Основные положения протолит.Теории кислот и оснований (Лоури-Брёнстеда)

1923 г. независимо друг от друга Й. Брёнстедом Т. Лоури.

В ней понятие о кислотах и основаниях было объединено в единое целое, проявляющееся в кислотно-основном взаимодействии: А →В + Н⁺ (А - кислота, В - основание).

Согласно этой теории кислотами являются молекулы или ионы, способные быть в данной реакции донорами протонов, а основаниями являются молекулы или ионы, присоединяющие протоны (акцепторы). Кислоты и основания получили общее название протолитов.

Сущностью кислотно-основного взаимодействия является передача протона от кислоты к основанию. При этом кислота, передав протон основанию, сама становится основанием, так как может снова присоединять протон, а основание, образуя протонированную частицу, становится кислотой. Таким образом, в любом кислотно-основном взаимодействии участвуют две пары кислот и оснований, названные Бренстедом сопряженными: А1 + В2 ↔ А2 + В1.

Одно и то же вещество в зависимости от условий взаимодействия может быть как кислотой, так и основанием (амфотерность). Например, вода при взаимодействии с сильными кислотами является основанием: H2O + H⁺ → H3О⁺, а реагируя с аммиаком, становится кислотой: NH3 + H2O → NH4⁺ + OH⁻.

NH₄⁺ + S^2– → NH₃ + HS^–

Кт Ос Ос Кт

Пары "сопряженная кислота / сопряженное основание":

NH4⁺/NH3 и HS ^–/ S^2–

Кислоты:

-молекулярные:

HCN + H2O → CN^– + H3O⁺

-анионные - отрицательные ионы, например гидросульфат-анион, гидрофосфат - анион, дигидрофосфат – анион:

H2PO4^– + H2O → HPO4^2– + H3O⁺

-катионные - положительные ионы, например катион аммония и гидроксония. :

NH4⁺ + 2 H2O → NH3∙H2O + H3O⁺

Основания:

-молекулярные (аммиак, вода, этиловый спирт):

NH3∙H2O + H2O → NH4⁺ + OH^– + H2O

-анионные- отрицательные ионы, например хлорид, этил, гидроксил :

CN^– + H2O → HCN + OH^–

Катионные - положительные ионы NH2-NH3+:

N2H5⁺ + H2O → N2H62⁺ + OH^–

Амфолиты (растворы амфотерных соединений)

Амфоли́ты — молекулы, в структуре которых присутствуют как кислотные, так и основные группы, существующие в виде цвиттер-ионов при определённых значених pH. Этот pH обозначается как изоэлектрическая точка молекулы. Амфолиты образуют растворы с хорошими буферными свойствами. Благодаря способности к выборочной ионизации они противодействуют изменению pH при добавлении кислоты или основания. В присутствии кислот они принимают на себя протоны, удаляя последние из раствора, и противодействуют повышению его кислотности. При добавлении оснований амфолиты высвобождают ионы водорода в раствор, препятствуя возрастанию pH, и тем сохраняя его равновесие.

HCO ^3– + H2O → CO3^2– + H3O⁺

Кт

HCO ^3– + H2O → H2CO3 + OH^–

Ос

Водородный показатель (pH)

Водородный показатель характеризует концентрацию свободных ионов водорода в воде.

Водородный показатель численно равен отрицательному десятичному логарифму активности или концентрации ионов водорода, выраженной в молях на литр:

pH=-lg[ H+ ]

[H⁺] = 10^–рН

константа кислотности и основности

Константа протолитического равновесия, определяющая полноту протекания протолиза слабой кислоты при данной температуре, называется константой кислотности.

HA + H2O → A^– + H3O⁺

константа основности определяет полноту протекания протолиза слабого основания при данной температуре

A^– + H2O → HA + ОН^–

36. буферные р-ры

растворы, рН которых практически на изменяется от добавления к ним небольших количеств сильной кислоты или щелочи, а также при разведении. Простейший буферный раствор – это смесь слабой кислоты и соли, имеющей с этой кислотой общий анион (например, смесь уксусной кислоты СН3СООН и ацетата натрия СН3СООNa), либо смесь слабого основания и соли, имеющей с этим основанием общий катион (например, смесь гидроксида аммония NH4OH с хлоридом аммония NH4Cl).