Кислоты и основания бренстеда — в помощь студенту

Главная » Лекции по » Химии » Лекция №4 Органические кислоты и основания Лекция № 4

alt

Узнай стоимость своей работы

Бесплатная оценка заказа!

Оценим за полчаса!
  • ОРГАНИЧЕСКИЕ КИСЛОТЫ И ОСНОВАНИЯ
  • План
  1. Протонная теория кислот и оснований Бренстеда.
  2. Классификация кислот и оснований по Бренстеду.

  3. Влияние структурных факторов на кислотность и основность.
  4. Кислоты и основания Льюиса. Теория жестких и мягких кислот и оснований.

Лекция № 4

  1. ОРГАНИЧЕСКИЕ КИСЛОТЫ И ОСНОВАНИЯ
  2. План
  1. Протонная теория кислот и оснований Бренстеда.
  2. Классификация кислот и оснований по Бренстеду.
  3. Влияние структурных факторов на кислотность и основность.

  4. Кислоты и основания Льюиса. Теория жестких и мягких кислот и оснований.

    alt

    Узнай стоимость своей работы

    Бесплатная оценка заказа!

    Оценим за полчаса!

В настоящее время существуют две основных
теории кислот и оснований: теория Бренстеда и теория Льюиса.

Протонная теория кислот и оснований Бренстеда

Кислоты Бренстеда – это соединения,
способные отдавать протон (доноры протона).

  • Основания Бренстеда – это соединения, способные присоединять протон (акцепторы протона). Для взаимодействия с протоном основание должно иметь
  • свободную пару электронов или электроны p-связи.

Кислоты и основания образуют сопряженные кислотнотно-основные пары, например:  

CH3COOH  + H2O  CH3COO—  H3O+
кислота1  основание2  основание1  кислота2
 CH3NH2 + H2O  CH3NH3+ + OH—
основание1 кислота2 кислота1 основание2

В общем виде:  

Н-А  + :В  :А  + Н-В 
кислота1  основание2  основание1  кислота2
  1. Сила кислоты НА будет зависеть от силы основания :В. Поэтому для создания единой шкалы силу кислот и оснований Бренстеда определяют относительно воды, которая является амфотерным соединением и может
  2. проявлять и кислотные, и основные свойства.
  3. Сила кислот определяется константой равновесия их взаимодействия с водой как основанием, например:
  4. CH3COOH + H2O  CH3COO— + H3O+

Кислоты и основания Бренстеда - в помощь студенту

Так как в разбавленных растворах [H2O]=const, то ее можно внести в константу равновесия, которую называют константой кислотности:

Кислоты и основания Бренстеда - в помощь студенту

На практике чаще пользуются величинами pKa= — lg Ka. Чем меньше величина pKa, тем сильнее кислота.

  • Сила оснований определяется константой равновесия взаимодействия их с водой как кислотой:
  • RNH2 + H2O  RNH3+ + OH—
  • Кислоты и основания Бренстеда - в помощь студенту        —  константа основности.

Для сопряженных кислоты и основания Ka Kb=KW. Таким образом, в сопряженной кислотно-основной паре, чем сильнее кислота, тем слабее основание и наоборот. Силу основания чаще выражают не константой основности, а константой

кислотности сопряженной кислоты .

Например, для основания RNH2 величина — это константа кислотности сопряженной кислоты :

RNH3+ + H2O  RNH2 + H3О+

Кислоты и основания Бренстеда - в помощь студенту

На практике чаще пользуются величиной Кислоты и основания Бренстеда - в помощь студенту. Чем больше величина , тем сильнее основание.  

  1. Классификация органических кислот и оснований
  2. Кислоты и основания Бренстеда классифицируют по природе атома при кислотном или основном центре.
  3. В зависимости от природы элемента, с которым связан протон, различают четыре основных типа органических кислот
  4. Бренстеда:
  • O-H – кислоты — карбоновые кислоты, спирты, фенолы;
  • S-H – кислоты — тиолы;
  • N-H – кислоты — амины, амиды, имиды;
  • C-H – кислоты — углеводороды и их производные.
  • В зависимости от
    природы атома, к неподеленной паре электронов которого присоединяется протон,
  • основания Бренстеда делят на три основных типа:
    • аммониевые основания — амины, нитрилы, азотсодержащие гетероциклические соединения;
    • оксониевые основания — спирты, простые эфиры, альдегиды, кетоны, карбоновые кислоты и их функциональныепроизводные;
    • сульфониевые основания — тиолы, сульфиды.

Особый тип
оснований Бренстеда представляют p-основания, в которых центром основности являются
электроны p-связи
(алкены, арены).
 

Влияние структурных факторов на относительную силу кислот и оснований

Сила кислоты или основания определяется положением равновесия кислотно-основного взаимодействия и зависит от разности свободных энергий исходных и конечных соединений.

Поэтому факторы, которые стабилизируют сопряженное основание в большей степени, чем кислоту, увеличивают кислотность и уменьшают основность.

Факторы, стабилизирующие преимущественно кислоту по сравнению с основанием, действуют в противоположном направлении. Поскольку сопряженные основания, как правило, несут отрицательный заряд, то

  1. увеличению кислотности способствуют факторы, стабилизирующие анион.
  2. Влияние строения на силу кислот и оснований.
  3. Кислоты Бренстеда.
  4. Сила кислоты зависит от природы атома при кислотном центре и от его структурного окружения.
  5. Для оценки относительной силы кислот важны такие характеристики атома при кислотном центре как его электроотрицательность и
  6. поляризуемость.
  7. При прочих равных условиях для элементов одного периода с ростом электроотрицательности атома кислотность соединений увеличивается, так как высокая электроотрицательность атома при кислотном центре стабилизирует образующийся при отщеплении протона анион. Так, кислотность
  8. уменьшается в ряду:
  9. OH-кислоты> NH-кислоты> CH-кислоты
CH3O-H  CH3NH-H  CH3CH2-H 
pKa 16  30  40
  • Электроотрицательность атома зависит не только от его природы, но и от типа гибридизации и возрастает по мере увеличения s-характера гибридных орбиталей. Параллельно возрастает кислотность
  • соединений:

 

СH3CH2-H  CH2=CH-H 
pKa 40  36  25

Для элементов одной подгруппы с возрастанием заряда ядра кислотность соединений увеличивается:

OH-кислоты < SH-кислоты

CH3O-H  CH3S-H
pKa  16,0  10,5
  1. Увеличение кислотности соединений, несмотря на снижение электроотрицательности атомов в подгруппе, связано с увеличением их поляризуемости по мере возрастания радиуса атома. Большая поляризуемость атома способствует лучшей делокализации отрицательного заряда и повышению стабильности
  2. сопряженного основания.
  3. При одинаковой природе атома при кислотном центре сила кислоты определяется его структурным окружением. Увеличению силы кислоты способствует делокализация отрицательного заряда в сопряженном основании
  4. (анионе) и его рассредоточение на большем количестве атомов.

