Сила кислот и оснований — в помощь студенту

Сила кислот и оснований - в помощь студентуСила кислот и оснований - в помощь студенту

Время на чтение: 13 минут Сила кислот и оснований - в помощь студенту

alt

Узнай стоимость своей работы

Бесплатная оценка заказа!

Оценим за полчаса!

На сильные и слабые эти субстанции подразделяются в зависимости от возможности отдавать ионы водорода во время взаимодействия с металлами.

Общие свойства

Все кислоты содержат атомы водорода, которые способны вступать в реакцию. Таким образом, кислота представляет собой сложное вещество, молекулы которого состоят из разного количества атомов водорода и кислотного остатка. Эти соединения обладают кислым и зачастую слегка металлическим вкусом. При контакте с ними индикаторы приобретают другой оттенок вплоть до кардинальной смены цвета.

Химические свойства, являющиеся общими для всех кислот:

Сила кислот и оснований - в помощь студенту

  • Все вещества, содержащие кислород, в процессе разложения образуют воду и кислотный оксид.
  • Бескислородные соединения распадаются на простые элементы.
  • Окислители вступают в реакцию со всеми расположенными слева от H металлами из ряда активности.
  • Кислоты взаимодействуют с солями, образованными более слабым соединением.

Физические свойства веществ могут кардинально отличаться. Например, одни из них имеют запах, у других он отсутствует совершенно.

Кислоты могут быть жидкими, газообразными и твёрдыми. К твёрдым соединениям относятся, например, C2H204 и H3BO3.

alt

Узнай стоимость своей работы

Бесплатная оценка заказа!
Читайте также:  Онтология - в помощь студенту

Оценим за полчаса!

Концентрация вещества

Зачастую химикам приходится решать задачи на определение количества чистой кислоты, находящейся в растворе, в процентах. В таких случаях искомым значением является концентрация.

Это величина, позволяющая определять количественный состав жидкого химического вещества.

К примеру, для того, чтобы узнать, сколько чистой серной кислоты находится в разбавленном растворе, необходимо небольшое количество смеси налить в мерный стакан, взвесить и определить искомое значение по таблице плотности. Указанная таблица используется при вычислениях, так как плотность неразрывно связана с концентрацией.

Основная классификация

Чаще всего кислые вещества разделяют на кислородосодержащие и бескислородные. Состав последних соединений отличается тем, что в них нет кислорода, но есть водород. В связи с этим их названия всегда дополнены словом «водородная». Например, хлороводородная, сероводородная.

Кроме того, кислоты имеют классификацию по количеству атомов водорода.

Сила кислот и оснований - в помощь студенту

Так, они подразделяются на следующие типы:

  • одноосновные;
  • двухосновные;
  • трехосновные.

Но также существуют органические кислоты, то есть органические вещества, которые проявляют свойства, присущие кислотным соединениям. Из них наиболее известны уксусная, щавелевая, муравьиная, лимонная, молочная и яблочная.

Все кислые вещества и основания подразделяются на сильные и слабые. Но необходимо понять, что эти понятия никак не связаны с концентрацией соединений. Сила кислоты определяется её способностью вступать в химическую реакцию, отдавая водородные ионы.

Так, вещество считается сильным, если этот процесс проходит легко.

Сильные и слабые реагенты

Если реагент в водном растворе полностью распадается на ионы, то есть диссоциирует, то оно является сильным, поскольку слабые химические соединения никогда не растворяются до конца.

Сила кислот и оснований - в помощь студенту

Кроме того, отличить слабую кислоту можно посредством измерения её проводимости. Сильные соединения являются хорошими электролитами. Сильные основания при попадании в воду также распадаются. Следует отметить, что основания также называют гидроксидами или гидроокисями.

Существует специальные перечни слабых и сильных кислот и оснований. Таблица, приведённая ниже, также может использоваться для классификации реагентов.

Сильная кислота Слабая кислота Сильное основание Слабое основание
HCI соляная или хлороводородная HF фтороводородная NaOH гидроокись натрия Mg(OH)2 гидроокись магния
HBr бромоводородная CH3COOH уксусная KOH гидроокись калия Fe(OH)2 гидроокись железа (II)
HI йодоводородная H2SO3 сернистая Ca(OH)2 гидроокись кальция Zn(OH)2 гидроокись цинка
HNO3 азотная H2S сероводородная Ba(OH)2 гидроокись бария NH4OH гидроокись аммония
HClO4 хлорная HNO2 азотистая LiOH гидроокись лития Fe(OH)3 гидроокись железа (III)
H2SO4 серная H2SiO3 кремниевая

А также следует отметить, что кислородсодержащая угольная (H2CO3) и ортофосфорная (H3PO4) или фосфорная кислоты — слабые. К сильным же необходимо добавить хромовую, которая является средней по силе.

Кроме того, нужно учитывать, что современная химия позволяет учёным создавать новые соединения. В связи с этим список кислот, как сильных, так и слабых, постоянно пополняется.

Химические реакции

При соединении сильной кислоты с таким же основанием получится нейтральный раствор. Произошедшая в этом случае химическая реакция называется нейтрализацией. Если же заменить основание на слабое, то полностью диссоциирует только кислое вещество.

Сила кислот и оснований - в помощь студенту

  • Второй компонент не распадается на ионы полностью.
  • Слабое основание лишь незначительно вступает в реакцию со слабой кислотой.
  • Когда кислотное соединение реагирует с сильным основанием, то первый реагент проходит частичную диссоциацию, второй же полностью диссоциирует.

Полученный в результате раствор обладает слабыми свойствами основания.

Водородный показатель

При проведении диссоциирующих реакций важно правильно определить уровень кислотности воды.

