. Льюїс. Відповідно до теорії Бренстеда - Лоурі, названої Протолітична теорією кислот і підстав:

Кислоти, підстави і амфоліти можуть бути як електронейтральних, так і мати заряд.

Кислотно-основна взаємодія полягає в оборотному перенесення протона від кислоти до основи. Кислоти і підстави існують як сполучені пари. У процесі взаємодії один з одним кислота і підставу не зникають, наприклад, утворюючи сіль, а перетворюються в нову підставу і нову кислоту.

Поняття «сіль» в Протолітична теорії взагалі не використовується і, тим більше, відсутнє поняття «гідроліз солі». Так, наприклад, той факт, що розчин NH4Cl має слабокислу середу, пояснюється не гідролізом даної солі з утворенням слабкого електроліту NH4OH і сильного електроліту HCl, а тим, що катіон амонію є слабкою кислотою. Більш того, ніякого «слабкого електроліту» NH4OH насправді не існує (зв'язок між атомами кисню та азоту не може бути ковалентним, так як азот не буває пятивалентного).

Відповідно до теорії Льюїса, названої електронної теорією кислот і підстав

Підстави Бренстеда і підстави Льюїса є одні й ті ж з'єднання, поняття «кислота» згідно Протолітична і електронної теоріям відрізняється.

В аналітичній хімії переважно використовується Протолітична теорія. Це пов'язано з тим, що теорія Льюїса має занадто загальний характер і її важко застосувати для кількісних розрахунків.

4.2. Кількісний опис сили кислот і підстав

Для кількісної характеристики сили кислот, що знаходяться в розчині, використовують константу, що характеризує здатність кислоти віддавати протон молекулі розчинника, яка виступає в якості підстави. Така константа називається константою кислотності (Ka).

Активність розчинника не входить у вираз константи, так як вважається рівною 1.

Для водних розчинів

Силу підстав можна описувати двояко: з допомогою константи основності (Kb) Або за допомогою константи кислотності сполученої кислоти (KBH+ або Ka). У разі водних розчинів дані константи описують такі рівноваги:

B + H2O> BH+ + OH- BH+ + H2O> B + H3O+

Константа основності в сучасній аналітичної хімії практично не застосовується. Це пов'язано з тим, що при використанні даної константи, доводиться працювати з активністю (або концентрацією) гідроксид-іонів, в той час як середовище розчину прийнято описувати за допомогою концентрації іонів водню. Крім того, при використанні константи кислотності сполученої кислоти все протолитов (і кислоти і підстави) можна об'єднати в одну таблицю. Константа основності не несе ніякої нової інформації, так як її легко розрахувати, знаючи величину константи кислотності сполученої кислоти.

позначення KBH+ і Ka рівнозначні між собою. Перший з них ми надалі будемо використовувати в тих випадках, коли мова йде про характеристику сили підстави через пов'язану з ним кислоту. Це особливо зручно в разі складних органічних молекул, що містять кілька кислотних і основних центрів.

4.3. Вплив розчинника на кислотно-основні властивості розчиненої речовини

Кислотно-основні властивості розчинника

Сила кислоти залежить від природи взаємодіє з нею підстави, а сила підстави - від взаємодіє з ним кислоти. Наприклад, первинний амін в воді є більш слабкою основою, ніж в оцтової кислоти.

 

протонизировали називають атом водню, пов'язаний з атомом сильно електронегативного елемента і здатний легко отщепляться від молекули у вигляді протона (тому іноді його називають «рухомим»).

Залежно від кислотно-основних властивостей розчинники бувають:

Протонні розчинники можуть ставитися як до кислотних (оцтова кислота), так і до основних (аміак) або амфотерним розчинників (вода). Одні з представників полярних апротонних розчинників, наприклад, диметилформамід, мають основні властивості, інші (кетони, ацетонітрил, диметилсульфоксид), а також неполярні апротонні розчинники взагалі не схильні до реакцій кислотно-основної взаємодії.

Автопротоліз розчинника. Константа автопротоліза

Автопротолізом називають процес кислотно-основної взаємодії між двома молекулами речовини, при якому одна молекула веде себе як кислота, а друга - як підстава.

H2O + H2O> H3O+ + OH-

СH3COOH + СH3COOH> СH3COO- + СH3COOH2+

C2H5OH + C2H5OH> C2H5O- + C2H5OH2+

NH3 + NH3 > NH2- + NH4+

Автопротолізу в тій чи іншій мірі піддається більшість розчинників. Однак у одних речовин він йде більш інтенсивно, у інших - менш інтенсивно.

Розглянемо реакцію кислотно-основної взаємодії між двома молекулами розчинника

Для чистого розчинника  , тому

Отримана константа називається константою автопротоліза(KSH).

У разі води вираження для константи автопротоліза (зазвичай позначається як KW) виглядає наступним чином:

При 25 ° С  = 1,0 ? 10-14, pKW = 14,0. При збільшенні температури константа автопротоліза води збільшується, а її показник, відповідно, зменшується.

Показник константи автопротоліза є мірою довжини шкали кислотності (від  до  ) Для даного розчинника. Величина, що дорівнює половині pKSH, Відповідає нейтральному середовищі для даного розчинника. У нейтральному середовищі .

Константа автопротоліза розчинника пов'язує між собою константи кислотності і основності частинок, що утворюють пов'язану кислотно-основну пару. Наприклад, для водних розчинів:

Діелектрична проникність

Діелектричної проникністю середовища (E) називають безрозмірну величину, яка показує, у скільки разів взаємодія між двома точковими електричними зарядами в даному середовищі слабкіше, ніж у вакуумі.

Чим вище діелектрична проникність розчинника, тим краще відбувається дисоціація розчиненого в ньому електроліту. Розчинники, у яких e> 15, називаються полярними, а ті, у яких e <15 - неполярними.

Діелектрична проникність впливає на величину константи автопротоліза.

Якщо розчинник має малу діелектричну проникність, то константа дисоціації іонної пари буде також мала, отже, і значення константи автопротоліза буде невеликим.

 розчинник e  pKSH
 HCOOH  57,0  6,1
 CH3COOH  6,2  14,4

Діелектрична проникність розчинника впливає на константу кислотності (або основності) розчиненої речовини. При зменшенні e величини даних констант зменшуються. Причому у заряджених частинок вони змінюються менш сильно, ніж у незаряджених.

 кислота H2O  CH3OH  ?pKa
C6H5COOH  4,2  9,5  5,3
C6H5NH3+  4,6  6,1  1,5



Попередня   8   9   10   11   12   13   14   15   16   17   18   19   20   21   22   23   Наступна

види аналізу | Методи аналітичної хімії | ГЛАВА 2 | Друга аналітична група катіонів | Схема систематичного аналізу | Схема систематичного аналізу | Схема систематичного аналізу | ГЛАВА 3 | Активність і коефіцієнт активності | Відхилення від ідеальності в розчинах сильних електролітів |

загрузка...
© um.co.ua - учбові матеріали та реферати