Лекция № 4 (5)

Лекция № 4 (5)
Теория кислот и оснований.
План:
1. Сущность теории кислот и оснований Бренстеда – Лаури.
2. Диссоциация воды шкала pH.
2.1. Водородный показатель.
1. Сущность реакции между любой кислотой и водой была впервые осознана датским
химиком Йоханесом Бренстедом и алел химиком Томасом Лаури. Они пришли к
выводу, что поведение кислот и оснований можно описывать с учетом способности
этих в-в к переносу протонов. В 1923г Бренстед и Лаури независимо друг от друга
предложили рассматривать кислоты как в-ва, способные отдавать протон, а в-ва
способные принять протон – основаниями. С такой точки зрения при растворении в
воде HCl действует как кислота, отдавая протон растворителю. В тоже время
растворитель H2O действует как основание, присоединяя протон
Cl – H . . . : O – H → Cl - + [H – O - H] +
(1)
|
|
H
H
Раньше мы применяли термин «основание» к веществам, образующим в водном рре избыток ионов OH -. Отметим, однако, что ион OH – представляет собой
акцептор протонов; он легко реагирует с гидротированным пропаном, образуя
воду.
H + (водн) + OH – (водн) ↔ H2O (ж) (2)
Подобно этому, нам известно, что водные р-ры аммиака обладают основными
свойствами, потому что NH3 реагирует с H2O, образуя NH4 + и OH - .
H2O (ж) + NH3 ↔ NH4 + (водн) + OH – (водн) (3)
В этой реакции H2O отдает протон NH3, следовательно H2O играет роль к-ты, а NH3
– основания.
Р-и с переносом протона являются обратимыми. Так ,при смешении NH4 + и OH –
образуется H2O и NH3.
NH4 + (водн) + OH – (водн) ↔ NH3(водн) + H2O(водн) (4)
Это чисто ионное уравнение реакции представляет собой процесс, обратный
реакции между H2O и NH3, который описыв ур-ем (3). В обратной р-и,
описываемой ур-ем (4), NH4 + играет роль донора протона, а OH – - роль акцептора
протона. Т.е. если р-я протекает в одном направлении, H2O играет роль кислоты, а
OH – - роль основания, и наоборот.
Пример показывает, что каждая кислота связана с сопряженным основанием, кот
образуется из этой к-ты в результате отщепления от нее протона. Наиб
сопряженным основанием для NH4 + явл NH3 , а сопряженным основанием для H2O
является OH – . Точно также каждое основание имеет сопряженную кислоту,
которая образуется из этого основания в рез присоединения к нему протона.
Например H2O является сопряженной кислотой основания OH – . Кислота и
основание, котор, подобно H2O и OH – , отличаются только наличием или
отсутствием протона, наз сопряженной кислотно-основной парой. Чем легче какая
либо кислота отдает протон, тем труднее сопряженное ей основание присоединяет
к себе протон. Другими словами чем сильнее кислота, тем слабее сопряженное ей
основание, а чем слабее кислота, тем сильнее сопряженное ей основание.
Например, HCl является хорошим донором протона, потому что сопряженное этой
кислоте основание Cl – притягивает протоны слабее, чем вода. Вследствие этого
протон переносится к H2O с образованием H+ (водн).
Например: Циановодородная кислота HCN диссоциирует в воде.
HCN (водн) ↔ H+ (водн) + CN – (водн)
в меньшей степени, чем р-р HF такой HCl концентриров . Что является сопряжен с
HCl основанием? Сильнее или слабее это основание, чем F-.
Решение: Сопряженным с HCl основанием является CN – , котор образуется после
переноса протона растворителю. Поскольку HCN диссоциирует в меньшей
степени, чем HF, это дает большую большую вероятность протекания обратной
реакции. В обратной реакции сопряженное основание CN – акцептирует протон от
растворителя. Другими словами CN – является более сильным сопряженным
основанием, чем F - .