Для его количественного выражения применяется величина pH, называющаяся силой, весом или потенциалом водорода. Она позволяет измерить активность ионов водорода.

Если уровень pH превышает 7, то у вещества присутствуют кислотные свойства, если же этот показатель меньше 7, то свойства являются основными.

Способы определения

Результаты химических реакций, в которых участвует любое вещество, напрямую зависят от уровня его кислотности. А потому химики всегда измеряют этот показатель.

Существует несколько методов определения pH:

Сила кислот и оснований - в помощь студенту

  • Инструментальный способ. В этом случае применяется pH-метр. Этот прибор трансформирует концентрацию протонов в какой-либо жидкости в электрический сигнал.
  • Индикаторы. Это вещества, изменяющие оттенок цвет в зависимости от показателя pH. Использование различных индикаторов позволяет получить довольно точные данные об уровне кислотности.
  • Соль. Соль представляет собой соединение ионов, которое полностью диссоциирует в слабом водном растворе. Для определения кислотно-щелочных свойств соляного раствора, прежде всего, нужно установить и изучить свойства ионов, находящиеся в растворе.

Буферный раствор

Буферным раствором называется вещество, отличающееся наличием постоянной концентрации ионов водорода.

Сила кислот и оснований - в помощь студенту

  1. При добавлении сильной кислоты или такого же основания в небольших дозах эти растворы сохраняют изначальный уровень кислотности.
  2. Для приготовления такой смеси нужно смешать слабое кислое вещество или основание с соответствующей солью.
  3. При изготовлении буферного раствора необходимо учитывать следующие факторы:
  • Интервал уровня кислотности, в котором вещество станет эффективным.
  • Ёмкость раствора, то есть какой объём сильного кислотного соединения или основания можно добавить в смесь, не изменив её pH.
  • При соединении веществ не должно быть реакций, способных повлиять на состав раствора.

Самые опасные кислотные соединения

На сегодняшний день самой сильной кислотой в мире считается пентафторид сурьмы фтористоводородной кислоты. Её химическая формула — HFSbF5. Не существует точных данных об активности этого соединения, но установлено, что его 55-процентный раствор почти в миллион раз сильнее концентрированной серной кислоты.

Следующим по силе является карборановое кислотное соединение. Это вещество разрешается хранить только в специальной ёмкости. Она также во много раз опаснее серной и растворяет даже стекло.

Ещё одной суперкислотой является плавиковая. Она не имеет цвета и, подобно предыдущему веществу, способна разъедать стекло. Для перевозки этого едкого соединения применяют полиэтилен. Вещество прекрасно вступает в реакцию с большинством металлов, но не взаимодействует с парафином. Соединение токсично, даже его пары опасны для здоровья. Кислота обладает эффектом наркотика.

Сила кислот и оснований - в помощь студенту

Самое известное сильное вещество — серная кислота. Из-за больших производственных объёмов некоторые химики считают именно её самой опасной в мире.

По мере того как увеличивается концентрация реагента, растёт и его опасность для здоровья человека, хотя даже растворы серного кислотного соединения могут нанести серьёзный вред. Это вещество окисляет металлы и является крайне едким, даже пары реагента очень опасны.

При контакте происходит поражение кожи и слизистых оболочек, органов дыхания, а также внутренних органов человека.

Часто используемая в быту муравьиная кислота тоже относится к ядовитым химикатам. Эта ситуация объясняется тем, что опасность возникает только при высокой концентрации вещества. В обычных условиях оно бесцветно, легко образует водные растворы, а также успешно растворяется в ацетоне.

При концентрации меньше 10% реагент вызывает только раздражение. Если же этот показатель повышен, то соединение может разъесть ткани и множество других веществ. Его пары повреждают глаза, слизистые оболочки и дыхательные пути.

При попадании внутрь организма наступает серьёзное отравление. Но в минимальных концентрациях реагент успешно перерабатывается и выводится из организма. В небольших дозах оно присутствует во фруктах, выделениях насекомых, крапиве.

Мощным ядом является азотная кислота. В разных пропорциях она прекрасно смешивается с водой. Реагент крайне опасен для человека. Его пары наносят серьёзный вред органам дыхания и слизистым оболочкам. Кожный покров при попадании кислоты становится жёлтым, на нём остаются язвы. Пострадавшие места требуют длительного восстановительного процесса.

При воздействии высокой температуры или света азотная кислота распадается, превращаясь в довольно токсичный газ. У вещества не возникает химической реакции со стеклом, а потому этот материал применяют для хранения реагента. Создателем ядовитого соединения является алхимик Джабир.

Кривые титрования

Кривые титрования представляют собой график зависимости параметра вещества, который связан с концентрацией реагента, подвергающегося титрованию, титранта или продукта химической реакции, от степени протекания процесса. Если проходит кислотно-основная реакция, то показателем концентрации каждого её участка является уровень рН.

Существуют теоретические и экспериментальные кривые. Теоретические используются для того, чтобы обосновать выбор индикатора.

Их расчёт осуществляется по уравнению реакции и данным об исходной концентрации соединений, вступающих в реакцию. Экспериментальные кривые позволяют определить точки эквивалентности.

Их получают путём измерения одного из свойств системы в процессе титрования.

Протекание и результат химических реакций, в которые вступает любая кислота, напрямую зависят от того, является это вещество сильным или слабым. В специальных химических таблицах приведены наименования самых распространённых соединений, что позволяет безошибочно определить силу реагента.

Источник: https://nauka.club/khimiya/silnie-i-slabie-kisloty.html

Гидролиз солей

Сила кислот и оснований - в помощь студенту

 
Гидролиз — это взаимодействие солей с водой. Многие думают, что гидролиз — это когда в условии написано «прилили воду».  И это тоже ???? Но если нам дан раствор соли, то это значит, что эта самая соль уже вступила во взаимодействие с водой.

