Протолитическая теория кислот и оснований

С Точки зрения химика-аналитика целесообразно выделить следующие типы химических реакций:

1.с переносом протона-кислотно-основные реакции;

2.с переносом электрона–окислительно-востановительные реакции

3.с переносом электронных пар, с образованием донорно-акцепторных связей-реакции комплексообразования.

Теория Бренстода - Лоури(1923г)

Эта теория удачно объясняет все процессы, протекающие в водных растворах, особенно не в водных.

Первой теоретической теорией кислот и оснований была теория Аррениуса. Согласно этой теории кислоты представляют собой вещества при диссоциации водных растворов образуют ионы водорода, а основания Н⁺.

Н₂SO₄=H⁺+HSO₄^-

HSO₄^-=H⁺+SO₄^2-

Однако в рамках этих представлений в число оснований не включались многие вещества, которые в растворах ведут себя как основание. Например, пиридин.

C₅H₅N+H₂O= C₅H₅NH⁺+OH^-

Согласно протолитической теории кислот и оснований, кислота- это вещество, при ионизации выделяет протон, а основание= это вещество, принимающее протон. Вещества переносчики протонов называют протолитами, теряя протон кислота превращается в сопряженное с ней основание, а основание приобретая протон образует сопряженную с ним кислоту.

HB=H⁺+B^-

_{Кислота основание}

В узком смысле слова протолетическими реакциями называют реакции, в которых участвуют молекулы воды.

Н₂О=Н⁺+ОН^-

Н₂О+ Н⁺=Н₃О⁺

Н₂О+ Н₂О= Н₃О⁺+ ОН^-

К_с=[ Н₃О⁺]*[ ОН^-]/[ Н₂О]²

Концентрация воды в чистой воде постоянна и =55,55 моль/л

Произведение К_с*[ Н₂О]²-это величина постоянная и =К_w

К_w==[ Н₃О⁺]*[ ОН^-]=1*10^-14 при t=25С

Одним из компонентов протолетической реакции может быть растворитель.С точки зрения кислотно-основных свойств растворители можно разделить на 3 группы:

1.апротонные- растворители не обладающие ни кислотными ни основными свойствами(углеводороды,и их галогенпроизводные)

2.протофильные-растворители обладающие только основными свойствами(кетоны, простые эфиры, третичные амины)

3.амфипротные-обладают как основными так и кислотными свойствами(вода,спирты,карбоновые кислоты)

Важнейшая особенность амфипротных рстворителей- это способность их к передаче протона от одной молекулы к другой.

Процессы, в которых одна молекула растворителя проявляет свойства кислоты, а другая основания называют афтопротолизом.Катион образующийся из молекулы растворителя называют лионий, а анион лиат.

Водородный показатель.

Водоро́дный показа́тель, pH— мера активности (в очень разбавленных растворах она эквивалентна концентрации) ионов водорода в растворе, и количественно выражающая его кислотность, вычисляется как отрицательный (взятый с обратным знаком) десятичный логарифм активности водородных ионов, выраженной в молях на литр:

Одно из важнейших свойств водных растворов – их кислотность (или щелочность), которая определяется концентрацией ионов Н+ и ОН–Концентрации этих ионов в водных растворах связаны простой зависимостью [H+][OH–] = Кw; (квадратными скобками принято обозначать концентрацию в единицах моль/л). Величина Kw называется ионным произведением воды и при данной температуре постоянна. Так, при 0оС она равна 0,11Ч10–14, при 20оС – 0,69Ч10–14, а при 100оС – 55,0Ч10–14. Чаще всего пользуются значением Kw при 25оС, которое равно 1,00Ч10–14. В абсолютно чистой воде, не содержащей даже растворенных газов, концентрации ионов Н+ и ОН– равны (раствор нейтрален). В других случаях эти концентрации не совпадают: в кислых растворах преобладают ионы Н+, в щелочных – ионы ОН–. Но их произведение в любых водных растворах постоянно. Поэтому если увеличить концентрацию одного из этих ионов, то концентрация другого иона уменьшится во столько же раз. Так, в слабом растворе кислоты, в котором [H+] = 10–5 моль/л, [OH–] = 10–9 моль/л, а их произведение по-прежнему равно 10–14. Аналогично в щелочном растворе при [OH–] = 3,7Ч10–3 моль/л [H+] = 10–14/3,7Ч10–3 = 2,7Ч10–11 моль/л.