Главная » Лекции по » Химии » Лекция №4 Органические кислоты и основания Лекция № 4
Узнай стоимость своей работы
- ОРГАНИЧЕСКИЕ КИСЛОТЫ И ОСНОВАНИЯ
- План
- Протонная теория кислот и оснований Бренстеда.
- Классификация кислот и оснований по Бренстеду.
- Влияние структурных факторов на кислотность и основность.
- Кислоты и основания Льюиса. Теория жестких и мягких кислот и оснований.
Лекция № 4
- ОРГАНИЧЕСКИЕ КИСЛОТЫ И ОСНОВАНИЯ
- План
- Протонная теория кислот и оснований Бренстеда.
- Классификация кислот и оснований по Бренстеду.
- Влияние структурных факторов на кислотность и основность.
- Кислоты и основания Льюиса. Теория жестких и мягких кислот и оснований.
Узнай стоимость своей работы
Бесплатная оценка заказа!
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 |
- 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
- проявлять и кислотные, и основные свойства.
- Сила кислот определяется константой равновесия их взаимодействия с водой как основанием, например:
- CH3COOH + H2O CH3COO— + H3O+
Так как в разбавленных растворах [H2O]=const, то ее можно внести в константу равновесия, которую называют константой кислотности:
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—
— 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+
На практике чаще пользуются величиной 
. Чем больше величина , тем сильнее основание.
- Классификация органических кислот и оснований
- Кислоты и основания Бренстеда классифицируют по природе атома при кислотном или основном центре.
- В зависимости от природы элемента, с которым связан протон, различают четыре основных типа органических кислот
- 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
- увеличению кислотности способствуют факторы, стабилизирующие анион.
- Влияние строения на силу кислот и оснований.
- Кислоты Бренстеда.
- Сила кислоты зависит от природы атома при кислотном центре и от его структурного окружения.
- Для оценки относительной силы кислот важны такие характеристики атома при кислотном центре как его электроотрицательность и
- поляризуемость.
- 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
- уменьшается в ряду:
- 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 |
- 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
- сопряженного основания.
- При одинаковой природе атома при кислотном центре сила кислоты определяется его структурным окружением. Увеличению силы кислоты способствует делокализация отрицательного заряда в сопряженном основании
- (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:
- Фенолы являются более сильными кислотами, чем спирты, за счет резонансной стабилизации фенолят-аниона, отрицательный заряд
- которого делокализован по ароматическому кольцу:
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.
- Электроноакцепторные заместители увеличивают силу алифатических и ароматических карбоновых кислот, электронодонорные
- заместители действуют в противоположном направлении:
| Cl-CH2-COOH | H-COOH | CH3-COOH | |
| pKa | 2,8 | 3,7 | 4,7 |
 |
 |
 |
|
| +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 |
- Снижение основности связано с тем, что более электроотрицательный атом прочнее удерживает неподеленную пару электронов,
- которую он должен отдать на образование связи с протоном.
- Увеличения s-характера гибридных орбиталей приводит к снижению основности:
- Для элементов одной подгруппы с возрастанием заряда ядра основность уменьшается:
- 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 |
- 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,
- по атому кислорода.
- Основность азотсодержащих гетероциклических соединений также определяется доступностью пары электронов азота для атаки протона. Высокой основностью обладают насыщенные азотсодержащие гетероциклы, в
- 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 |
- Принцип жестких и мягких кислот и оснований Пирсона (принцип ЖМКО):
- Жесткие кислоты преимущественно взаимодействуют с жесткими основаниями, а мягкие кислоты – с мягкими
- основаниями.
- 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,
- значительно различающимися по энергии.
- Принцип ЖМКО используют для определения преимущественного направления конкурирующих процессов (реакции элиминирования и нуклеофильного замещения, реакции с участием амбидентных нуклеофилов); для
- направленного создания детоксикантов и лекарственных препаратов.
