Теорія кислот і основ.

Теорія електролітичної дисоціації С.Арреніуса (1883), була першою науково обгрунтованою теорією розчинів, згідно з якою, кислотами є сполуки в розчинах яких присутні йони Н⁺, а основи – ОН^-. Однак розвиток науки показав, що існують речовини, особливо лікарські речовини (фенобарбінтал, сульфадімезин), які проявляють кислотні властивості, а при дисоціації не утворюють вільних Н⁺. Крім того доведено, що у водних розчинах Н⁺ не бувають у вільному вигляді, а у вигляді йону: Н⁺ + Н₂О = Н_зО⁺

Сучасні уявлення про природу кислот і основ дали Дж. Бренстед та І.Льюїс (1923р). Згідно їх теорії, яка називається протонною, кислота - це речовина, що віддає протон (донор протону), а основа - речовина, що приймає протон (акцептор протона).

Так наприклад при взаємодії води з гіпохлоритною кислотою:

НClО + Н₂О СlO^- + H₃O⁺

супряжена супряжена супряжена супряжена

кислота основа основа кислота

І II І II

Кислоту і основу називають супряженою парою і кислотні властивості речовини можуть проявлятись тільки в присутності основи (акцептора протона), а основні властивості - в присутності кислоти (донора електронів).

Такі погляди на кислоти і основи дали можливість систематизувати багато хімічних реакцій. В першу чергу - це реакції гідролізу і нейтралізації. Так процес гідролізу за Бренстедом пояснюється тим, що один із видів йонів цих солей підлягає протолізу:

Наприклад гідроліз соди (натрій карбонату) електролітична дисоціація:

Nа₂СОз = 2 Nа⁺ + СОз^2-

протоліз аніону слабкої кислоти: СОз^2- + Н₂О = НСОз^- + ОН^-

надлишок групи ОН^- свідчить, що розчин буде лужним.

Реакція нейтралізації по Бренстеду характеризується процесами:

протоліз НС1+ Н₂О = С1^-+Н₃О⁺

електролітична дисоціація NаОН = Nа⁺ + ОН^- нейтралізація: Н₃О⁺ + ОН^- = 2Н₂О

Отже, згідно сучасних уявлень, кислота - це акцептор пари електронів, а основа - донор електронів. (теорія Льюїса)

Дисоціація води.

Згідно з теорією Бренстеда вода відносно самої себе є одночасно і кислотою і основою (амфоліт)

Н₂О =ОН^-+Н⁺ Н₂О + Н⁺ = Н₃О⁺ Н₂О + Н₂О = Н₃О⁺ + ОН^-

ця реакція називається автопротолізом води: кількісно автопротоліз визначається йонним добутком води.

Константи рівноваги К=3,24^.10^-18 при 290 К

К=1,84 ^.10^-16 при 273 К

Оскільки ступінь дисоціації води дуже низький (з 550 млн. молекул води -дисоціює тільки одна), то її концентрацію можна вважати постійною і рівною масі 1 л води при 25°С 998,07 г, поділеній на молярну масу води

Обчисливши скільки молей води є в 1 л її ( при 0°С)

можна розрахувати добуток концентрації

[H₃O⁺]^.[OH^-]=K^.[H₂O]² 1,84^.10^-16.55,5²= 1^.10^-14

Отже рівняння [H₃O⁺]^.[OH^-]=1^.10^-14 йонний добуток води.

Це величина постійна, яка все ж залежить від температури. Для прикладу при 100°С йонний добуток води зростає в 100 разів в порівнянні з тим, що при 18^оС і стає 10^-12.

Йонний добуток води має надзвичайно важливе практичне значення.

В нейтральному розчині коли [H₃O⁺]=[OH^-]= - ця величина постійна.

В кислому середовищі, коли [H₃O⁺]>[OH^-] можна сказати, що[H₃O⁺]>10^-7, а [OH^-] <10^-7

В лужному середовищі[H₃O⁺]<10^-7, а [OH^-] >10^-7

Те, що йонний добуток води є величина постійна дає можливість знаючи концентрацію одного з йонів обчислювати концентрацію іншого.

Наприклад, якщо відомо що в розчині [Н₃О⁺] = 10^-3 моль/л, то це значить, що середовище розчину кисле, а концентрація

[ ОН^-] =

Для зручності розрахунків реакцію середовища водного розчину характеризують водневим показником рН.

Водневий показник рН - це десятковий логарифм активності йонів гідроксонію, взятий з від’ємним знаком.

або

pH=-lg[H₃O⁺]

Аналогічно рОН^-= -lg[OH^-]

Оскільки активності йонів в чистій воді дорівнюють їх концентраціям, а= с, то можем записати, що рК_води=рН + рОН^-=14

Наприклад, якщо відомо, що розчин НС1 має концентрацію 0,01 моль/л, і знаючи що це сильна кислота і дисоціює повністю на йони [ Н₃О⁺] = c _HCl і значить

[Н₃О⁺] = 10^-2 моль/л, рН = 2, а pОН^-= 14 - 2 = 12

Для розчину NаОН з См = 0,001 моль/л [ОН^-] = 10^-3, тобто pОН^- = 3, а pН = 14 - 3 =11.

Для Н₂SO₄ в якої молярна концентрація еквівалентів 0,002 моль/л

рН=-lg2^.10^-3=3-lg 2=2,7 pOH=14-2,7=11,3

Для розчинів слабких кислот і основ, в яких кількість йонів значно менша за концентрацію кислоти чи основи треба знати значення ступеня або константи йонізації.

рН=-lg c ^.α

або згідно з законом Освальда тоді

де К_а - константа йонізації ( в "Довіднику хіміка");

с - концентрація.

Аналогічно для слабких основ рОН=-lg c ^.α

Отже, для розчину СН₃СООН з См =0.1 моль/л

Водневий показник рН використовується дуже широко при біохімічних дослідженнях, а також у клінічній фармакологічній практиці. Постійність концентрації водневих йонів є однією із істотних констант внутрішного середовища організму. При цьому відомо, що різні фізіологічні рідини людини мають різні значення рН

Рідини	Імовірне значеня рН	Можливі границі
Кров (плазма)	7.36	7.36-7.45
Шлунковий сік	1.65	0.9-2.00
Кишковий сік	6.51	5.07 - 7.07
Сеча	5.8	5.0-6.5
Піт	7.4	4.2-7.8
Слина	6.75	5.6-7.9
Спинно-мозкова рідина	7.7	7.55-7.8
Сльозова рідина	7.7	7.6-7.8

Це свідчить про те, що різні біологічні ферменти є активними тільки при певних значеннях рН.

Зміщення реакції середовища в організмі в сторону кислого середовища називається ацидозом, а в сторону лужного - алкалозом.

Зміна реакції крові на декілька десятих долей рН приводить до серйозних порушень життєдіяльності. Визначення концентрації водневих йонів дозволяє визначити характер патологічних процесів, що протікають в організмі.

Визначення рН середовища має важливе значення і в різних фізіологічних рідинах може бути досить складним. Сучасний розвиток приладобудування дозволяє мати прилади, які визначають досить точно рН -розчину, що є важливим інструментом для медика.