Так, карбоновые кислоты – одни из самых сильных органических кислот. Их сила обусловлена стабилизацией карбоксилат-аниона за счет делокализации отрицательного заряда в сопряженной системе. В результате отрицательный заряд в карбоксилат-анионе рассредоточен между двумя атомами

кислорода, а обе связи С-O абсолютно равноценны:

Кислоты и основания Бренстеда - в помощь студенту

  • Фенолы являются более сильными кислотами, чем спирты, за счет резонансной стабилизации фенолят-аниона, отрицательный заряд
  • которого делокализован по ароматическому кольцу:

Кислоты и основания Бренстеда - в помощь студенту

В результате по силе органические OH-кислоты могут быть расположены в следующий ряд:  

ROH  H2O  ArOH RCOOH
pKa 16-17  15,7  8-11  4-5

Введение заместителя в связанный с кислотным центром углеводородный радикал влияет на силу кислоты. Электроноакцепторные заместители увеличивают, а электронодонорные — уменьшают кислотность. Влияние электроноакцепторных заместителей связано с их способностью делокализовать

отрицательный заряд и, тем

самым стабилизировать сопряженное основание (анион). Влияние электронодонорных

заместителей напротив приводит к дестабилизации аниона.

  1. Электроноакцепторные заместители увеличивают силу алифатических и ароматических карбоновых кислот, электронодонорные
  2. заместители действуют в противоположном направлении:

 

Cl-CH2-COOH  H-COOH  CH3-COOH
pKa 2,8  3,7  4,7 
Кислоты и основания Бренстеда - в помощь студенту Кислоты и основания Бренстеда - в помощь студенту Кислоты и основания Бренстеда - в помощь студенту
+M > -I -M и –I
pKa 4,47 4,20 3,43
  • Аналогичное влияние оказывают заместители на кислотность спиртов и фенолов.  
  • Основания Бренстеда.
  • При одинаковом структурном окружении для элементов одного периода с ростом электроотрицательности атома при основном
  • центре основность соединений уменьшается:
  • аммониевые основания > оксониевые основания
ROH  RNH2
~2  ~10
  1. Снижение основности связано с тем, что более электроотрицательный атом прочнее удерживает неподеленную пару электронов,
  2. которую он должен отдать на образование связи с протоном.
  3. Увеличения s-характера гибридных орбиталей приводит к снижению основности:
  4. Для элементов одной подгруппы с возрастанием заряда ядра основность уменьшается:
  5. оксониевые основания > сульфониевые основания

Введение электронодонорных заместителей увеличивает, а введение электроакцепторных — понижает основность.

Так, электронодонорные заместители увеличивают основность алифатических и ароматических аминов, увеличивая склонность электронной пары азота к атаке протона.

Электроноакцепторные заместители напротив снижают электронную плотность неподеленной пары электронов азота и делают ее менее восприимчивой для атаки

протоном:

 

9,2 10,6 10,7
  • Если свободная пара электронов азота находится в сопряжение с двойной связью или ароматическим кольцом, основность снижается. Так, в анилине свободная пара электронов азота сопряжена с ароматическим
  • кольцом.
  • Протонирование анилина приводит к нарушению сопряжения и энергетически менее выгодно, чем протонирование алифатических
  • аминов.

 

10,6 4,6 0,9
  1. Амиды карбоновых кислот являются очень слабыми основаниями из-за сопряжения пары электронов азота с карбонильной группой. В результате атом азота приобретает частичный положительный, а атом кислорода – частичный отрицательный заряд, и протонирование амидов происходит, как правило,
  2. по атому кислорода.
  3. Основность азотсодержащих гетероциклических соединений также определяется доступностью пары электронов азота для атаки протона. Высокой основностью обладают насыщенные азотсодержащие гетероциклы, в
  4. которых атом азота находится в состоянии sp

3-гибридизации. Основность пиридиниевого атома азота (sp2-гибридизация) ниже. Наконец, пиррольный атом азота практических лишен основных свойств, так как его протонирование означает разрушение ароматической гетероциклической

системы:

 

pKa 11,27 5,2 — 0.3

Кислоты и основания Льюиса

Дж. Льюисом была предложена более общая теория кислот и оснований.

Основания Льюиса – это доноры пары электронов (спирты, алкоголят-анионы, простые эфиры, амины и т.д.)

Кислоты Льюиса – это акцепторы пары электронов, т.е. соединения, имеющие вакантную орбиталь (ион водорода и катионы металлов: H+, Ag+, Na+, Fe2+; галогениды элементов второго и третьего периодов BF3, AlCl3, FeCl3, ZnCl2; галогены; соединения олова и серы: SnCl4, SO3).

  • Таким образом, основания Бренстеда и Льюиса – это одни и те же частицы. Однако основность по Бренстеду есть способность присоединять только протон, в то время как основность по Льюису – понятие более широкое и означает способность к взаимодействию с любой частицей, имеющей
  • низколежащую свободную орбиталь.
  • Кислотно-основное взаимодействие по Льюису есть доноро-акцепторное взаимодействие и любую гетеролитическую реакцию можно
  • представить как взаимодействие кислоты и основания Льюиса:

Единой шкалы для сравнения силы кислот и оснований Льюиса не существует, так как их относительная сила будет зависеть от того, какое вещество взято за стандарт (для кислот и оснований Бренстеда таким стандартом является вода). Для оценки легкости протекания кислотно-основного взаимодействия по Льюису Р. Пирсоном была предложена качественная теория

“жестких” и “мягких” кислот и оснований.

Жесткие основания обладают высокой электроотрицательностью и низкой поляризуемостью. Они трудно окисляются. Их

высшие занятые молекулярные орбитали (ВЗМО) имеют низкую энергию.

Мягкие основания имеют низкую электроотрицательность и высокую поляризуемость. Они легко окисляются. Их высшие

занятые молекулярные орбитали (ВЗМО) имеют высокую энергию.

Жесткие кислоты имеют высокую электроотрицательность и низкую поляризуемость. Они трудно восстанавливаются. Их

низшие свободные молекулярные орбитали (НСМО) имеют низкую энергию.

Мягкие кислоты обладают низкой электроотрицательностью и высокой поляризуемостью. Они легко восстанавливаются.

Их низшие свободные молекулярные орбитали (НСМО) имеют высокую энергию.