Источник: http://studentik.net/lekcii/lekcii_xmia/3120-lekcija-4-organicheskie-kisloty-i-osnovanija.html
Основные положения протолитической теории кислот и оснований Бренстеда-Лоури
- Кислоты – молекулы или ионы, способные в данной реакции отдавать катион водорода Кислота – донор протонов Основания – молекулы или ионы, способные в данной реакции присоединять протоны (акцепторы протонов)
- Основания – акцепторы протонов.
- С каждой кислотой сопряжено основание, в которое она переходит, теряя протоны.
Каждой кислоте соответствует свое основание и каждому основанию — своя кислота. Эту пару сопряженных веществ называют кислотно-основной или протолитической парой. Каждый отдельный компонент этой пары называется протолитом.
Кислота и основание одной протолитической пары называются сопряженными протолитами (сопряженными кислотой и основанием).
- Чем сильнее кислота, тем слабее сопряжённое с ней основание.
- Согласно протонной теории кислоты подразделяют на 3 типа:
- 1) Нейтральные кислоты, например HCl, H2SO4, H3PO4 и др.:
- HCl(газ) + H2O(ж) ó H3O+(р) + Cl-(р)
- нейтр. к-та основание сопряжённая к-та сопряжённое основание
- 2) Катионные кислоты, представляющие собой положительные ионы, например NH4+, H3O+:
- NH4+ ó NH3 + H+
- 3) Анионные кислоты, представляющие собой отрицательные ионы, например HSO4-, H2PO4-, HPO42- и др.
- HSO4-(р) + H2O(ж) ó H3O+(р) + SO42-(р)
- анионная к-та основание сопряжённая к-та сопряжённое основание
- Подобного рода классификация имеется и для оснований:
- 1) Нейтральные основания, например NH3, H2O, C2H5OH и др.
- NH3+H+ ó NH4+
- 2) Анионные основания, представляющие собой отрицательные ионы, например Cl-, CH3COO-, OH-:
- CH3COO-+H+ó CH3COOH
- 3) Катионные основания, представляющие собой положительные ионы, например H2N-NH3+
- Связь между константой кислотности и константой основности в сопряженной протолитической паре.
- К равновесию, которое устанавливается в растворе слабого электролита между молекулами и ионами, можно применить законы химического равновесия и записать выражение константы равновесия. Например, для электролитической диссоциации (протолиза) уксусной кислоты, протекающей под действием молекул воды,
СН3СООН + Н2О ↔ Н3О+ + СН3СОО–
константа равновесия имеет вид
| Кa = | [H3O+][CH3COO–]/ [CH3COOH] |
- Здесь в числителе дроби стоят равновесные концентрации ионов — продуктов диссоциации, а в знаменателе — равновесная концентрация недиссоциированных молекул.
- Константа протолитического равновесия, определяющая полноту протекания протолиза слабой кислоты при данной температуре, называется константой кислотности.
- Аналогично для протолиза слабого основания
- NH3·HOH ↔ NH4+ + OH–
- существует константа основности, определяющая полноту протекания протолиза слабого основания при данной температуре
| Кb = | [NH4+][OH–]/ [NH3 · HOH] |
- Величины Ка и Кb для сопряженной кислотно-основной пары связаны также простым соотношением.
- Ка Кb=10-14 или рКа+рКb=14, рКb=14-рКа
- Амфолиты.
Амфолиты — амфотерные электролиты, т. е. вещества, молекулы которых содержат одновременно и кислотные, и основные группы, и поэтому в водных растворах диссоциируют и как кислоты с отщеплением водородных ионов Н +, и как основания с отщеплением гидроксильных ионов ОН-.
К амфолитам относятся биологически важные вещества: аминокислоты , пептиды , белки и др. Кислотные свойства этих веществ обусловлены наличием в них карбоксильных групп СООН, а основные свойства — содержанием аминогрупп NH2. К амфолитам также относится вода.
Теория Льюиса.
