Протолитическая теория кислот и оснований презентация

Протолитическая теория кислот и оснований Протолитическая теория кислот и оснований Активная реакция среды Теория индикаторов

Теория Аррениуса Кислота: HCI  H+ + CI- Основание: NaOH  Na+ + OH- Амфолит: H2O  H+ + OH- Zn(OH)2 + 2HCI = ZnCI2 + 2H2O Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2[Zn(OH)4]

Несоответствие теории Аррениуса CaO + CO2 = CaCO3 HCI(г) + NH3 = NH4CI CH3COOH + H2O  CH3COO- + H3O+ CH3COOH + HF  CH3COOH2+ + F-

Протолитическая теория Определение кислоты и основания включает в себя молекулы и ионы, способные принимать и отдавать H+ Кислота – донор протонов Основание – акцептор протонов Амфолит – донор и акцептор протонов

Классификация кислот Нейтральные кислоты (HCI, HNO3, CH3COOH, H2SO4, H3PO4) HCI  H+ + CI- Анионные кислоты (HSO4-, H2PO4-) H2PO4-  + HPO42- Катионные кислоты (NH4+, H3O+) NH4+  NH3 + H+

Классификация оснований Нейтральные (NH3, H2O, C2H5OH) NH3 + H+  NH4+ H2O + H+  H3O+ Анионные (CI-, CH3COO-, OH-) OH- + H+  H2O CI- + H+  HCI Катионные (катион гидразина) NH2 – NH3+ + H+  NH3+ – NH3+

Сопряженная протолитическая пара HCI + NH3 = CI- + NH4+ HCI – кислота CI- - сопряженное основание; NH3 – основание NH4+ - сопряженная кислота

Роль растворителя Растворитель влияет на проявление кислотных и основных свойств Протогенный (вода, спирты, уксусная, серная кислоты, жидкий хлористый водород) Протофильный (вода, спирты, жидкий аммиак, амины) Апротонный (бензол, толуол, CCI4, дихлорэтан)

В уксусной кислоте как в растворителе: В уксусной кислоте как в растворителе: HCIO4 HBr HCI слабые кислоты H2SO4 HNO3 В жидком аммиаке: CH3COOH H2S сильные кислоты HF

Протолитические реакции Диссоциации Нейтрализации Гидролиза

Диссоциация воды Диссоциация воды H2O  H3O+ + OH- 2H2O  H+ + OH- В состоянии равновесия [H+][OH-] КД(H2O) = -------------- [H2O] КД(H2O) = 1,810-16

Ионное произведение воды Величина постоянная для растворов кислот, оснований и солей при постоянной температуре Концентрации [H+] и [OH-] – сопряженные величины Активная реакция среды выражается концентрацией [H+] Кислота: [H+] > [OH-] > 110-7 (10-6, 10-5) Основание: [H+] < [OH-] < 110-7 (10-8, 10-9)

Водородный показатель рН = - lg [H+] Если [H+] = 110-5; рН = -lg 10-5 = 5 [OH-] = 110-9; рOH = -lg 10-9 = 9 Величины рН и рOH являются сопряженными и в сумме составляют всегда 14. Значения рН могут колебаться от 0 до 14: 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 --------- ------- --------- --------------- сильно кислая слабо кислая слабо щелочная сильно щелочная рН – количественная мера активной реакции среды

Кислотность Активная – концентрация ионов водорода в растворе CH3COOH  H+ + CH3COO- Потенциальная – концентрация нераспавшихся молекул кислоты Общая – исходная концентрация или сумма распавшихся и нераспавшихся молекул

Значения рН различных сред организма

Роль активной реакции среды Определяет активность ферментов Действие клеточных мембран Устойчивость коллоидных растворов организма Определение рН необходимо для изучения функционального состояния организма, в лабораторной практике, в технологических процессах, в производстве медикаментов, пищевых продуктов

Методы определения рН Колориметрический – основан на изменении цвета раствора в зависимости от реакции среды. При этом используются кислотно-основные индикаторы (обладает невысокой точностью) Электрометрический (потенциометрический) – основан на измерении электродных потенциалов

Индикаторы Сложные органические вещества, которые в химическом плане представляют собой слабые кислоты или основания и обладают способностью изменять свою окраску в зависимости от реакции среды Одноцветные (фенолфталеин) Двухцветные (лакмус, метиловый оранжевый, метилрот)

Теория Оствальда HInd – индикатор-кислота IndOH – индикатор-основание HInd  H+ + Ind- IndOH  OH- + Ind+

Изменение окраски индикатора Метилрот Кислота H+: HInd  H+ + Ind- красная Основание OH-: HInd  H+ + Ind- желтая Изменяя реакцию среды, можно влиять на процесс диссоциации и менять соотношение разноокрашенных частиц

Диссоциация индикатора Индикаторы – слабые электролиты [H+][Ind-] Кд = ------------- [HInd] [HInd] [H+] = Кд------------ [Ind-] При [HInd] = [Ind-] – окраска промежуточная, оранжевая

Значение точек перехода различных индикаторов

Зона перемены окраски индикатора Та область значений рН, в которой происходит различимое глазом изменение цвета индикатора Чем уже эта зона, тем чувствительнее индикатор, тем точнее определение рН. Обычно величина зоны перемены окраски индикатора составляет примерно 2 ед. рН (рН = рК  1)

Универсальный индикатор Смеси различных индикаторов с разными, но примыкающими друг к другу или перекрывающими зонами перемены окраски При помощи таких индикаторов удается определять значение рН от 1 до 12, однако точность лежит в пределах 0,5 – 1,0 рН

Безбуферный метод определения рН (метод Михаэлиса) Основан на использовании набора одноцветных индикаторов нитрофенолового ряда. Окраска исследуемого раствора сравнивается с образцами этого набора Точность метода не превышает 0,1 рН Этим методом рН растворов может быть определено в интервалах от 2,8 до 8,4

Буферный метод определения рН Основан на сравнении окраски индикатора в исследуемом растворе с цветной шкалой, получаемой добавлением одного индикатора к ряду буферных растворов с различным рН Совпадение окраски исследуемого раствора с окраской одного из эталонов указывает на совпадение их рН Метод очень трудоемок, редко используется

Недостатки колориметрического метода Трудность определения рН мутных и окрашенных растворов Субъективные ошибки Технические ошибки Солевая ошибка Индикаторная ошибка Белковая ошибка Температурная ошибка