Самая жесткая кислота — Н+, самая мягкая – СН3Hg+. Наиболее жесткие основания – F— и OH—, наиболее мягкие – I— и Н—.

Таблица 5.  Жесткие и мягкие кислоты и основания.  

Жесткие Промежуточные Мягкие
Кислоты
H+, Na+, K+, Mg2+, Ca2+, Al3+, Fe3+, BF3, AlCl3, RC+=O Cu2+, Fe2+, Zn2+, R3C+ Ag+, Hg2+, I2
Основания
H2O, OH—, F—, ROH, RO—, R2O, NH3, RNH2 ArNH2, Br—, C5H5N R2S, RSH, RS—, I—, H—, C2H4, C6H6
  1. Принцип жестких и мягких кислот и оснований Пирсона (принцип ЖМКО):
  2. Жесткие кислоты преимущественно взаимодействуют с жесткими основаниями, а мягкие кислоты – с мягкими
  3. основаниями.
  4. Это выражается в больших скоростях реакций и в образовании более устойчивых соединений, так как взаимодействие между близкими по энергии орбиталями эффективнее, чем взаимодействие между орбиталями,
  5. значительно различающимися по энергии.
  6. Принцип ЖМКО используют для определения преимущественного направления конкурирующих процессов (реакции элиминирования и нуклеофильного замещения, реакции с участием амбидентных нуклеофилов); для
  7. направленного создания детоксикантов и лекарственных препаратов.

Источник: http://studentik.net/lekcii/lekcii_xmia/3120-lekcija-4-organicheskie-kisloty-i-osnovanija.html

ПОИСК

    Теория кислот и оснований Бренстеда — Лаури [c.73]

    Почему теория кислот и оснований Бренстеда-Лоури называют протолитической (протонной) Как эта теория рассматривает кислотные, основные и амфотерные свойства веществ  [c.220]

    В соответствии с протолитической теорией кислот и оснований Бренстеда—Лоури в общем случае для ионизации однокислотного слабого основания В в водных растворах можно записать  [c.121]

    Согласно теории кислот и оснований Бренстеда — Лаури, вещество, являющееся источником протонов, представляет собой кислоту, а вещество, способное соединяться с протоном и удалять его из раствора, представляет собой основание. Когда кислота теряет свой протон, она превращается в сопряженное основание. Сильная кислота типа НС1 обладает слабым сопряженным основанием С1 , а слабая кислота, например НАс или КНГ имеет сравнительно сильное сопряженное основание. Ас или КНз. Всякая кислота, сопряженное основание которой значительно слабее Н2О (т. е. имеет меньшее сродство к протону Н , чем вода), должно полностью диссоциировать в водном растворе и поэтому представляет собой сильную кислоту. Кислоты, которые диссоциируют в водном растворе лишь частично, называются слабыми кислотами. [c.257]

    В основу современных теорий кислот и оснований положены представления Бренстеда и Льюиса. По протонной теории кислот и оснований Бренстеда кислота является донором протона, а осно- [c.264]

    Определения кислоты как вещества, способного отщеплять ионы водорода (гидроксония), и основания как вещества, способного отщеплять ионы гидроксила, достаточно хорошо отражают наблюдаемые явления, пока мы имеем дело с водными растворами.

В других растворителях, например в эфире, бензоле, нитросоединениях, указанные определения уже нельзя считать точными.

На основании исследований, относящихся преимущественно к каталитическому действию кислот и оснований, Бренстед и Лоури предложили новые определения кислотой называется вещество, способное отда- [c.468]

    Кислоты и основания Бренстеда и Льюиса, кислотность 400 и основность среды [c.9]

    Чем отличаются льюисовы кислоты и основания от кислот и оснований Бренстеда, а также от кислот и оснований Аррениуса  [c.503]

    Кроме того, катализ может осуществляться веществами — донорами или акцепторами протонов (кислоты и основания Бренстеда). Такой кислотно-основной катализ называется общим. [c.346]

    Протонная теория кислот и оснований Бренстеда позволила достаточно четко разграничить эти два класса веществ и сделать целый ряд количественных выводов, касающихся характера кислот-но-основного равновесия.

Однако существуют вещества, которые, обладают сильно выраженными кислотными и основными свойствами, но не могут быть отнесены к кислотам и основаниям Бренстеда из-за отсутствия протона.

К числу таких веществ относятся, в частности, галогениды бора, алюминия, кремния, олова, обладающие кислотными свойствами. [c.265]

    Здесь донором электронной пары, т. е. основанием по Льюису, является аммиак, а в качестве льюисовской кислоты выступает акцептор электронной пары ВРз. Протонная теория кислот и оснований Бренстеда и электронная теория Льюиса дополняют друг друга и имеют глубокую внутреннюю связь. В определенном смысле кислоты по Бренстеду представляют собой частный случай льюисовских, поскольку протон характеризуется большим сродством к электронной паре и по Льюису может рассматриваться как сильная кислота. [c.266]

    Учитывая, что анионы А» являются акцепторами протонов, а молекула воды—донором протонов, можно применить к рассмотрению их взаимодействия представления теории кислот и оснований Бренстеда—Лаури.

А именно, поскольку простые анионы акцептируют протоны с образованием гидроксидных ионов, следовательно, эти анионы принадлежат к более сильным основаниям, чем гидроксидный ион. [c.

327]

    В различных растворителях самые разнообразные ионы выступают как представители кислот и оснований.

Теория кислот и оснований, развитая Бренстедом, Лаури и Бьеррумом, объединила физические и химические взгляды на диссоциацию кислот и оснований.

Бренстед исходил из того, что в образовании кислотных группировок всегда принимает участие протон, подобно тому как в окислительно-восстановительных процессах участвует электрон. [c.43]

    Теория кислот и оснований Бренстеда исходит из представлений о равновесии при переносе протона. В соответствии с этим кислота по Бренстеду должна иметь по крайней мере один кислотный атом водо рода, а основание является акцептором протона. [c.67]

    Кислоты и основания Бренстеда [c.224]

    Приводившиеся выше определения кислот и оснований с позиций классической теории электролитической диссоциации применимы лишь к водным растворам.

Чтобы иметь возможность учитывать химический характер относящихся сюда веществ и в неводных средах, была разработана протонная теория кислот и оснований (Бренстед, 1923 г.