Вот стоит стакан с раствором какой-то соли. Если очень повезет, то раствор может быть даже цветным. Соль в растворе находится в виде ионов — т.е. она уже провзаимодействовала с водой — продиссоциировала на ионы.

Читайте также:  Социальная ориентация экономики - в помощь студенту

Тема гидролиза довольно обширная и в данном курсе мы рассмотрим ее только в формате подготовки к ЕГЭ. Поступите в ВУЗы, будете изучать степени гидролиза, константы и т.д.

Любая соль состоит из двух составляющих — катиона (металла, например) и аниона — кислотного остатка. Классический пример образования соли — взаимодействие основания и кислоты.

  • основание + кислота = соль + H2O
  • Сила кислот и оснований - в помощь студенту
  • Давайте рассмотрим эту схему на конкретных примерах
  •  
     Слабые кислоты:
     
  • H2S — сероводородная кислота. Считается слабой, т.к. плохо растворима в воде — легко улетучивается из раствора, ее запах тухлых яиц ни с чем не перепутаешь! ???? Она очень слабо диссоциирует на ионы.
  • H2CO3 — угольная кислота. Тоже слабая, неустойчивая кислота, очень быстро распадается на CO2 и H2O
  • H2SiO3 — кремниевая кислота. Ну это вообще твердое вещество.
  • Все органические кислоты считаются слабыми

 
Слабые основания:
 

  • мало- и нерастворимые гидроксиды (см. таблицу растворимости)
  • NH4OH — cлабое основание, т.к. легко разлагается на NH3 (улетучивается из раствора) и H2O
  1. pH — водородный показатель — показатель количества ионов водорода H(+) в растворе
  2. Сила кислот и оснований - в помощь студенту
  3. 1.1 Соль образована сильным основанием и сильной кислотой
  4. NaCl — соль образована сильным основание NaOH и сильной кислотой HCl.
  5. Такие соли не гидролизуютсянейтральная среда раствора, pH примерно = 7
  6. 1.2 Соль образована сильным основанием и слабой кислотой
  7. Na2S — соль образована сильным основанием NaOH и слабой кислотой H2S.
  8. Давайте посмотрим, что происходит при взаимодействии такой соли с водой:
  9. Na2S + H2O =2NaOH + H2S
  10. В ионном виде:
  11. 2Na(+) + S(-2) + H2O =2Na(+) + 2OH(-) + H2S — полное ионное уравнение
    в растворе остались ионы Na(+) и OH(-) — щелочная среда, pH>7
  12. Это гидролиз по аниону
  13. 2.1 Соль образована слабым основанием и сильной кислотой
  14.  
    CuCl2 — соль образована нерастворимым в воде основанием Cu(OH)2 и сильной кислотой HCl
  15. CuCl2 + H2O = Cu(OH)2 ↓ + 2HCl
  16. В ионном виде:
  17. Сu(2+) +2Cl(-) + H2O = Cu(OH)2↓ + 2H(+) + 2Cl(-) — полное ионное уравнение
  18. в растворе остались ионы H(+) и Cl(-) — кислая среда, pH

Источник: https://distant-lessons.ru/ximiya/gidroliz-solej

Урок 16. Кислоты и основания – HIMI4KA

Архив уроков › Основные законы химии

В уроке 16 «Кислоты и основания» из курса «Химия для чайников» дадим определение кислотам и основаниям, рассмотрим процесс их диссоциации в водном растворе и различия слабых кислот и оснований от сильных. Кроме того, вы узнаете самые распространенные кислоты и основания. Основы химии, которые вы должны знать перед прочтением данного урока, содержатся в уроке 9 «Ионы в водном растворе».

Сила кислот и оснований - в помощь студенту

Что такое кислота и основание?

Для тех, кто только к нам присоединился напоминаю, что ионы — это все те же атомы веществ, просто с бОльшим или меньшим количеством электронов относительно числа протонов. Для кислот и оснований наиболее популярны следующие определения:

Кислота — это вещество, которое при добавлении к воде повышает концентрацию ионов водорода [H+].

Основание — это вещество, которое при добавлении к воде повышает концентрацию гидроксидных ионов [OH—]. Забегая вперед, скажу, что основанием также называют вещество, которое забирает ионы водорода [H+].

Если данные определения вам не понятны, то скорее всего вам нужно вспомнить, что такое простые и сложные ионы. Дальше все будет проще, ведь сложные лишь определения!

Диссоциация кислот

Диссоциация кислот, от HF до HNO3, в водном растворе сопровождается высвобождением одного протона, т.е иона водорода H+.

  • HNO3 → H+(водн.) + NO3—(водн.)

В дальнейшем не будем указывать сокращение (водн.), означающее что ион гидратирован, поскольку в водном растворе любой ион гидратирован. Кислоты H2CO3, H2SO3 и H2SO4 диссоциируют в водном растворе с высвобождением двух протонов. Это происходит не в одну, а в две стадии:

  • H2CO3 → H+ + HCO3— → 2H+ + CO—
  • H2SO3 → H+ + HSO3— → 2H+ + SO—
  • H2SO4 → H+ + HSO4— → 2H+ + SO42-

Угольная кислота дает протоны в раствор только частично, так помимо смеси HCO3— и CO— ионов в водном растворе присутствует немного недиссоциированной угольной к-ты.

Зато серная кислота полностью высвобождает первый из двух ионов H+, поэтому она считается сильной кислотой.

Самые распространенные сильные кислоты — это хлористоводородная и азотная, а распространенная слабая кислота — фосфорная кислота.