Кислоты Льюиса – это молекулы или ионы, имеющие вакантные электронные орбитали, вследствие чего они могут акцептировать электронную пару. (пример – протон водорода, катионы металлов, оксиды некоторых неметаллов (SO3, SiO2), ряд солей (AlCl3 и др.))
Основания Льюиса – это молекулы и ионы, имеющие пару электронов, являющиеся донорами электронных пар. Примеры: все анионы, аммиак, вода, спирты, галогены и др.
Взаимодействие между кислотой и основанием заключается в образовании донорно-акцепторной связи между реагирующими частицами.
- Принцип жестких и мягких кислот (ЖМКО).
- Основан на теории Льюиса.
- Жёсткие кислоты – это акцепторы электронной пары, обладающие малым размером, значительным положительным зарядом, большой электроотрицательностью и низкой поляризуемостью.
Примеры: протоны водорода, катиона лития, магния, калия, натрия, алюминия, хрома. Молекулы BF3, AlCl3 и др.
Жёсткие основания – донорные частицы с высокой электроотрицательностью, низкой поляризуемостью. Соединения прочно удерживают электроны.
- Примеры: гидроксид-ион, фторид-ион, хлорид-ион, нитрат-ион, NH3, R-NH2, H2O, спирты, эфиры.
- Мягкие кислоты – кислоты Льюиса, содержащие акцепторные атомы с малым положительным зарядом, большим размером, низкой электроотрицательностью, высокой поляризуемостью.
- Примеры: Катионы серебра, меди (I), ртути, I+, Br+
- Мягкие основания – основания Льюиса, содержащие донорные частицы с низкой электроотрицательностью, высокой поляризуемостью.
- Слабо удерживают валентные электроны.
- Примеры: I-, H-, C6H6, алкены
- Суть принципа ЖМКО: жёсткие кислоты реагируют с жёсткими основаниями, мягкие кислоты – с мягкими основаниями.
Билет 18. Автопротолиз воды. Константа автопротолиза воды. Водородный показатель (pH) как количественная мера активной кислотности и основности. Определение активной концентрации ионов водорода.
- Автопротолиз воды.
- Автопротолиз – обратимый процесс образования равного числа катионов и анионов из незаряженных молекул жидкого индивидуального вещества за счет передачи протона от одной молекулы к другой.
- Наличие водородных связей в жидкой воде объясняет её автопротолиз
- Для воды характерна протолитическая амфотерность. Реакция самоионизации (автопротолиза) воды, в ходе которой протон от одной молекулы воды (кислоты) переходит к другой молекуле воды (основанию) описывается уравнением:
- H2O + H2O ↔ H3O+ + OH-.
- Константа равновесия для уравнения автопротолиза воды равна 1,82*10-16
Рекомендуемые страницы:
Воспользуйтесь поиском по сайту:
Источник: https://megalektsii.ru/s4359t7.html
Основные положения теории кислот и оснований Бренстеда- Лоури: молекулярные и ионные кислоты и основания, сопряженная протолитическая пара. амфолиты
⇐ ПредыдущаяСтр 5 из 10Следующая ⇒
Теория Бренстеда-Лоури:кислотой называют всякое вещество, молекулярные частицы которого(в том числе и ионы) способны отдавать протон, т.е.
быть донором протонов; основанием называют всякое вещество, молекулярные частицы которого(в том числе и ионы) способны присоединить протоны, т.е. быть акцептором протонов.
Например:HNO3+H2O=H3O++NO3-
Молекула и ион, отличающиеся по составу на один протон, называются сопряженной кислотно-основной парой. Частицы, способные к взаимодействию как с кислотами, так и с основаниями, называются амфолитами.
Частицы, способные к взаимодействию как с кислотами, так и соснованиями, называются амфолитами.. Типичным примером амфолитов являются аминокислоты.
Ионное произведение воды. Водородный показатель среды растворов. Математическое выражение рН, его значение в кислой, щелочной, нейтральной средах. Биологическая роль водородного показателя.
Вода – слабый электролит, являющийся амфолитом, поэтому участвует в процессе автопротолиза.