), основанная на следующих определениях кислоты — вещества, отщепляющие протоны, основания — вещества, присоединяющие протоны. [c.143]

    Мы имели возможность убедиться в том, насколько протонная теория кислот и оснований (Бренстеда—Лаури) упрощает наши представления о нейтрализации, а впоследствии, при изучении органической химии, будет показано, что протон также играет ключевую роль в механизмах химических превращений. Следует, однако, отметить, что на химические превращения оказывают определяющее влияние концентрации реагентов, которые в свою очередь зависят от природы конкретного химического равновесия. В связи с этим мы перейдем теперь к изучению одного из наиболее важных и полезных применений законов химического равновесия, а именно выясним, как зависят свойства ионных веществ от природы равновесия, определяющего их концентрации, как это равновесие влияет на скорость реакции и какие сведения оно позволяет получить о конечном результате реакции. [c.264]

    В основу современных теорий кислот и оснований положены представления Бренстеда и Льюиса. По протонной теории кислот и оснований Бренстеда, кислота является донором протона, а основание — акцептором протона. Сила кислоты НА определяется константой кислотности, соответствующей равновесию НА Н + А. - [c.158]

    Гидролиз солей, образованных слабыми кислотами и сильными основаниями, и ш,елочная реакция их растворов хорошо согласуются с протолитической теорией кислот и оснований (Бренстед, 1923), которая рассматривает кислоты как соединения, способные отщеплять протоны, а основания как соединения, способные присоединять протоны. При этом, как видно из уравнения гидролиза, [c.153]

    Кислоты и основания Бренстеда в растворах [c.128]

    Ограничения теории Аррениуса были преодолены в протонной теории кислот и оснований Бренстеда и Лоури, которая связала кислотно-основные свойства с отношением вещества к протону. По этой теории  [c.186]

    КИСЛОТЫ и ОСНОВАНИЯ БРЕНСТЕДА И ЛЬЮИСА, КИСЛОТНОСТЬ И ОСНОВНОСТЬ СРЕДЫ [c.400]

    Кислотно-основной катализ осуществляется не только кислотами и основаниями Бренстеда (протонными), но и в присутствии апротонных кислот и оснований по Льюису. Согласно Льюису, основание — вещество, донор электронных пар, например 1МН3, а кислота — вещество, акцептор электронных пар, например А1С ВРз, 5пС14- Кислоты Льюиса катализируют многие ре- [c.626]

    При добавлении ЫНз к раствору соли марганца (И) в аммонийном буфере осадка не образуется (в этом случае также может идти быстрое окисление до марганца (IV)).

На основе теории кислот и оснований Бренстеда, поясните роль ионов NHi+.

Кроме того, следует учитывать, что ион марганца (II) образует гексаминный комплекс, благодаря чему концентрация свободных (точнее, гидратированных) ионов марганца(II) уменьшается. [c.631]

    Несмотря на свою привлекательность, теория кислот и оснований Бренстеда не распространяется на соединения, не способные ни присоединять, ни отщеплять протоны, но обладающие явно выраженными признаками кислот и оснований.

Льюисом была предложена другая теория — октетная.

Эта теория считает кислотами вещества, способные использовать свободную электронную пару другого вещества для образования устойчивой ок-тетной структуры, а основаниями — вещества, обладающие этой свободной электронной парой. [c.312]

    ПРОТОЛИТИЧЕСИАЯ ТЕОРИЯ КИСЛОТ И ОСНОВАНИЙ БРЕНСТЕДА —ЛОУРИ [c.30]

    Уравнения (IV.15) — (1У17) используют также для определения I и а в неводных растворах кислот и оснований. Согласно современной теории кислот и оснований Бренстеда и Лоури кислоту определяют как вещество, способное отдавать протон, а основание — как вещество, способное принимать протон от кислоты.

Реакция присоединения водорода называется реакцией протонирования. Нейтрализация сопроволпереходом протона от кислоты к основанию, причем кислота или основание может быть нейтральной молекулой или ионом. Кажущаяся сила кислот и оснований в любом растворителе зависит от степени их взаимодействия с растворителем.

Это определяется кислотностью или основностью самого растворителя. [c.47]

    Подобно ионам Н3О+ и ОН действуют другие ионы и молекулы (ЫН , НС01, СН3СОО», ЫНз и др.), являющиеся обобщенными кислотами и основаниями Бренстеда. В отличие от специфического катализа ионами Н3О+ и ОН» катализ кислотами и основаниями Бренстеда называется общим. [c.269]

    Следует отметить, что еще в 1907 i. швейцарский >шмик А.

Вернер (1866—1919) развил теорию кислот к оснований, соглас1Ю которой к кислотам относятся соединения, связывающие гидроксильные ионы ОН» из воды, а к основаниям — соединения, не способные присоединять ио)1ы водорода Н . Эти взгляды близки к представлениям протолитической теории кислот и оснований Бренстеда—Лоури. [c.111]

    Кислотно-основной катализ первоначально определялся как катализ сильными кислотами или основаниями в водном растворе [1]. В настоящее время известно, что роль катализаторов в таких системах выполняют ионы гидроксония и гидроксида. К категории кислотно-основного катализа теперь относят также катализ кислотами и основаниями Бренстеда и Льюиса.

В настоящей главе рассматриваются прежде всего реакции, катализируемые ионами гидроксония и гидроксида, т. е. специфический кислотно-основной катализ, или, как его сейчас принято называть, специфический катализ ионами гидроксония и гидроксида. В конце главы кратко обсуждается также катализ другими ионами лиония и лиоксида. [c.

56]

    К кислотам и основаниям Бренстед относит также ионы. Например, катион гидроксония — кислота 0Н +, так как он может отдавать протон.

Основаниями являются соединения, которые прочнее связывают протон, кислотами — соединения, которые легко отщепляют протон.

Например, в ряду NH, — Н2О — НаРз прочность связи с протоном уменьшается, поэтому вода взаимодействует с аммиаком как кислота, а в смеси с фтористым водородом проявляет себя как основание. В результате образуются соли  [c.54]

    Кислоты и основания Бренстеда могут быть заряженными илн нейтральньши, нанример  [c.210]

    С другой стороны, для характеристики кислот и оснований Бренстеда широко используются термины «сильный» и «слабый». Если равновесие (3.1) полностью сдвинуто вправо, то можно сделать вывод, что основание В сильнее основания А» или, ио-другому, кислота ВН» » слабее кислоты АН.

Срша бренстед овских кислот и оснований зависит от среды, т.е. от растворителя. Это связано с тем, что молекулы растворителя сами являются основаниями или кислотами Бренстеда.

Например, если растворить кислоту АН или основание В в воде, то в растворе как кислота, так и основание будут в оиределешюй степени ионизированы  [c.224]

    Согласно теории кислот и оснований Бренстеда — Лоури, можно было бы рассматривать водород в основном как протон. В действительности гидрид-ион более реален. Например, твердый гидрид лития имеет ионную кристаллическую решетку, составленную из и+ и Н напротив, голый несольватнрованный протон не встречается в органической химии. [c.492]

Источник: https://www.chem21.info/info/1563612/

Кислотность и основность по Бренстеду-Лоури (стр. 1 из 2)

Кислотность и основность по Бренстеду-Лоури

По Бренстеду-Лоури, кислоты представляют собой вещества, способные отдавать протон, а основания — вещества, присоединяющие протон. Такой подход известен как бренстедовская кислотность и основность органических соединений или протонная теория кислот и оснований (протолитическая теория): кислота протон + основание.