2. В присутствии какой-либо кислоты, напр HCl, вода ведет себя как акцептор
протонов, а в присутствии основания, напр NH3, она обладает свойствами донора
протонов. Важной особенностью воды является ее способность вести себя как
донор протонов и одновременно как акцептор протонов в отношении самой себя.
Этот процесс называется самодиссоциацией или автоионизацией.
H – O – H – O ↔ [H – O – H] + + O – H –
|
|
|
H
H
H
При комнатной температуре лишь примерно одна из каждых 108 молекул находятся в
диссициир форме. Как известно в жидкой воде имеются прочные водородные связи ,
это означает, что атом водорода принадлежит одной молекуле воды, притягив к
неподеленной паре электронов на атоме кислорода соседней молек. Ни одна молекула
не остается в диссоциир состоянии длительное время, равновесие восстанавливается
очень быстро. В среднем перенос протона от одной молекулы H2O к другой молекуле
происходит 1000 раз в секунду.
H2O (жидк) ↔ H+ (водн) + OH – (водн)
Константа равновесия:
К = ([H+][ OH –]) / [H2O]
Концентр воды в водных р-рах обычно величина приблиз 55 М и в разбавл р-рах
остается постоянной. Поэтому принято исключ концентр воды из выражения для
константы ее самодиссоциации в водных р-рах.
К [H2O] = K H2O = [H+][ OH –]
Произв двух пост величин К и [H2O] дает постоян K H2O. Это важная константа
равновесия называется ионным произведением воды. При 25º С ионн произвед воды K
H2O имеет величину 1 * 10 -14.
К [H2O] = [H+][ OH –] = 1 * 10 -14
Выражение применимо не только к чистой воде, но и к водным растворам . Р-р в
котором [H+] = [ OH –] называется нейтральным. Но в большинстве р-ров конц ионов
H+ и OH – совпадают. Если концентр одного возрастает, концентр другого должна
уменьшаться так, чтобы их произв по-прежнему оставалось постоянным: в любом
случае ионное произв = 1 * 10 -14. В кислотных р-рах велич [H+] > [ OH –], а в основных
наоборот.
Задача. Вычисл [H+] и [ OH –] для нейтр водного р-ра при 25º С.
Решение: По определению в нейтр р-ре [H+] = [ OH –]. Обозначим конц каждого из
этих ионов в нейтр р-ре через Х, тогда.
[H+][ OH –] = Х * Х = 1 *10 -14
Х = √1 *10 -14 = 1 *10 -7 = [ OH –] = [H+]
Задача. Вычислите конц [H+] а) в р-ре, где [ OH –] = 0,01М, б) в р-ре, где [ OH –] = 2 * 9
-9
М
Решение:
[H+][ OH –] = 1 *10 -14
[H+] = 1 *10 -14 / [ OH –] = 1 *10 -14 / 0,01 = 1 *10 -12 моль/л
Данный р-р является основным, т.к [H+] < [ OH –]
б) в данном случае
[H+] = 1 *10 -14 / 2 * 9 -9 = 5 *10 -6 моль/л
[H+] > [ OH –] кислый
3. От кислотности или от основности воды очень сильно зависят расположение химич
загрязнителей в СВ, скорость координ мет находящихся в воде, а также
пригодность водной среды к обитанию в ней рыб и растений.
Концентр иона H+ выростают при наличии водного показателя pH, который
определяется отрицательный десятичный логарифм концентр ионов водорода.
pH = -lg[H+] = lg 1 / [H+]
Отметим, что изменению [H+] в 10 раз соотв изменению pH на 1 единицу.
Т.е. для задачи (1) pH = -lg[H+] = -lg (1 *10 -7) = 7
Т.о. pH нейтрального р-ра = 7
Задача 2. в зад 2
[H+] = 1 *10 -12, т.е.
pH = -lg[H+] = -lg (1 *10 -12) = 12
для второго
pH = -lg (5 *10 -6) = -(lg5 + lg10 -6) = 5,3