Каждая фосфорсодержащая кислота высвобождает в водном растворе три протона, и соответственно осуществляется это в 3 стадии:

  • H3PO4 → H+ + H2PO4— → 2H+ + HPO42- → 3H+ + PO43-

Органические кислоты, такие как уксусная и муравьиная кислота, дают H+ из своих карбоксигрупп –COOH.

  • CH3 –COOH → CH3 –COO— + H+

Диссоциация оснований

Сила кислот и оснований - в помощь студенту

Диссоциация оснований, содержащие OH-группы (гидроксигруппы), например LiOH или Ca(OH)2, дает в водный раствор гидроксидные ионы OH—:

  • LiOH → Li+ + OH—
  • Ca(OH)2 → Ca2+ + 2OH—

Хотя у аммиака отсутствуют OH— ионы, тем не менее NH3 является основанием, поскольку он образует гидроксидные ионы при реакции с молекулами воды:

Надеюсь урок 16 «Кислоты и основания» был познавательным и понятным. Если у вас возникли вопросы, пишите их в комментарии.

Источник: https://himi4ka.ru/arhiv-urokov/urok-16-kisloty-i-osnovanija.html

ПОИСК

Таблица В.5. Распределение сопряженных пар кислота — основание в зависимости от силы кислоты и основания Сила кислот и оснований - в помощь студенту

    Взяв за основу электростатическую модель строения вещества, теория предложила количественный метод оценки силы кислоты и основания как функции ионного потенциала. Если в каком-либо соединении, в состав которого входит водород, центральный ион имеет положительный заряд, то кислотность увеличивается по мере повышения заряда и уменьшения радиуса иона. При отрицательном заряде иона с увеличением потенциала иона кислотность снижается, а основность увеличивается. В зависимости от того, потенциал какого иона преобладает в амфотерном соединении, вещество обладает либо кислотными, либо основными свойствами. [c.403]

    Г.14. СИЛА КИСЛОТ И ОСНОВАНИЙ [c.427]

    Сила кислот и оснований в водных растворах [c.378]

    Зависимость силы кислот и оснований от заряда и радиуса иона образующего их элемента. Прежде чем перейти к рассмотрению свойств и форм соединений элементов, необходимо установить, от каких факторов зависит характер диссоциации вещества, выяснить, почему, например, Са(0Н)2 является основанием, а сходное по формуле соединение В(ОН)з — кислотой. [c.87]

    Сделать общий вывод о влиянии силы кислоты и основания, образующих соль, на степень ее -гидролиза. [c.88]

    При титровании слабой кислоты слабым основанием в водной среде кривая титрования не имеет вертикального участка и проходит эквивалентную точку ири значении pH, зависящем от соотношения силы кислоты и основания, но в общем недалеко от pH = 7. Подобное титрование, как и описанное выше титрование очень слабой кислоты, требует специально приготовленного для каждого отдельного случая эталона. [c.507]

    При недостаточно резких перегибах кривых титрования смесей близких по силе кислот и оснований можно заменить воду соответственно подобранным более протогенным растворителем, например уксусной кислотой.

При этом сила кислот уменьшается, но неодинаково, так что разница в силе кислот возрастает и при их совместном титровании на кривой изменения pH наблюдаются более резкие перегибы. Поэтому окраска [c.

508]

    Изучая такие равновесия, можно определить силу кислот и оснований Льюиса, но построение шкалы этих сил, которая имела бы общее значение, не имеет смысла. [c.46]

    Оба класса растворителей можно в свою очередь разделить на основные, нейтральные и кислотные растворители. У нейтральных амфипротных растворителей, к которым можно отнести воду и спирты, сила кислоты и основания одинакова, хотя их диэлектрическая проницаемость может сильно различаться. Большое значение Ка и малое — Кь характерно для кислотных амфипротных растворителей, таких, например, как безводная серная и уксусная кислоты, в то же время основные амфипротные растворители, такие, как жидкий аммиак и метиламин, имеют невысокое значение Ка и большое — Кь- [c.456]

    Влияние растворителей на силу кислот и оснований 273 [c.273]

    Кроме такой классификации возможна классификация растворителей по признаку их влияния на относительную силу кислот и солей, по их способности изменять соотношение в силе электролитов. По этому признаку растворители можно подразделить на нивелирующие и дифференцирующие.

К нивелирующим относят те растворители, в которых кислоты, основания и соли уравниваются по своей силе, или, более осторожно, — растворители, в которых соотношения в силе электролитов, свойственные их водным растворам, сохраняются. К ним относятся прежде всего все растворители, содержащие гидроксильную группу — спирты, фенолы.

В дифференцирующих растворителях проявляется значительное различие в силе электролитов, и в частности в силе кислот и оснований. К ним относятся прежде всего растворители, не содержащие гидроксильных групп альдегиды, кетоны, нитрилы и т. д. В этих растворителях соотношение в силе электролитов иное, чем в воде.