Процесс отрыва протона и его присоединение другим партнером по взаимодействию проиллюстрируем простейшим примером. Рассмотрим химизм процесса растворения серной кислоты в воде.

Серная кислота отдает протон основанию, роль которого выполняет вода, при этом образуются новая кислота (ион гидроксония H3О+) и новое основание (бисульфат-анион ). Последние еще называются соответственно сопряженной кислотой и сопряженным основанием.

С переходом протона взаимодействующие соединения поменялись ролями — серная кислота превратилась в сопряженное основание , а вода (основание) — в сопряженную кислоту H3O+ :

При смешении серной и уксусной кислот последняя играет роль основания.

Образующаяся протонированная уксусная кислота и бисульфат-анион соответственно являются сопряженными кислотой и основанием: то есть, по Бренстеду-Лоури, кислотно-основное взаимодействие рассматривается как процесс передачи протона.

Приведенные примеры показывают, что не может быть абсолютного деления веществ на кислоты и основания. Такое деление носит относительный характер. Вещества, потенциально способные быть кислотами, становятся таковыми только в присутствии основания, и наоборот.

Несмотря на относительный характер, деление веществ на кислоты и основания существует, и в основу такого деления положены кислотно-основные взаимодействия в воде. То есть вода принята за своеобразный стандарт для оценки кислотно-основных свойств веществ — стандарт нейтральной среды.

Если в аналогичных условиях рассматриваемое вещество способно отдавать водород в виде протона легче, чем вода, то его следует отнести к группе кислот. Если вещество по способности присоединять (связывать) протон превосходит воду — это основание (основность выше, чем у воды).

Отнесение веществ к кислотам или основаниям не мешает рассматривать их кислотно-основные свойства во всем диапазоне кислотно-основных взаимодействий, то есть кислоту в роли основания и наоборот.

Почему все-таки воде досталась роль своеобразного стандарта в делении веществ на кислоты и основания? Вода — одно из самых распространенных на Земле соединений. Ее кислотно-основные свойства определяют естественный фон (атмосфера, почва, моря и океаны).

Вода хорошо растворяет многие полярные и диссоциирующие на ионы вещества. По физическим характеристикам вода хорошо сольватирует как недиссоциированные молекулы, так и свободные ионы.

Кроме того, молекулы воды способны к автопротолизу — передаче протона между молекулами одного и того же вещества.

Кислотность соединений количественно оценивается долей ионизированной формы вещества в растворе (воде) или константой равновесия (К ) реакции переноса протона от кислоты к воде как основанию.

Так, для уксусной кислоты (вода взята в значительном избытке, и ее концентрация практически не меняется) константа кислотности Ка (где а — начальная буква от англ.

acid — кислота) выводится из выражения

Чем больше Ка (соответственно чем выше доля ионизированной формы вещества), тем сильнее кислота. Для уксусной кислоты Ка равна 1,75 » 10- 5. Такими очень малыми величинами неудобно пользоваться, поэтому используют отрицательный логарифм — lg Ка = pКа . Для уксусной кислоты значение рКа = 4,75. Надо иметь в виду, что, чем меньше величина рКа , тем сильнее кислота.

  • При растворении в воде оснований вода выполняет роль кислоты. В результате переноса протона от воды к основанию образуются сопряженная кислота HB+ и сопряженное основание OH- :
  • B + H2O HB+ + HO-.
  • Константа основности Кb (b — начальная буква от англ. basic — основной) основания В в воде определяется выражением

В рассмотренных примерах кислотно-основных взаимодействий образуются сопряженные кислотно-основные пары.

Между силой кислоты и сопряженного с ней основания существует следующая зависимость: чем слабее кислота, тем больше сила сопряженного с ней основания, и наоборот.

Так, вода как слабая кислота и слабое основание, теряя или присоединяя протон, превращается в сопряженное сильное основание (ОН-) или сопряженную сильную кислоту (Н3О+).

Кислотно-основные равновесия смещены в направлении образования более слабой кислоты и более слабого основания. Поэтому в схеме автопротолиза воды равновесие практически полностью смещено в сторону неионизированной формы. Если расположить кислоты в порядке уменьшения их силы, то сила соответствующих (сопряженных) оснований будет изменяться в обратном порядке:

сила кислот: H2SO4 > H3O+> > H2O,

сила оснований: < H2O < NH3 < OH-.

Основность соединений оценивают по величине рКа сопряженных с ними кислот. Чем больше величина рКа сопряженной кислоты, тем больше основность соединения.

Для этих же целей можно воспользоваться известной зависимостью: произведение константы кислотности кислоты и константы основности сопряженного с ней основания в любом растворителе равно константе автопротолиза этого растворителя: рКа + рКb = рКавто , тогда рКb = рКавто — рКа .

Подставляя известные значения рКНОН = 14, рКа уксусной кислоты равно 4,75, определяем рКb — основность сопряженного основания (ацетат-иона CH3COO-): 14 — 4,75 = 9,25. В табл. 1 приведены рКа для различных типов бренстедовских кислот.

Для удобства оценки кислотности растворов или смесей введено выражение рН (водородный показатель, рН = — lg [H+ ]). Для нейтральной среды (дистиллированная вода) значение рН равно 7. Увеличение значения рН с 7 до 14 характеризует увеличение основности среды.

Область рН от 7 до 1 характерна для кислотной среды, и чем меньше значение рН, тем выше кислотность. Количественно кислотность и основность определяются методами аналитической химии. Значение рН можно определить экспресс-методами с помощью специальных индикаторов.

Согласно Бренстеду-Лоури, для того чтобы быть кислотой, соединение должно иметь водород. За редким исключением почти все органические соединения отвечают этому условию. Поэтому все они являются потенциальными бренстедовскими кислотами. А вот сила этих кислот определяется конкретной структурой соединений.

Степень кислотности определяется главным образом характером атома, с которым связан водород. Элемент и связанный с ним атом водорода называют кислотным центром.

Кислотность соединения будет определяться как характером связи в кислотном центре (элемент-водород) (статический фактор), так и способностью атома удерживать электронную пару после ухода иона водорода (динамический фактор).

Способность удерживать электронную пару зависит от различных факторов, в том числе от электроотрицательности атомов и их размера. Таким образом, в периодах таблицы Менделеева кислотность возрастает с увеличением электроотрицательности.

