Протолитическая теория кислот и оснований

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:
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
[H+][OH-] = =КД(H2O)⋅[H2O]
1000
CM(H2O) = ------ = 55,6
18
[H+][OH-] =
= 1,8⋅10-16 ⋅55,6 =1⋅10-14

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
[HInd]
-------- = 1, и тогда
[Ind-]
[H+] = Кд;
-lg[H+] = -lgКд
рН = рК
То значение рН, при котором количества недиссоциированных молекул равны – точка перехода индикатора (рК)

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