Обычно такие растворители не являются донорами протонов, но и пе являются хорошими их акцепторами. Дифференцирующим действием могут обладать в той или иной степени все неводные растворители. [c.274]

    Используя представления протолитической теории и формулу Борна, Брёнстед вывел приближенные соотношения, позволяюш,ие характеризовать силу кислот и оснований в различных растворителях. [c.84]

    Из сопоставления влияния различных растворителей на силу кислот и оснований можно сделать следующие выводы. [c.288]

    Различное изменение силы кислот и оснований под влиянием растворителей приводит к тому, что в неводных растворителях изменяется соотношение в силе кислот и оснований, в результате чего растворители проявляют дифференцирующее действие. [c.288]

    Это относится и к изменению силы кислот и оснований, для которых химическая энергия сольватации ионов включает и энергию протонного сродства молекул растворителя. [c.316]

    Таким образом, теоретические выводы и экспериментальные данные показывают, что влияние растворителя на силу кислот и оснований однотипно и подчиняется одним и тем же закономерностям. [c.356]

    Под влиянием растворителя изменяется не только сила кислот и оснований, но и соотношение в ионном произведении растворителей в силе кислот или основании, а также [c.444]

    II соотношение в силе кислот и оснований. Поэтому применение неводных растворителей может значительно улучшить условия кислотно-основного титрования. [c.444]

    У соли, образованной слабым основанием и слабой кислотой, подвергаться гидролизу будут и катион и анион.

Если катион соответствует растворимому основанию, а анион — растворимой кислоте, то при достижении определенной степени гидролиза установится равновесие.

pH раствора будет зависеть от относительной силы кислоты и основания. Примером такой соли может служить уксуснокислый аммоний  [c.142]

    Вопрос о влиянии растворителя на силу кислот и оснований будет рассмотрен ниже (с. 236 и сл.). [c.231]

    Сила кислот и оснований [c.13]

    Сольватация протона отличается от сольватации остальных ионов как по механизму, так и по величине энергии этого процесса. Протон присоединяется к первой молекуле растворителя (основания) за счет координационной связи.

Большая энергия сольватации протона позволяет преодолеть протонное сродство диссоциирующего вещества. В результате этого при кислотноосновном взаимодействии происходит передача протона от одного вещества (кислоты) к другому (основанию), и образованный продукт присоединения диссоциирует на ионы.

В этом смысле мерой силы кислот и оснований является их протонное сродство. [c.301]

    В связи со способностью к протоннрованию приобретают особое значение данные о силе кислот и оснований. Удобно характеризовать силу кислоты и основания отрицательными логарифмами констант диссоциации и ассоциации рКк = lgЛ к и рКо = — Ко, где  [c.90]

    Одним иа методов оценки влияния растворителя на силу кислот и оснований является метод определения относительной кис-> лотности или основности протолита по потенциалам полуоттитрованности его Б среде данного органического растворителя ( 50%-ной оттитрованности протолита справедливо [c.91]

    Так как Ка (Кь) —некоторые постоянные, степень протолиза увеличивается по мере снижения исходной концентрации кислоты и становится равной единице при бесконечном разбавлении.

Поэтому в сильно разбавленных растворах вода почти полностью протолизирует слабые протолиты.

В отличие от Ка и Кь степень протолиза зависит от разведения и поэтому мало пригодна для количественного сравнения силы кислот и оснований. [c.383]

    Во-первых, важнейшие протонные кислоты, такие, например, как НС1 и H2SO4, не находят себе места в теории Льюиса, так как не содержат ковалентных связей, хотя их химическое поведение является основой для построения всех теорий кислот и оснований. Поэтому они занимают совершенно особое место в теории.

Другим недостатком теории Льюиса является трудность количественного измерения относительной силы кислот и оснований, что легко доступно с помощью теории Бренстеда. Поэтому теория Льюиса не позволяет предсказать положение равновесия реакции и ее направление.

Это можно объяснить тем, что более широкое обобщение, предложенное Льюисом, не позволяет количественно оценить некоторые важные факторы поведения кислот и оснований. [c.393]

    Протолитическая теория была применена к истолкованию закономерностей реакций кислотно-основного катализа разложение нитра-мида, инверсия сахаров, омыление сложных эфиров и т. п.

Скорость этих процессов зависит от природы и концентрации кислот и оснований, присутствующих в растворе, причем сами кислоты и основания в ходе реакции не расходуются, т.е. выступают в роли катализаторов.

Реагирующее вещество можно рассматривать как слабую кислоту пли слабое основание, которые вступают в реакцию с катализатором основанием или кислотой с образованием некоторого промежуточного комплекса. Последний затем распадается на конечные продукты с регенерацией катализатора.

Сила кислот и оснований (константы их ионизации) и их каталитическая активность связаны между собой. Я. Брёнстед установил, что если в качестве катализаторов использовать ряд однотипных слабых кислот, то между константой скорости катализируемого ими процесса и константой ионизации кислот Ка существует следующее соотношение  [c.84]

    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.

    Из этпх данных следует, что с повышением силы кислот и оснований увеличивается полярность образованного соединения. Так, полярность связей молекулярных соединений кислот с пиридином возрастет от (и = 2,93 для уксусной кнслоты до р, = 4,07 для монохлоруксусной и до = 10,1 для трихлоруксусной. [c.253]

    Механизм кислотно-основного взаимодействия и причины дифферещирующего действия растворителей на силу кислот и оснований [c.292]

    В завершенном кислотно-основном процессе происходит передача протона от кислоты к основанию, в результате чего основание протонизируется и образуется катион и анион кислоты.

В растворах образуются сольватированные ионы лиония и сольватированные анионы, находящиеся в свободном или связанном состоянии. Обычно считают, что сила кислот и оснований в растворах определяется их способностью образовывать свободные ионы.

