25.Основные положения теории кислот и оснований Бренстеда- Лоури: молекулярные и ионные кислоты и основания, сопряженная протолитическая пара. Амфолиты.

Теория Бренстеда-Лоури: кислотой называют всякое вещество, молекулярные частицы которого(в том числе и ионы) способны отдавать протон, т.е. быть донором протонов; основанием называют всякое вещество, молекулярные частицы которого(в том числе и ионы) способны присоединить протоны, т.е. быть акцептором протонов. Например:HNO₃+H₂O=H₃O⁺+NO₃^-

Молекула и ион, отличающиеся по составу на один протон, называются сопряженной кислотно-основной парой. Частицы, способные к взаимодействию как с кислотами, так и с основаниями, называются амфолитами.

Частицы, способные к взаимодействию как с кислотами, так и соснованиями, называются амфолитами.. Типичным примером амфолитов являются аминокислоты.

26. Ионное произведение воды. Водородный показатель среды растворов. Математическое выражение рН, его значение в кислой, щелочной, нейтральной средах. Биологическая роль водородного показателя.

Вода – слабый электролит, являющийся амфолитом, поэтому участвует в процессе автопротолиза.

Автопротолиз воды – это процесс отдачи и присоединения протонов молекулами воды, являющейся амфолитом:

Н2О+Н2О Н3О++ОН–

Ионное произведение воды, Kw – величина, равная произведению активностей водород- игидроксид-ионов,постоянная при данной температуре:

Kw =а(Н+)а(ОН–)=10–14 моль2/л2 (Т = 298 К)

Водородный показатель, рН – количественная характеристика кислотности среды, равная отрицательному десятичному логарифму активной концентрации ионов водорода:

рН = –lgа(Н+)

Характеристика среды раствора
среда нейтральная	а(Н+) =а(ОН–)	рН = 7 (Т = 298 К)
среда кислая	а(Н+) >а(ОН–)	рН < 7
среда щелочная	а(Н+) <а(ОН–)	рН > 7

Постоянство рН биологических жидкостей называется кислотноосновным гомеостазом. Система, поддерживающая протолитический гомеостаз, включает в себя физиологические механизмы (лѐгочную и почечную компенсации) и физико-химические:буферное действие, ионный обмен. В норме рН некоторых биологических жидкостей меняется в следующих диапазонах (табл. 8):

		Таблица 8
Диапазон изменения рН биологических жидкостей
Название биологической жидкости	Диапазон изменения рН
Межклеточная жидкость	7,36–7,44
(кровь, плазма, ликвор)
Внутриклеточная жидкость	4,5–8,5
Моча	4,8–7,5
Желудочный сок	1,5–2
Слюна	6,35–6,85

27.Основные положения теории кислот и оснований Льюиса. Понятие о жестких и мягких кислотах и основаниях (теория жмко).

Электронная теория Льюиса

	Объект	Определение	Примеры
	Кислота	Акцептор элек-	BF3, AlCl3, FeBr3,
		тронных пар	катионы метал-
			лов, протон
	Основание	Донор электрон-	RNH2, NH3, ROH,
		ных пар	ROR, OH–,Hal–

Согласно теории Льюиса, кислотно-основные свойства соединений определяются их способностью принимать или отдавать пару электронов с образованием новой связи.

Кислоты Льюиса – акцепторы пары электронов,основания Льюиса – доноры пары электронов.

Кислотами Льюиса могут быть молекулы, атомы или катионы, обладающие вакантной орбиталью и способные принимать пару электронов с образованием ковалентной связи. К кислотам Льюиса относятся галогениды элементов II и III групп периодической системы, галогениды других металлов, имеющих вакантные орбитали, протон. Кислоты Льюиса в реакциях участвуют в качестве электрофильных реагентов.

Основаниями Льюиса являются молекулы, атомы или анионы, имеющие неподеленную пару электронов, которую они предоставляют для образования связи с вакантной орбиталью. К основаниям Льюиса относятся спирты, простые эфиры, амины, тиоспирты, тиоэфиры, а также соединения, имеющие p-связи. В реакциях основания Льюиса проявляют себя как нуклеофильные частицы.

