14. Протолитические реакции. Понятия о кислотах и основаниях. Амфолиты. Ионизация слабых кислот и оснований. Константа кислотности и основности.
Протолитические реакции.
К протолитическим реакциям относят химические процессы, суть которых заключается в переносе протона от одних реагирующих веществ к другим.
В основе этой классификации лежит протолитическая теория кислот и оснований, в соответствии с которой кислотой считают любое вещество, отдающее протон, а основанием - вещество, способное присоединять протон, например:
-
CH3COOH
+ H2O =
CH3COO- +
H3O+
кислотаI
основаниеI
основаниеI
кислотаII
-
NH3 +
H2O =
NH4+ +
OH-
основаниеI
кислотаII
кислотаII
основаниеII
К протолитическим реакциям относят реакции нейтрализации и гидролиза.
Кислоты — это вещества, образующие в водном растворе ионы водорода Н+ (ионы гидроксония) и анионы кислотного остатка.
Основания — вещества, диссоциирующие в водном растворе с образованием катионов металла и гидроксид-анионов ОН−.
Соли — вещества, диссоциирующие с образованием катиона металла и аниона кислотного остатка.
Протолитическая
(протонная) теория В
ней понятие о кислотах и основаниях
было объединено в единое целое,
проявляющееся в кислотно-основном
взаимодействии: А
В
+ Н+ (А —
кислота, В — основание). Согласно
этой теории кислотами
являются молекулы или ионы, способные
быть в данной реакции донорами протонов,
а основаниями являются молекулы или
ионы, присоединяющие протоны (акцепторы).
Кислоты и основания получили общее
название протолитов.
Сущностью кислотно-основного взаимодействия является передача протона от кислоты к основанию. При этом кислота, передав протон основанию, сама становится основанием, так как может снова присоединять протон, а основание, образуя протонированную частицу, становится кислотой. Таким образом, в любом кислотно-основном взаимодействии участвуют две пары кислот и оснований, названные Бренстедом сопряженными: А1 + В2 А2 + В1.
Одно и то же вещество в зависимости от условий взаимодействия может быть как кислотой, так и основанием (амфотерность). Например, вода при взаимодействии с сильными кислотами является основанием: H2O + H+ H3О+, а реагируя с аммиаком, становится кислотой: NH3 + H2O NH4+ + OH−.
Амфолиты — молекулы, в структуре которых присутствуют как кислотные, так и основные группы, при определённых значениях pH. Этот pH обозначается как изоэлектрическая точка молекулы. Амфолиты образуют растворы с хорошими буферными свойствами. Благодаря способности к выборочной ионизации они противодействуют изменению pH при добавлении кислоты или основания. В присутствии кислот они принимают на себя протоны, удаляя последние из раствора, и противодействуют повышению его кислотности. При добавлении оснований амфолиты высвобождают ионы водорода в раствор, препятствуя возрастанию pH, и тем сохраняя его равновесие.
Степень ионизации слабых кислот и слабых оснований определяется значениями рН среды и константой ионизации (Ка веществ.
Слабые кислоты в большей степени ионизированы в щелочной среде, а слабые основания — в кислой.
Ионизация слабых кислот:
щелочная среда
Ионизация слабых оснований:
кислая среда
Константа ионизации (Ка) характеризует способность вещества к ионизации при определённом значении рН среды (численно равна концентрации водородных ионов в среде, при которой ионизирована половина молекул данного вещества).
Чем меньше рКа слабой кислоты, тем легче она ионизируется даже при относительно низких значениях рН среды. Так, ацетилсалициловая кислота (рКа=3,5 при рН=4,5 ионизирована более, чем на 90%, а степень ионизации аскорбиновой кислоты (рКа=11,5 при том же значении рН составляет доли процента. Для слабых оснований существует обратная зависимость. Чем выше рКа слабого основания, тем в большей степени оно ионизировано даже при относительно высоких значениях рН среды.
Степень ионизации слабой кислоты или слабого основания можно рассчитать по формуле Гендерсона–Гассельбальха:
для слабых кислот
для слабых оснований