Мерой этой силы является константа диссоциации кислоты на свободные ионы. [c.301]

Источник: https://www.chem21.info/info/314490/

Сила кислот и оснований

< Предыдущая СОДЕРЖАНИЕ Следующая >

Перейти к загрузке файла

Реакции нейтрализации с позиций теории протолитических равновесий Сила кислот определяется их способностью отдавать протон. Мерой этой способности служит константа кислотности (Ka). В водном растворе для произвольной кислоты HB функцию основания выполняет вода: В дальнейшем любую кислоту будем обозначать «а», а основание — «b». В обозначении иногда приписывают индекс «1» или «2», при этом у основания и кислоты одной сопряженной пары индекс одинаковый. Если одну из протолитических пар образует вода, то ей приписывают индекс «2». Важно отметить, что действующие концентрации значительно выше, чем концентрации H+ и OH-. Константа равновесия в соответствии с законом действующих масс Чем больше константа кислотности, тем сильнее кислота. Например, уксусная кислота сильнее, чем циановодородная кислота, так как Ka(CH3COOH) = 1,74*10-5, Ka(HCN) = 1*10-9. Для удобства расчетов и записи часто пользуются не самими константами, а их отрицательными десятичными логарифмами: pKa = -lgKa. Величину pKa называют силовым показателем кислоты. Например,

  • pKa(CH3COOH) = = -lgKa(CH3COOH) = -lg1,74*10-5 = 4,76; pKa(HCN) = 9.
  • Чем больше величина pKa, тем слабее кислота.
  • Сильные кислоты практически полностью отдают свой протон молекулам воды, поэтому кислотой, присутствующей в растворе, является фактически ион гидроксония.
  • В связи с этим при расчете pH раствора сильной одноосновной кислоты концентрацию протонов приравнивают к концентрации кислоты
  • c(H3O+) = c(HB).
  • В растворах слабых кислот концентрация ионов гидроксония значительно ниже концентрации кислоты. Она рассчитывается на основании
  1. обеих частей этого уравнения дает формулу для расчета pH растворов слабых кислот: pH = 0,5(pKa — lgc(HB)).
  2. Сила оснований определяется их способностью принимать протон.
  3. Мерой этой способности служит константа основности (Kb). Для произвольного основания в растворе функцию кислоты выполняет вода:

Приложение закона разведения Оствальда к растворам слабых оснований, способных принять только один протон, дает возможность определить в таких растворах концентрацию гидроксид-ионов: c(OH-) =

ния получаем: pOH = 0,5(pKb — lgc(B)), pH = pKw — 0,5(pKb — lgc(B)), где pKb — силовой показатель основания (отрицательный десятичный логарифм).

Константы кислотности и основности в сопряженной паре для водного раствора связаны между собой: Ka * Kb = Kw. Чем сильнее кислота, тем слабее сопряженное ей основание, и наоборот.

Уксусная кислота (pKa = 4,76) сильнее, чем HCN (pKa = 9). Следовательно, CN- — более сильное основание, чем CH3COO-.

При 298 K в водном растворе сумма силовых показателей кислоты и основания в сопряженной протолитической паре равна 14:

В справочных таблицах для кислотно-основных пар приводятся значения только константы кислотности. Для многоосновных кислот Ka определяется для каждой ступени ионизации. На примере ортофос-форной кислоты:

Константа кислотности фосфорной кислоты по второй ступени может трактоваться как константа кислотности дигидрофосфат-иона, а константа кислотности по третьей ступени — как константа кислотности гидрофосфат-иона, т.е.

  • Ka(H3PO4)II = Ka(H2PO4-), Ka(H3PO4)III = = Ka(HPO42-).
  • Константа равновесия процесса (I-III) H3PO4 + 3H2O о 3H3O+ + + PO43- рассчитывается как произведение констант кислотности всех стадий:
  • Ka(H3PO4)I-III = Ka(H3PO4)I * Ka(H3PO4)II * Ka(H3PO4)III =
  • = 7,2 * 10-3 * 6,2-10-8 * 4,6 * 10-13 = 2,1 * 10-22.

В рассмотренном выше процессе ступенчатой диссоциации фосфорной кислоты дигидрофосфат-ион в реакции (I) выполняет функцию основания, а в реакции (II) — кислоты.

Аналогично гидрофосфат-ион в реакции (II) — основание, а в реакции (III) — кислота. Частицы, способные к взаимодействию как с кислотами, так и с основаниями называются амфолитами.

Типичными амфолитами являются аминокислоты. Например, глицин:

Константу равновесия реакции нейтрализации можно выразить не только через равновесные концентрации веществ и ионов, но и через константы кислотности.

В общем случае выражение для константы реакции нейтрализации, как и для любого другого прото-литического взаимодействия, можно получить, разделив константу кислотности вещества, стоящего в левой части уравнения, на константу кислотности вещества, стоящего в правой части уравнения:

Кобщ.= Ka (в левой части уравнения)/Ка (в правой части уравнения).

Реакция нейтрализации имеет большую роль в жизнедеятельности организма.

Постоянная нейтрализация кислого желудочного содержимого с помощью желчи и секретов кишечника обеспечивает оптимальное переваривание пищи, поскольку ферменты, необходимые для этого, имеют значительно различающиеся оптимальные величины pH: pHопт. (пепсин) = 2; pHопт. (гастриксин) = 3,0-3,5; pHопт. (трипсин) = 7,8; pHопт.(панкреатическая липаза) = 9.

Реакция нейтрализации обеспечивает оплодотворение яйцеклетки сперматозоидом. Движению сперматозоида способствует слабощелочная среда, в кислой среде они малоподвижны.

Поскольку у влагалищных секретов среда в норме кислая, для ее нейтрализации первая капля спермы, в которую добавляется специальный секрет, вырабатываемый придаточными половыми железами, имеет сильнощелочную реакцию среды.

Под действием семенной жидкости кислая среда влагалища становится слабощелочной, чтообеспечивает оптимальные условия для продвижения сперматозоидов.

pH межклеточной жидкости большинства органов составляет в норме 7,4. В целом pH внутриклеточной жидкости варьирует от 4,5. Даже в одном органе клетки, отличающиеся в морфологическом отношении, имеют разные значения pH внутриклеточного содержимого. Определенное значение pH поддерживается и в отдельных структурах внутри клеток. Например, содержимое лизосом всех клеток имеет pH 5.