  1. Кислотность: H — CH3 < H - NH2 < H - OH < H - F,
  2. H — SH < H - Cl.
  3. В группах кислотность возрастает с увеличением размеров атома.
  4. Кислотность: H — F < H - Cl < H - Br < H - J,
  5. H — OH < H - SH < H - SeH.

Проанализировав количественные характеристики (рКа) указанных кислот (табл. 1), убеждаемся в достоверности приведенных рядов. Рост электроотрицательности атома в кислотном центре или его поляризуемости (с увеличением размеров атома) способствует делокализализации отрицательного заряда, образующегося после отрыва водорода в виде протона, что приводит к повышению кислотности.

Наибольшую кислотность иодистоводородной кислоты в ряду галогеноводородных кислот можно связать с высокой поляризуемостью иодид-аниона по сравнению с другими галогенид-ионами, хотя электроотрицательность изменяется в обратном порядке.

По природе кислотного центра большинство бренстедовских кислот может быть представлено четырьмя типами: ОН-кислоты (карбоновые кислоты, фенолы, спирты), SH-кислоты (тиолы), NH-кислоты (амины, амиды, имиды), CH-кислоты (углеводороды и их производные).

В соответствии с приведенной выше оценкой роли природы атома в кислотном центре можно было бы ожидать, что кислотность будет снижаться при переходе от SH- к OH-, NH- и CH-кислотам. Если примыкающие к кислотным центрам радикалы одинаковы или близки по природе (например, алкильные группы), то такая закономерность действительно соблюдается.

Если с кислотными центрами связаны разные по природе заместители, то однозначную оценку кислотности соединений разных типов сделать трудно. Влияние примыкающего к кислотному центру радикала может стать более существенным, чем природа центрального атома в кислотном центре.

Например, нитрометан (СН-кислота) по кислотности находится на уровне тиолов (SH-кислоты) и превосходит ряд ОН- и NH-кислот. Относительную кислотность соединений, в том числе относящихся к кислотам различного типа, можно определить пользуясь известным правилом: более сильные кислоты вытесняют более слабые из их солей.

Так, для определения относительной кислотности воды, аммиака и ацетилена (соответственно ОН-, NH- и CH- кислоты) можно использовать тот факт, что ацетилен разрушает амид натрия с образованием ацетиленида, а последний разлагается водой. Таким образом, ацетилен по кислотности находится между водой и аммиаком: H2O > HC¦CH > NH3 , что согласуется с данными табл. 1.

Общим подходом к оценке тех или иных свойств органических веществ является бутлеровский тезис: структура определяет свойства. Структура предопределяет взаимное влияние атомов в молекулах, что в конечном итоге реализуется в конкретных свойствах.

Рассмотрим несколько примеров, как структура (природа радикала у кислотного центра) влияет на кислотность органических соединений. Известно, что в ряду ОН-кислот кислотные свойства убывают в следующем порядке: карбоновые кислоты > фенолы > спирты.

В этом ряду радикалами у кислотных центров соответственно являются ацил с ярко выраженным акцепторным характером, арил, относящийся к акцепторным заместителям, но уступающий ацилам, и алкил, характеризующийся хотя и слабым, но электронодонорным эффектом.

Указанные радикалы до разрыва связи О-Н будут различным образом влиять на ее поляризацию: чем выше акцепторность радикала, тем выше полярность связи (статический фактор). Однако более существенное влияние заместителей будет проявляться после разрыва О-Н-связи: чем выше степень делокализации заряда аниона, тем выше его устойчивость (динамический фактор).

А чем стабильнее частица (в нашем случае кислородцентрированный анион), тем ниже энергетические барьеры на пути ее образования. В рассматриваемых примерах устойчивость анионов будет уменьшаться в следующем порядке: ацилат-анион > феноксид-анион > алкоксид-анион: В первом случае делокализация заряда достигается за счет его распределения между двумя эквивалентными атомами кислорода. В феноксид-анионе делокализация заряда достигается за счет сопряжения электронных пар атома кислорода с p-системой ароматического ядра, в результате чего часть электронной плотности с атома кислорода переносится на ароматическое ядро (отрицательный заряд на атоме кислорода снижается). Высокая степень локализации заряда на атоме кислорода в алкоксид-анионе делает его наименее стабильным и соответственно наиболее трудно образующимся.

Источник: https://mirznanii.com/a/324856/kislotnost-i-osnovnost-po-brenstedu-louri

Кислоты и основания

После прочтения статьи Вы сможете разделять вещества на соли, кислоты и основания. В статье описано, что такое pH раствора, какими общими свойствами обладают кислоты и основания.

Простым языком, кислота — это всё что с H, а основание — c OH. НО! Не всегда. Что бы отличать кислоту от основания необходимо… запомнить их! Сожалею. Что бы хоть как то облегчить жизнь, три наших друга, Аррениус и Бренстед с Лоури, придумали две теории, которые зовутся их именем.

Как металлы и неметаллы, кислоты и основания — это разделение веществ по схожим свойствам. Первая теория кислот и оснований принадлежала швецкому учёному Аррениусу. Кислота по Аррениусу — это класс веществ, которые в реакции с водой диссоциируют (распадаются), образовывая катион водорода H+.

Основания Аррениуса в водном растворе образуют анионы OH-. Следующая теория в 1923 году была предложена учёными Бренстедом и Лоури. Теория Бренстеда-Лоури определяет кислотами вещества, способные в реакции отдавать протон (протоном в реакциях называют катион водорода).

Основания, соответственно, — это вещества, способные принять протон в реакции. Актуальная на данный момент теория — теория Льюиса.

Теория Льюиса определяет кислоты как молекулы или ионы, способные принимать электронные пары, тем самым формируя аддукты Льюиса (аддукт — это соединение, образующееся соединением двух реагентов без образования побочных продуктов).

В неорганической химии, как правило, под кислотой имеют ввиду кислоту Бренстеда-Лоури, то есть вещества, способные отдать протон. Если имеют ввиду определение кислоты по Льюису, то в тексте такую кислоту называют кислотой Льюиса. Данные правила справедливы для кислот и оснований.

Диссоциация

Диссоциация – это процесс распада вещества на ионы в растворах или расплавах. Например, диссоциация соляной кислоты — это распад HCl на H+ и Cl-.

Свойства кислот и оснований

Кислоты, содержащие водород, в водном растворе выделяют катионы водорода. Основания, содержащие гидроксид-ион, в водном растворе выделяют анион OH-.

Основания, как правило, мыльные на ощупь, кислоты, в большинстве своём, имеют кислый вкус.