Развитие теории Льюиса привело к созданию принципа жестких и мягких кислот и оснований (принцип ЖМКО или принцип Пирсона). Согласно принципа Пирсона, кислоты и основания подразделяются на жесткие и мягкие.

Жесткие кислоты – это кислоты Льюиса, донорные атомы которых малы по размеру, обладают большим положительным зарядом, большой электроотрицательностью и низкой поляризуемостью. К ним относятся: протон, ионы металлов (К⁺, Na⁺, Mg²⁺, Ca²⁺, Al³⁺), AlCl₃ и др.

Мягкие кислоты - – это кислоты Льюиса, донорные атомы которых имеют большие размеры, большую поляризуемость, обладают малым положительным зарядом и низкой электроотрицательностью. К ним относятся: ионы металлов (Ag⁺, Cu⁺), галогены (Br₂, I₂), катионы Br⁺, I⁺ и др.

Жесткие основания – основания Льюиса, донорные атомы которых обладают высокой электроотрицательностью, низкой поляризуемостью, имеют малый радиус атома. К ним относятся: Н₂О, ОН^-, F^-, Cl^-, NO₃^-, ROH, NH₃, RCOO^- и др.

Мягкие основания - основания Льюиса, донорные атомы которых обладают высокой поляризуемостью, низкой электроотрицательностью, имеют большой радиус атома. К ним относятся: Н^-, I^-, C₂H₄, C₆H₆, RS^- и др.

Суть принципа ЖМКО состоит в том, что жесткие кислоты реагируют с жесткими основаниями, мягкие кислоты – с мягкими основаниями

Жесткие, мягкие кислоты и основания (ЖМКО)

	Параметры	Жесткие	Жесткие			Мягкие		Мягкие
		кислоты	основания			кислоты		основания
	Поляризуемость	низкая		низкая		высокая		высокая
	Электроотрица-	высокая		высокая		низкая		низкая
	тельность
	Радиус	малый		малый		большой		большой
	Степень окисления	высокая		высокая		низкая		низкая
	Примеры	Н+, К+, Na+,	H2O,		OH–,	Ag+,	Cu+,	RSR, RSH,
		Mg2+, Ca+2,	ROH,		NH3,	Hg2+, Hg+,		RS–,H–,I–
		Al+3	NH	2	, ROR,	Cd2+
			RCOO, F–,Cl–

28. Ионизация слабых кислот и оснований. Константа кислотности и основности. Связь между константой кислотности и константой основности в сопряженной протолитической паре. Амфолиты. Изоэлектрическая точка.

Сила кислот определяется их способностью отдавать протон, а оснований — принимать его. Мерой этой способности служат соот­ветственно константа кислотности К_a и константа основности К_b.

Частицы, способные к взаимодействию как с кислотами, так и соснованиями, называются амфолитами.. Типичным примером амфолитов являются аминокислоты.

Изоэлектрическая точка- точка нулевого заряда, состояние поверхности тела (или частицы дисперсной фазы) в контакте с раствором электролита, характеризующееся равным числом положительных и отрицательных зарядов в адсорбционном слое.

29.Протолитические реакции. Типы протолитических реакции (нейтрализации, гидролиза, ионизации). Примеры. Конкуренция за протон: изолированное и совмещенное протолитические равновесия. Общая константа совмещенного протолитического равновесия.

К протолитическим реакциям относят химические процессы, суть которых заключается в переносе протона от одних реагирующих веществ к другим. 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-

основаниеIкислотаII кислотаII основаниеI

Реакция нейтрализации – протолитическая реакция переноса протона от кислоты к основанию, например,

HNO3 + KOH = KNO3 + H2O H+ + OH– = H2O

Автопротолиз (собственный протолиз) – перенос протона между двумя одинаковыми частицами амфолита.

Примеры:
а) H2O + H2O		OH– + H3O+
кис-та1	осн-е2	осн-е1	кис-та2
б) NH3 + NH3		NH 2 +	NH 4
кис-та1	осн-е2	осн-е1	кис-та2

Гидролиз солей – протолитический процесс взаимодействия ионов солей с молекулами воды, приводящий к образованию малодиссоциирующих соединений.

Конкуренцияза обладание протоном делает кислотно-оснoвную реакциюобратимойи приводит ее к состояниюпротолитического равновесияс определенным значением константы равновесияK_сприT= Const.