загрузка...
загрузка...
На головну

Протолітична ТЕОРІЯ КИСЛОТ І ПІДСТАВ

  1. Погодження - теорія
  2. HClO - хлорнуватиста кислота H2SO4 - сірчана кислота
  3. III. ТЕОРІЯ ЗОВНІШНІХ І ВЗАЄМНИХ ВПЛИВІВ
  4. IV. ТЕОРІЯ ІМОВІРНОСТІ І МАТЕМАТИЧНА
  5. А) теорія держави і права (як одна з історико-теоретичних юридичних наук) ________________________________________________________________________________
  6. Агрегатні стани. Розчини: поняття, теорія. Розчини насичені, ненасичені, пересичені.
  7. Аденозинтрифосфорная кислота (АТФ)

Поняття "кислота" і "підстава" застосовують по відношенню до двох груп сполук, які мають сукупністю діаметрально протилежних властивостей. У 1923 р І. Бренстед і Т. Лоурі запропонували загальну протолітичну теорію кислот і підстав. Відповідно до цієї теорії поняттям кислота і підставу відповідають такі визначення.

 
 

Кислота - молекула або іон, здатні віддавати катіон водню (протон). Кислота - донор протонів.

Підстава - молекула або іон, здатні приєднувати катіон водню (протон). Підстава - акцептор протонів.

Кислота, віддаючи протон, перетворюється в частинку, яка прагне його прийняти, яка називається зв'язаних підставою:

Підстава, приєднуючи протон, перетворюється в частинку, яка прагне його віддати, яка називається сполученої кислотою:

Сукупність кислоти і її сполученого підстави або підстави і його сполученої кислоти називаються сполученими кислотно-основними парами.

Сила кислоти визначається її здатністю віддавати протон, т. Е. Сильна кислота - активний донор протона. Сила кислот у водних розчинах зменшується в ряду:

 
 

 Сила підстави визначається його здатністю приєднувати протон, т. Е. Серйозна причина - активний акцептор протона. Сила підстав у водних розчинах, т. Е. Їх спорідненість до протону, зменшується в ряду:

Сильні кислоти, легко віддаючи протон, перетворюються в пов'язані підстави, які погано приєднують протон. Тому дисоціація цих кислот протікає практично необоротно:

Слабкі кислоти, важко віддаючи протон, перетворюються в пов'язані підстави, які активно беруть протон, що робить дисоціацію слабких кислот оборотним процесом, причому рівновагу зміщений в сторону недиссоциированной форми:

Аналогічним чином поводяться сильні і слабкі підстави, перетворюючись в результаті реакції до відповідних пов'язані кислоти, т. Е. І в цих випадках також є пов'язані кислотно-основні пари:

Деякі речовини здатні виступати в одних реакціях в ролі донора протона, віддаючи його сполук, у яких спорідненість до протону вище, а в інших - в ролі акцептора протона, віднімаючи його у з'єднань з меншим спорідненістю до протону. Такі речовини називаються амфоліти.

Амфоліти - молекули або іони, здатні як віддавати, так і приєднувати протон, а отже, вступати в реакції, характерні як для кислот, так і для підстав. Амфоліт проявляє властивості кислоти або підстави залежно від того, з якими речовинами він взаємодіє. Типовим амфолітом є вода, так як в результаті її електролітичноїдисоціації утворюються одночасно сильна кислота і серйозна причина:

Крім того, вода взаємодіє і з кислотами, виступаючи підставою, і з підставами, проявляючи властивості кислоти:

 
 

 
 

 Амфоліти є гідроксиди деяких металів (Zn, Al, Pb, Sn, Cr):

Амфоліти є гідроаніони многоосновних кислот, наприклад НС03-, НР042-й Н2РО4-.

Амфоліти є також сполуки, молекули яких містять дві різні кислотно-основні групи, наприклад важливі в біологічному відношенні а-амінокислоти. Молекула а-амінокислоти в результаті перенесення протона від карбоксильної групи на аміногрупу перетворюється з таутомерію *, що не містить заряджені групи, в таутомер, що має біполярно-іонну (цвіттеріонов) структуру. Таким чином, для а-амінокислот характерна прототропная таутомерія (Розд. 21.2.1).

У кристалічному стані і у водних розчинах ця рівновага для а-амінокислот практично повністю зміщена в бік таутомерію з біполярної структурою. Так, для гліцину у водному розчині зміст таутомерію з біполярно-іонної структурою в 223 000 разів більше, ніж іншого таутомерію.

Внаслідок цієї особливості будови молекули а-амінокислот проявляють кислотні властивості за рахунок аммонийной групи (NH3+), А основні - за рахунок іонізованої карбоксильної групи (-СОО-), виступаючи амфоліти:

Як і всі амфоліти, а-амінокислоти є слабкими електролітами.

Згідно Протолітична теорії кислоти, підстави і амфоліти є протолітами, а процес переходу протона від кислоти до основи називається протолізу і пояснюється тим, що ці дві речовини мають різний спорідненість до протону. В кислотно-основному взаємодії завжди беруть участь дві пов'язані кислотно-основні пари, і перехід протона завжди відбувається в бік освіти слабших кислот, включаючи пов'язані. Якщо схильність до взаємодії з протоном у реагентів порівнянна, то спостерігається Протолітична рівновагу.