Источник: https://studwood.ru/1820496/matematika_himiya_fizika/sila_kislot_osnovaniy

Количественное описание силы кислот и оснований

Для количественной характеристики силы кислот, находящихся в растворе, используют константу, характеризующую способность кислоты отдавать протон молекуле растворителя, выступающей в качестве основания. Такая константа называется константой кислотности (Ка).

Константа, обратная Ка, называется константой протонирования Kh (Kh = 1 /Ка). Константа кислотности характеризует равновесие (7.2) и описывается выражениями (7.3) и (7.4).

Активность растворителя не входит в выражение для этой константы, так как считается равной 1:

Термодинамическая константа кислотности для водных растворов описывается уравнением (7.6), а концентрационная — уравнением (7.7):

Отрицательный десятичный логарифм константы кислотности называется показателем константы кислотности (р!Га):

Чем больше Ка и, соответственно, меньше рКа, тем сильнее кислота (табл. 7.1).

Таблица 7.1

Величины Ка и рКа некоторых кислот (водные растворы, 25 °С)

Кислота К» Р к°а Сопряженное основание
Пикриновая C6H2(N02)30H 0,42 0,38 C6H2(N02)30-
Трихлоруксусная CC13COOH 0,20 0,70 CClgCOO»

Продолжение табл. 7.1

Кислота *а° Р^а° Сопряженное основание
Щавелевая Н2С2О4 5,6 10-2 1,25 нс2о;
Дихлоруксусная СНС12СООН 5,0 10-2 1,30 СНС12СОСГ
Сернистая H2so3 1,4 10-2 1,85 HS0g
Гидросульфат-ион HS05 1,2 • 10-2 1,94 S024-
Фосфорная H3P04 7,1 10“3 2,15 Н2Р04
Катион Fe3+ [Fe(H20)6]3+ 6,0 10“3 2,22 [F е(Н20)50Н]2+
Монохлоруксусная СН2С1СООН 1,4 10“3 2,86 сн2сюоо-
Салициловая С6Н4(ОН)СООН 1,1 10“3 2,97 С6Н4(ОН)СОО-
Лимонная сбн8о7 7,4 10-4 3,13 СбНтО,
Фтороводородная HF 6,1 ю-4 3,21
Азотистая hno2 5,1 10-4 3,29 no2-
Муравьиная НСООН 1,8 • 10-4 3,75 НСОО-
Молочная СН3СН(ОН)СООН 1,5 • КГ4 3,83 СН3СН(ОН)СОСГ
Бензойная С6Н5СООН 6,3 10“5 4,20 С6Н5СОО-
Гидрооксалат-анион нс2о; 5,4 10“5 4,27 с2о24-
Катион анилиния СбЩЫЩ 2,6 10“5 4,58 c6h5nh2
Дигидроцитрат-анион СбН707 2,2 10″5 4,66 СбН6о27-
Уксусная CH3COOH 1,75 10″5 4,76 CH3COO-
Катион А13+ [А1(Н20)6]3+ 1,4 10″5 4,85 [А1(Н20)50Н]2+
Угольная со2+н2о 4,5 10-7 6,35 НСОз
Гидроцитрат-анион СбНбО3- 4,0 10″7 6,40 сда3-
Сероводородная H2S 1,0 10″7 6,99 HS-
Гидросульфит-ион HS03 6,3 10″8 7,20 S02-
Дигидрофосфат-анион H2POi 6,1 10-8 7,21 НРО2-
Хлорноватистая нею 2,95 10-8 7,53 СЮ»
Борная Н3В03 5,75 • Ю-10 9,24 [В(ОН)4Г
Катион аммония NH+4 5,75 Ю-10 9,24 NH3
Циановодородная HCN 5,0 Ю-10 9,30 CN»

Окончание табл. 7.1

Кислота К°а рК°а Сопряженное основание
Фенол С6Н5ОН 1,3 Ю“10 9,89 с6н5о-
Гидрокарбонат-анион НСОз 4,8 КГ11 10,32 СО2-
Пероксид водорода н202 2,0 10“12 11,70 но2
Гидрофосфат-анион НР02″ 5,0 10″13 12,30 РО3-
Гидросульфид-анион HS» 2,5 10“13 12,60 S2-
Катион гуанидиния [(NH2)3C]+ 3,55 10^14 13,45 (NH2)2CNH

Силу оснований можно описывать двояко: либо с помощью константы основности (Кь), характеризующей равновесие (7.9), либо с помощью константы кислотности сопряженной кислоты №вн+)> характеризующей равновесие (7.12):

Для водных растворов выражения (7.10) и (7.11) выглядят, соответственно, как (7.15) и (7.16), а выражения (7.13) и (7.14) — как (7.17) и (7.18):

Константа основности в современной химической литературе применяется редко.

Это связано с тем, что при использовании данной константы приходится работать с активностью (или концентрацией) гидроксид-ионов, в то время как среду раствора принято описывать с помощью концентрации ионов водорода.

Кроме того, при использовании константы кислотности сопряженной кислоты все протолиты можно объединить в одну таблицу (см. табл. 7.1). Константа основности не несет никакой новой информации, так как ее легко рассчитать, зная величину константы кислотности сопряженной кислоты.

Отрицательный десятичный логарифм константы кислотности сопряженной кислоты называется показателем константы кислотности сопряженной кислоты (р!?вн+):

Чем больше КВ?Г и, соответственно, меньше рЛГвн+, тем сильнее сопряженная с описываемым основанием кислота и тем слабее само основание.