При реакции основания со многими катионами формируется осадок. При реакции кислоты с анионами, как правило, выделяется газ.

Часто используемые кислоты: H2O, H3O+, CH3CO2H, H2SO4, HSO4−, HCl, CH3OH, NH3 Часто используемые основания: OH−, H2O, CH3CO2−, HSO4−, SO42−, Cl−

Сильные и слабые кислоты и основания

Сильные кислоты

Такие кислоты, которые полностью диссоциируют в воде, производя катионы водорода H+ и анионы. Пример сильной кислоты — соляная кислота HCl:

HCl(р-р) + H2O(ж) → H3O+(р-р) + Cl-(р-р)

Примеры сильных кислот: HCl, HBr, HF, HNO3, H2SO4, HClO4

Список сильных кислот

  • HCl — соляная кислота
  • HBr — бромоводород
  • HI — йодоводород
  • HNO3 — азотная кислота
  • HClO4 — хлорная кислота
  • H2SO4 — серная кислота

Слабые кислоты

Растворяются в воде только частично, например, HF:

HF(р-р) + H2O(ж) → H3O+(р-р) + F-(р-р) — в такой реакции более 90% кислоты не диссоциирует: [H3O+]=[F-] < 0,01M для вещества 0,1М

Сильную и слабую кислоту можно различить измеряя проводимость растворов: проводимость зависит от количества ионов, чем сильнее кислота тем она более диссоциирована, поэтому чем сильнее кислота тем выше проводимость.

Список слабых кислот

  • HF фтороводородная
  • H3PO4 фосфорная
  • H2SO3 сернистая
  • H2S сероводородная
  • H2CO3 угольная
  • H2SiO3 кремниевая

Сильные основания

Сильные основания полностью диссоциируют в воде:

NaOH(р-р) + H2O ↔ NH4

К сильным основаниям относятся гидроксиды металлов первой (алкалины, щелочные металы) и второй (алкалинотеррены, щёлочноземельные металлы) группы.

Список сильных оснований

  • NaOH гидроксид натрия (едкий натр)
  • KOH гидроксид калия (едкое кали)
  • LiOH гидроксид лития
  • Ba(OH)2 гидроксид бария
  • Ca(OH)2 гидроксид кальция (гашеная известь)

Слабые основания

В обратимой реакции в присутствии воды образует ионы OH-:

NH3 (р-р) + H2O ↔ NH+4 (р-р) + OH-(р-р)

Большинство слабых оснований — это анионы:

F-(р-р) + H2O ↔ HF(р-р) + OH-(р-р)

Список слабых оснований

  • Mg(OH)2 гидроксид магния
  • Fe(OH)2 гидроксид железа (II)
  • Zn(OH)2 гидроксид цинка
  • NH4OH гидроксид аммония
  • Fe(OH)3 гидроксид железа (III)

Реакции кислот и оснований

Сильная кислота и сильное основание

Такая реакция называется нейтрализацией: при количестве реагентов достаточном для полной диссоциации кислоты и основания, результирующий раствор будет нейтральным.

Пример: H3O+ + OH- ↔ 2H2O

Слабое основание и слабая кислота

Общий вид реакции: Слабое основание(р-р) + H2O ↔ Слабая кислота(р-р) + OH-(р-р)

Сильное основание и слабая кислота

Основание полностью диссоциирует, кислота диссоциирует частично, результирующий раствор имеет слабые свойства основания:

HX(р-р) + OH-(р-р) ↔ H2O + X-(р-р)

Сильная кислота и слабое основание

Кислота полностью диссоциирует, основание диссоциирует не полностью:

NH3 (р-р) + H+ ↔ NH4

Диссоциация воды

Диссоциация — это распад вещества на составляющие молекулы. Свойства кислоты или основания зависят от равновесия, которое присутствует в воде:

H2O + H2O ↔ H3O+(р-р) + OH-(р-р) Kc = [H3O+][OH-]/[H2O]2 Константа равновесия воды при t=25°: Kc = 1.83⋅10-6, также имеет место следующее равенство: [H3O+][OH-] = 10-14, что называется константой диссоциации воды. Для чистой воды [H3O+] = [OH-] = 10-7, откуда -lg[H3O] = 7.0.

Данная величина (-lg[h3O]) называется pH — потенциал водорода. Если pH < 7, то вещество имеет кислотные свойства, если pH > 7, то вещество имеет основные свойства.

Способы определения pH

Инструментальный метод

Специальный прибор pH-метр — устройство, трансформирующее концентрацию протонов в растворе в электрический сигнал.

Индикаторы

Вещество, которое изменяет цвет в некотором интервале значений pH в зависимости от кислотности раствора, используя несколько индикаторов можно добиться достаточно точного результата.

Соль

Соль — это ионное соединение образованное катионом отличным от H+ и анионом отличным от O2-. В слабом водном растворе соли полностью диссоциируют.

Что бы определить кислотно-щелочные свойства раствора соли, необходимо определить, какие ионы присутствуют в растворе и рассмотреть их свойства: нейтральные ионы, образованные из сильных кислот и оснований не влияют на pH: не отдают ионы ни H+, ни OH- в воде. Например, Cl-, NO-3, SO2-4, Li+, Na+, K+.

Анионы, образованные из слабых кислот, проявляют щелочные свойства (F-, CH3COO-, CO2-3), катионов с щелочными свойствами не существует.

Все катионы кроме металлов первой и второй группы имеют кислотные свойства.

Буфферный раствор

Растворы, которые сохраняют уровень pH при добавлении небольшого количества сильной кислоты или сильного основания, в основном состоят из:

  • Смесь слабой кислоты, соответствующей соли и слабого основания
  • Слабое основание, соответствующая соль и сильная кислота

Для подготовки буфферного раствора определённой кислотности необходимо смешать слабую кислоту или основание с соответствующей солью, при этом необходимо учесть:

  • Интервал pH в котором буфферный раствор будет эффективен
  • Ёмкость раствора — количество сильной кислоты или сильного основания, которые можно добавить не повлияв на pH раствора
  • Не должно происходить нежелаемых реакций, которые могут изменить состав раствор

Тест:

Источник: https://k-tree.ru/articles/himiya/neorganicheskaya_himiya/kislota_i_osnovanie

Кислоты и основания

Из нашего повседневного опыта мы знаем, что некоторые вещества обладают высококоррозионными свойствами. Например, если кислота из аккумулятора вашей машины попадет на одежду, она сразу же ее проест. Иногда мы используем аммиак и другие вещества для домашней уборки. Эти коррозионные вещества известны химикам как кислоты и основания. На поверхностном уровне их различить совсем не сложно.