Протолітична, або кислотно-лужний, рівновагу встановлюється в результаті конкуренції за протон +) між підставами взаємодіючих пов'язаних кислотно-основних пар (НА, А- и ВН+, В). Протолітична рівновагу завжди зміщується в бік утворення більш слабкої кислоти:

Схематично Протолітична рівновагу можна представити наступною схемою:

Перехід протона завжди походить від сильної кислоти каниону слабкої кислоти, що супроводжується витісненням слабкої кислоти з її солі під дією сильнішою кислоти.

Протолітична рівновагу спостерігається при іонізації слабких електролітів у воді (розд. 7.2). Так, іонізація слабкої кислоти у водних розчинах є наслідком конкуренції за протон між аніоном слабкої кислоти і водою, яка виступає підставою, т. Е. Акцептором протона. Цей процес є оборотним і характеризується константою рівноваги Ка:

 
 

 При взаємодії слабкої основи з водою остання, виступаючи донором протона, сприяє іонізації цього підстави, що носить рівноважний характер:

для Слао електролітовсіла кислот і підстав характеризується величинами констант кислотності Ка і основності Кb ссоответственно (розд. 7.2). Якщо ці константи характеризують Протолітична взаємодія води з кислотою або підставою однієї сполученої пари НА, А чи ВН+, В, то твір констант кислотності Ка и основності Kb, компонентів даної пари завжди одно іонного добутку води Кн2о = 1 * 10-14 (При 22 ° С):

Ці вирази дозволяють замінити в разі водних розчинів константу основності кь або показник основності рКь слабкої основи на константу кислотності Ка або на показник кислотності рКа сполученої кислоти цього підстави. На практиці для характеристики протолітічеських властивостей з'єднання зазвичай використовують величину рКа. Так, силу аміаку у воді як підстави (PKb, = 4,76) можна охарактеризувати показником кислотності іона амонію NH4 +, т. Е. Сполученої кислоти: Рkа(NH4 +) = 14 - 4,76 - 9,24. Тому в разі водних розчинів немає необхідності в спеціальній таблиці констант або показника! основності, досить єдиної шкали кислотності, представленої в табл. 8.1, де властивості підстав характеризуються констгантой Ка або показником кислотності рКа їх пов'язаних кислот. Найсильнішою кислотою в водних розчинах є ка-тион водню Н+ (Точніше НЗО+), А найсильнішим підставою -аніон ОН. величина рКа кількісно характеризує силу слабьпх електролітів у водних розчинах.

Слабка кислота тим слабкіше, чим більше значення її рКа. Слабка основа тим слабкіше, ніж менше значення рКа його сполученої кислоти.

значення рКа дорівнює значенню рН водного розчину, в котоpoм даний слабкий електроліт іонізован на 50%: оскільки в атом випадку [А-] = [НА], то Ка = [Н+] і рКа = РН. Так, для оцтової кислоти в її водному розчині з рН = Рkа(СН3СООН) = = 4,76 має місце рівність [СН3СОО-] = [СН3СООН], а для вод-Hoгo розчину аміаку рівність [NH4] = [NH3 ¦ Н2О] буде спостерігатися в розчині з рН = Рkа(NH4 +) = 9,24.

Крім того, значення рКа дозволяє визначити значення рН 'водних розчинів, де дана слабка кислота НА знаходиться переважно (99% і більше) у вигляді аніону (А ") - це буде в розчинах з рН> рКа + 2; або у вигляді молекул (НА) - в розчинах з рН < рКа - 2. В інтервалі Арн = рКа ± 2 слабкий електроліт в водних розчинах існує і в іонізованої, і в неіонізованной формах в співвідношенні [А -] / [НА] від 100: 1 до 1: 100відповідно.

 
 

 Наведені співвідношення дозволяють, знаючи величину рКа біосубстратах, визначити, в якій формі він буде перебувати при тому чи іншому значенні рН у водних системах організму. Крім того, знання величини рКа слабкого електроліту дозволяє розрахувати рН водних розчинів цього електроліту, якщо відома його концентрація.



Попередня   132   133   134   135   136   137   138   139   140   141   142   143   144   145   146   147   Наступна

ОСМОС. Осмотична І онкотичноготиск | Тиск насиченої пари НАД РОЗЧИНОМ | ТЕМПЕРАТУРА КИПІННЯ І ЗАМЕРЗАННЯ РОЗЧИНУ | електролітичноїдисоціації | РІВНОВАГА В РОЗЧИНАХ слабких ЕЛЕКТРОЛІТІВ | ВПЛИВ ЗАГАЛЬНОГО ІОНА І протівоіона НА РІВНОВАГА | ВЗАЄМОЗВ'ЯЗОК константа дисоціації І ступеня дисоціації | ОСОБЛИВОСТІ РОЗЧИНІВ СИЛЬНИХ ЕЛЕКТРОЛІТІВ. Іонна СИЛА РОЗЧИНУ | Електролітичноїдисоціації І іонний добуток ВОДИ | Водневих і гідроксильних ПОКАЗНИКИ (рН І рОН) |

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