Обозначения 1?вн+ и Ка равнозначны. Константа кислотности сопряженной кислоты в дальнейшем будет использоваться в тех случаях, когда речь пойдет о характеристике силы основания через сопряженную с ним кислоту.

Это особенно удобно для органических веществ, содержащих несколько кислотных и основных центров. Например, у аминоуксусной кислоты рКа = 2,34, а р!?вн+ = 9,60.

По обозначениям констант становится понятно, что первая из них характеризует кислотный центр (карбоксильную группу), а вторая — основный (аминогруппу).

Источник: https://studref.com/504152/matematika_himiya_fizik/kolichestvennoe_opisanie_sily_kislot_osnovaniy

Гидролиз солей. Часть II

В первой части мы дали определение гидролиза, вспомнили некоторые факты о солях. Сейчас мы обсудим сильные и слабые кислоты и выясним, что «сценарий» гидролиза зависит именно от того, какой кислотой и каким основанием образована данная соль.

← Гидролиз солей. Часть I

Напомню, что все кислоты и основания можно условно разделить на сильные и слабые. Сильные кислоты (и, вообще, сильные электролиты) в водном растворе диссоциируют практически полностью. Слабые электролиты распадаются на ионы в незначительной степени.

К сильным кислотам относятся:

  • H2SO4 (серная кислота),
  • HClO4 (хлорная кислота),
  • HClO3 (хлорноватая кислота),
  • HNO3 (азотная кислота),
  • HCl (соляная кислота),
  • HBr (бромоводородная кислота),
  • HI (иодоводородная кислота).

Ниже приведен список слабых кислот:

  • H2SO3 (сернистая кислота),
  • H2CO3 (угольная кислота),
  • H2SiO3 (кремниевая кислота),
  • H3PO3 (фосфористая кислота),
  • H3PO4 (ортофосфорная кислота),
  • HClO2 (хлористая кислота),
  • HClO (хлорноватистая кислота),
  • HNO2 (азотистая кислота),
  • HF (фтороводородная кислота),
  • H2S (сероводородная кислота),
  • большинство органических кислот, напр., уксусная (CH3COOH).

Естественно, невозможно перечислить все существующие в природе кислоты. Приведены лишь наиболее «популярные». Следует также понимать, что разделение кислот на сильные и слабые является достаточно условным.

Существенно проще обстоят дела с сильными и слабыми основаниями. Можно воспользоваться таблицей растворимости. К сильным основаниям относятся все растворимые в воде основания, кроме NH4OH. Эти вещества называют щелочами (NaOH, KOH, Ca(OH)2 и т. д.)

Слабые основания — это:

  • все нерастворимые в воде гидроксиды (напр., Fe(OH)3, Cu(OH)2 и т. д.),
  • NH4OH (гидроксид аммония).

Гидролиз солей. Главные факты

Читающим эту статью может показаться, что мы уже забыли об основной теме разговора, и ушли куда-то в сторону. Это не так! Наша беседа о кислотах и основаниях, о сильных и слабых электролитах имеет прямое отношение к гидролизу солей. Сейчас вы в этом убедитесь.

Итак, позвольте изложить вам основные факты:

  1. Не все соли подвергаются гидролизу. Существуют гидролитически устойчивые соединения, например, хлорид натрия.
  2. Гидролиз солей может быть полным (необратимым) и частичным (обратимым).
  3. В ходе реакции гидролиза происходит образование кислоты или основания, изменяется кислотность среды.
  4. Принципиальная возможность гидролиза, направление соответствующей реакции, ее обратимость или необратимость определяются силой кислоты и силой основания, которыми образована данная соль.
  5. В зависимости от силы соответствующей кислоты и соотв. основания, все соли можно условно разделить на 4 группы. Для каждой из этих групп характерен свой «сценарий» гидролиза.
Сильная кислота, слабое основание Слабая кислота, сильное основание Слабая кислота, слабое основание Сильная кислота, сильное основание
Направление гидролиза По катиону По аниону По катиону и по аниону Гидролиз не идет
Характер среды Кислая Щелочная Близкая к нейтральной Нейтральная
Продукты реакции Кислота и основная соль Основание и кислая соль Довольно разнообразны

Пример 4. Соль NaNO3 образована сильной кислотой (HNO3) и сильным основанием (NaOH). Гидролиз не идет, новых соединений не образуется, кислотность среды не изменяется.

Пример 5. Соль NiSO4 образована сильной кислотой (H2SO4) и слабым основанием (Ni(OH)2). Идет гидролиз по катиону, в ходе реакции образуются кислота и основная соль.

Пример 6. Карбонат калия образован слабой кислотой (H2CO3) и сильным основанием (KOH). Гидролиз по аниону, образование щелочи и кислой соли. Щелочная среда раствора.

Пример 7. Сульфид алюминия образован слабой кислотой (H2S) и слабым основанием (Al(OH)3). Идет гидролиз как по катиону, так и по аниону. Необратимая реакция. В ходе процесса образуются H2S и гидроксид алюминия. Кислотность среды меняется в незначительной степени.

Попробуйте самостоятельно:

Упражнение 2. К какому типу относятся следующие соли: FeCl3, Na3PO3, KBr, NH4NO2? Подвергаются ли эти соли гидролизу? По катиону или по аниону? Что образуется в ходе реакции? Как меняется кислотность среды? Уравнения реакций можно пока не записывать.

Нам осталось последовательно обсудить 4 группы солей и для каждой из них привести специфический «сценарий» гидролиза. В следующей части мы начнем с солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой.

Гидролиз солей. Часть III →

Источник: http://www.repetitor2000.ru/hydrolysis_02.html

Ссылка на основную публикацию