Автопротолиз воды– это процесс отдачи и присоединения протонов молекулами воды, являющейся амфолитом:
- Ионное произведение воды, Kw– величина, равная произведению активностей водород- игидроксид-ионов,постоянная при данной температуре:
- Kw =а(Н+)а(ОН–)=10–14 моль2/л2 (Т = 298 К)
- Водородный показатель, рН– количественная характеристика кислотности среды, равная отрицательному десятичному логарифму активной концентрации ионов водорода:
- рН = –lgа(Н+)
| Характеристика среды раствора | ||
| среда нейтральная | а(Н+) =а(ОН–) | рН = 7 (Т = 298 К) |
| среда кислая | а(Н+) >а(ОН–) | рН < 7 |
| среда щелочная | а(Н+) 7 |
Постоянство рН биологических жидкостей называется кислотноосновным гомеостазом. Система, поддерживающая протолитический гомеостаз, включает в себя физиологические механизмы (лѐгочную и почечную компенсации) и физико-химические:буферное действие, ионный обмен. В норме рН некоторых биологических жидкостей меняется в следующих диапазонах (табл. 8):
| Таблица 8 | |
| Диапазон изменения рН биологических жидкостей | |
| Название биологической жидкости | Диапазон изменения рН |
| Межклеточная жидкость | 7,36–7,44 |
| (кровь, плазма, ликвор) | |
| Внутриклеточная жидкость | 4,5–8,5 |
| Моча | 4,8–7,5 |
| Желудочный сок | 1,5–2 |
| Слюна | 6,35–6,85 |
Основные положения теории кислот и оснований Льюиса. Понятие о жестких и мягких кислотах и основаниях (теория ЖМКО).
Электронная теория Льюиса
| Объект | Определение | Примеры |
| Кислота | Акцептор элек- | BF3, AlCl3, FeBr3, |
| тронных пар | катионы метал- | |
| лов, протон | ||
| Основание | Донор электрон- | RNH2, NH3, ROH, |
| ных пар | ROR, OH–,Hal– |
Согласно теории Льюиса, кислотно-основные свойства соединений определяются их способностью принимать или отдавать пару электронов с образованием новой связи.
Кислоты Льюиса –акцепторы пары электронов,основания Льюиса – доноры пары электронов.
Кислотами Льюиса могут быть молекулы, атомы или катионы, обладающие вакантной орбиталью и способные принимать пару электронов с образованием ковалентной связи. К кислотам Льюиса относятся галогениды элементов II и III групп периодической системы, галогениды других металлов, имеющих вакантные орбитали, протон. Кислоты Льюиса в реакциях участвуют в качестве электрофильных реагентов.
Основаниями Льюиса являются молекулы, атомы или анионы, имеющие неподеленную пару электронов, которую они предоставляют для образования связи с вакантной орбиталью. К основаниям Льюиса относятся спирты, простые эфиры, амины, тиоспирты, тиоэфиры, а также соединения, имеющие p-связи. В реакциях основания Льюиса проявляют себя как нуклеофильные частицы.
Развитие теории Льюиса привело к созданию принципа жестких и мягких кислот и оснований (принцип ЖМКО или принцип Пирсона). Согласно принципа Пирсона, кислоты и основания подразделяются на жесткие и мягкие.
Жесткие кислоты –это кислоты Льюиса, донорные атомы которых малы по размеру, обладают большим положительным зарядом, большой электроотрицательностью и низкой поляризуемостью. К ним относятся: протон, ионы металлов (К+, Na+, Mg2+, Ca2+, Al3+), AlCl3 и др.
Мягкие кислоты — –это кислоты Льюиса, донорные атомы которых имеют большие размеры, большую поляризуемость, обладают малым положительным зарядом и низкой электроотрицательностью. К ним относятся: ионы металлов (Ag+, Cu+), галогены (Br2, I2), катионы Br+, I+ и др.