Кислоты кислые на вкус и окрашивают лакмусовую бумажку в красный цвет, щелочи же мыльные на ощупь и окрашивают лакмусовую бумажку в синий цвет. Однако химики редко довольствуются такого рода феноменологическими определениями. Они ищут ответ на вопрос «Что делает вещество кислотой или основанием на молекулярном уровне?». Вот уже больше века химики бьются над определением кислот и оснований.

Первая попытка определить понятие кислоты восходит к 1778 году. Антуан Лавуазье смог объяснить, что именно происходит при горении, опровергнув бытовавшую до того теорию о флогистоне.

Содержащийся в воздухе газ, который соединяется с веществами, когда они горят, он назвал кислородом — от греческого «производящий кислоту», поскольку он считал (как потом оказалось, ошибочно), что все кислоты содержат кислород.

Определение Аррениуса

Современный подход к этой проблеме впервые сформулировал шведский химик Сванте Аррениус (Svante Arrhenius, 1859–1927).

Его определение, выдвинутое в 1877 году, было очень простым: если некоторое вещество при растворении в воде высвобождает ион водорода (то есть протон, Н+), значит это кислота. Если же при растворении в воде высвобождается гидроксид-ион (ОН–), то это основание.

Согласно этому определению, аккумуляторная кислота, представляющая собой водный раствор серной кислоты (H2SO4), является кислотой, потому что атомы водорода серной кислоты в растворе становятся ионами водорода.

Соответственно, гидроксид натрия (NaOH) является основанием, так как в воде он высвобождает гидроксид-ион. Это определение объясняет, почему кислоты и основания нейтрализуют друг друга. Когда гидроксид-ион встречается с ионом водорода, они соединяются с образованием H2O, обычной воды.

Между прочим, Аррениус активно участвовал в дискуссии о внеземном разуме (см. Парадокс Ферми). Он был сторонником теории панспермии — гипотезы о том, что жизнь с планеты на планету могут переносить микроорганизмы, перемещающиеся через космос, а значит, достаточно было жизни развиться лишь однажды, а не на каждой планете, где она есть.

На смену этой гипотезе пришла теория направленной панспермии, в соответствии с которой где-то в Галактике существует цивилизация, которая рассылает зародыши жизни с целью заселения подходящих планет.

Однако все эти теории только отодвигают решение проблемы происхождения жизни, потому что всё равно остается вопрос, как жизнь зародилась в самом первом месте.

Определение Брёнстеда—Лаури

Определение Аррениуса довольно точное, но область его применения ограниченна — оно годится только для водных растворов (веществ, растворенных в воде).

Вот пример реакции, на которую не распространяется определение Аррениуса: если вы поместите рядом сосуды с соляной кислотой (HCl) и аммиаком (NH3), вы увидите белый дымок над сосудами.

Пары аммиака и соляной кислоты смешиваются в воздухе над сосудами, и происходит химическая реакция

    NH3 + HCl → NH4Cl,

в которой кислота и основание соединяются с образованием хлорида аммония. Поскольку в этой реакции не участвует вода, определение Аррениуса здесь просто неприменимо.

В 1923 году датский химик Йоханнес Николаус Брёнстед (Johannes Nicolaus Brønsted, 1879–1947) и британский химик Томас Мартин Лаури (Thomas Martin Lowry, 1874–1936) предложили новое определение.

В соответствии с ним кислота представляет собой молекулу или ион, способные отдавать протон (то есть ион водорода, H+), а основание представляет собой молекулу или ион, способные принимать протон.

Если рассматриваемая реакция протекает в водной среде, это определение по сути то же, что и определение, предложенное Аррениусом, однако оно распространяется также на реакции, протекающие в отсутствие воды, такие как образование хлорида аммония, описанное выше.

Определение Льюиса

Наконец, последнее обобщение сделало определение кислот и оснований не зависящим не только от присутствия воды, но и от образования протонов. Его выдвинул в 1923 году американский химик Гилберт Ньютон Льюис (Gilbert Newton Lewis, 1875–1946).

Это определение основано на том, каким способом образуются химические связи в химических реакциях между кислотами и основаниями, а не на том, присоединяются или отдаются протоны.

По Льюису, кислота — это химическое соединение, способное принимать электронную пару с последующим образованием ковалентной связи, а основание — это соединение, способное отдавать электронную пару.

Определение Льюиса включает в себя оба более ранних определения, а также объясняет те реакции, в которых не участвует водород.

Например, когда диоксид серы реагирует с ионом кислорода с образованием серного ангидрида (эта реакция играет немаловажную роль в образовании кислотных дождей), ион кислорода отдает два электрона для образования ковалентной связи — иными словами, ведет себя как основание, в то время как диоксид серы принимает электроны и, следовательно, ведет себя как кислота. Эта реакция, протекающая без протона и без воды, подходит под определение Льюиса, но не подходит ни под одно из предшествующих определений.

Показатель pH: измерение кислотности

Для водных растворов широко используется система определения концентрации кислоты или основания, которая лучше всего может быть объяснена в терминах теории Брёнстеда—Лаури.

В чистой воде в каждый момент времени какие-то молекулы H2O диссоциируют на ионы водорода (H+) и гидроксид-ионы (OH–), и одновременно с этим какие-то соседние ионы H+ и OH– соединяются с образованием молекул воды. Таким образом, в воде всегда присутствуют ионы водорода (протоны). Молярная концентрация (см.

Закон Авогадро) водорода в чистой воде составляет 10–7 моль на литр. Это означает, что одна молекула H2O из каждых 10 миллионов находится в форме ионов.

Условились считать, что водородный показатель pH (сокр. от англ. «power of hydrogen» — «степень водорода») чистой воды равен 7 — это математический показатель степени из выражения 10–7, взятый с положительным знаком. Мы можем повысить концентрацию ионов водорода в воде, добавив кислоту.

Например, если мы добавим в чистую воду соляную кислоту (HCl), концентрация ионов водорода возрастет. Если мы достигнем точки, в которой молярная концентрация составляет 10–1 моль на литр, мы получим примерное значение кислотности желудочного сока. pH этого раствора составит 1.

Таким образом, pH ниже 7 характеризует кислоту, и чем меньше значение pH, тем сильнее кислота.

Подобным образом можно понизить концентрацию ионов водорода в чистой воде, добавив основание (ионы OH– основания будут реагировать с ионами H+ с образованием молекул воды). Так, у аммиака, применяемого в домашнем хозяйстве, молярная концентрация ионов водорода составляет всего 10–11 моль на литр, и, следовательно, pH равен 11. А поскольку pH больше 7, это основание.

Источник: https://elementy.ru/trefil/54/Kisloty_i_osnovaniya

Ссылка на основную публикацию