Жесткие основания –основания Льюиса, донорные атомы которых обладают высокой электроотрицательностью, низкой поляризуемостью, имеют малый радиус атома. К ним относятся: Н2О, ОН-, F-, Cl-, NO3-, ROH, NH3, RCOO- и др.
Мягкие основания —основания Льюиса, донорные атомы которых обладают высокой поляризуемостью, низкой электроотрицательностью, имеют большой радиус атома. К ним относятся: Н-, I-, C2H4, C6H6, RS- и др.
Суть принципа ЖМКО состоит в том, что жесткие кислоты реагируют с жесткими основаниями, мягкие кислоты – с мягкими основаниями
Жесткие, мягкие кислоты и основания (ЖМКО)
| Параметры | Жесткие | Жесткие | Мягкие | Мягкие | ||
| кислоты | основания | кислоты | основания | |||
| Поляризуемость | низкая | низкая | высокая | высокая | ||
| Электроотрица- | высокая | высокая | низкая | низкая | ||
| тельность | ||||||
| Радиус | малый | малый | большой | большой | ||
| Степень окисления | высокая | высокая | низкая | низкая | ||
| Примеры | Н+, К+, Na+, | H2O, | OH–, | Ag+, | Cu+, | RSR, RSH, |
| Mg2+, Ca+2, | ROH, | NH3, | Hg2+, Hg+, | RS–,H–,I– | ||
| Al+3 | NH | , ROR, | Cd2+ | |||
| RCOO, F–,Cl– |
Ионизация слабых кислот и оснований. Константа кислотности и основности. Связь между константой кислотности и константой основности в сопряженной протолитической паре. Амфолиты. Изоэлектрическая точка.
Сила кислот определяется их способностью отдавать протон, а оснований — принимать его. Мерой этой способности служат соответственно константа кислотности Кa и константа основности Кb.
Частицы, способные к взаимодействию как с кислотами, так и соснованиями, называются амфолитами.. Типичным примером амфолитов являются аминокислоты.
Изоэлектрическая точка— точка нулевого заряда, состояние поверхности тела (или частицы дисперсной фазы) в контакте с раствором электролита, характеризующееся равным числом положительных и отрицательных зарядов в адсорбционном слое.
Протолитические реакции. Типы протолитических реакции (нейтрализации, гидролиза, ионизации). Примеры. Конкуренция за протон: изолированное и совмещенное протолитические равновесия. Общая константа совмещенного протолитического равновесия.
- К протолитическим реакциям относят химические процессы, суть которых заключается в переносе протона от одних реагирующих веществ к другим.протолитическая теория кислот и оснований, в соответствии с которой кислотой считают любое вещество, отдающее протон, а основанием — вещество, способное присоединять протон, например:
- CH3COOH + H2O = CH3COO- + H3O+
- кислотаI основаниеI основаниеI кислотаII
- NH3 + H2O = NH4+ + OH-
- основаниеIкислотаII кислотаII основаниеI
- Реакция нейтрализации– протолитическая реакция переноса протона от кислоты к основанию, например,
- HNO3 + KOH = KNO3 + H2O H+ + OH– = H2O
- Автопротолиз (собственный протолиз)– перенос протона между двумя одинаковыми частицами амфолита.
| Примеры: | |||
| а) H2O + H2O | OH– + H3O+ | ||
| кис-та1 | осн-е2 | осн-е1 | кис-та2 |
| б) NH3 + NH3 | NH 2 + | NH 4 | |
| кис-та1 | осн-е2 | осн-е1 | кис-та2 |
Гидролиз солей– протолитический процесс взаимодействия ионов солей с молекулами воды, приводящий к образованию малодиссоциирующих соединений.
Конкуренцияза обладание протоном делает кислотно-оснoвную реакциюобратимойи приводит ее к состояниюпротолитического равновесияс определенным значением константы равновесияKсприT= Const.
⇐ Предыдущая12345678910Следующая ⇒
Рекомендуемые страницы:
Источник: https://lektsia.com/7x77a3.html
Загрузка...
