Билет №11

!!!!!!Согласно теории Аррениуса кислотой считается соединение, при электролитической диссоциации которого образуются катионы водорода, а основанием считается соединение, в результате диссоциации которого образуется гидроксид-ион. Амфолитом (амфотерным гидроксидом) называют электролит, диссоциирующий в растворе с образованием как катионов водорода, так и гидроксид – ионов.

Протонная теория кислот и оснований. Согласно этой теории кислотой называют любое вещество, молекулярные частицы которого (в том числе ионы) способны отдавать протон, донор протонов;

основанием называют вещество, молекулярные частицы которого (в том числе и ионы) способны присоединять протоны, акцептор протонов

Такие определения кислот и оснований позволяют включать в их число не только молекулы,

Согласно протонной теории кислоты подразделяют на три типа:

1. Нейтральные кислоты, например HCl, H₂SO₄,

H ₂SO₄  H⁺+ HSO₄^-

2. Катионные кислоты, представляющие собой положительные ионы, например NH₄⁺ , Н₃О⁺:

N H₄⁺  NH₃+Н⁺

3. Анионные кислоты, представляющие собой отрицательные ионы, например, HSO₄^-, H₂PO₄^-, HPO₄^2- и др.:

H SO₄^-  H⁺+ SO₄^2-

Подобного типа классификация имеется и для оснований:

1. Нейтральные основания, например, NH₃,Н₂О, С₂Н₅ОН и др.:

N H₃+ Н⁺ NH₄⁺

2. Анионные основания, представляющие собой отрицательные ионы, например, Cl^-, СН₃СОО^-, ОН^-:

С Н₃СОО^-+ Н⁺ СН₃СООН

3. Катионные основания, представляющие собой положительные ионы, например, Н₂N−NH₃⁺.

Согласно протонной теории, отдавая протон, кислота превращается в основание, которое называют сопряженным этой кислоте:

I. (кислота)₁=(сопряженное основание)₁+Н⁺

т.е. каждой кислоте соответствует сопряженное основание. Наоборот, основание, присоединяя протон, превращается в сопряженную кислоту:

II. (основание)₂+Н⁺ =(сопряженная кислота)₂

Например, кислоте H₂SO₄ соответствует сопряженное основание HSO₄^-_, а основанию Cl^- - сопряженная кислота НСl.

III. (кислота)₁+(основание)₂=(кислота)₂+(основание)₁

Несмотря на свои достоинства теория Бренстеда, как и теория Аррениуса, не применима к веществам, проявляющим функцию кислоты веществ, не содержащих водорода, например галогенидам бора, алюминия, кремния и олова. Поэтому более общей является теория кислот и оснований Льюиса.

Теория Льюиса (электронная теория).В теории Льюиса за основу взято наиболее общее свойство кислот и оснований – их электронное строение. Согласно этой теории: Кислотой называют вещество, принимающее неподеленную электронную пару, - акцептор электронов; основанием называют вещество, поставляющее электроны для образования химической связи, - донор электронов.

Теория Льюиса рассматривает разные химические процессы как однотипные: реакцию аминов с галогенидом бора, комплексообразование.

К основаниям Льюиса относят галогенид - ионы, аммиак, алифатические и ароматические амины, кислородсодержащие соединения общей формулы R₂CO (где R- органический радикал).

К кислотам Льюиса относят галогениды бора, алюминия, кремния, олова и других элементов.

Рассмотренные теории кислот и оснований не противоречат, а дополняют друг друга и имеют глубокую внутреннюю связь. Так, кислоты, по Бренстеду, можно рассматривать как частный случай льюисовских кислот, поскольку протон характеризуется большим сродством к электронной паре и может рассматриваться, по Люйсу, как кислота.

Кислотно-основное равновесие — частный случай равновесия в гомогенной системе.

Кислотно-основные свойства молекулы или иона проявляются в процессе взаимодействия с молекулами растворителя. Согласно протонной теории Бренстеда и Лоури, кислоты являются донорами протонов, а основания их акцепторами. Молекула растворителя, способная как присоединять, так и отдавать протоны, может выступать в качестве протонодонорной кислоты или протоноакцеп-торного основания. Такими амфипротными растворителями могут быть вода, спирты, карбоновые кислоты и др.:

К онстанта равновесия реакции выражается уравнением:

Отсюда константа ионизации кислоты (константа кислотности) равна:

Для основания А- в растворе устанавливается следующее равновесие:

О тсюда константа ионизации основания (константа основности равна

Перемножив значения Ка и Кb, получим выражение, из которого становится очевидным соотношение между константой кислотности и основности для сопряженных кислотно-основных систем и константой автопротолиза растворителей (Кs)

!!!!!!

Этилендиаминтетрауксусная кислота— четырёхосновная карбоновая кислота, комплексон II, белый мелкокристаллический порошок, малорастворим в воде, нерастворим в большинстве органических растворителей, растворим в щелочах. Применяют ЭДТА в виде дигидрата двунатриевой соли (комплексонIII, трилонБ)

Важнейшим титрантом в методе комплексометрического титрования является ЭДТА, динатриевая соль этилендиаминтетрауксусной кислоты (Na2H2Y). Кислоту H4Y и мононатриевую соль NaH3Y не используют в качестве титрантов из-за их низкой растворимости в воде.

Основным условием комплексометрического титрования – реакция должна протекать таким образом, чтобы в ТЭ определяемые катионы были практически полностью связаны в комплекс. Константа нестойкости таких комплексов должна быть очень малой величины. При этом определяемые катионы должны образовывать с металл-индикатором комплексы, отличающиеся меньшей прочностью, чем их комплексы с ЭДТА. Титрование ЭДТА проводится при строго определенных условиях, из которых наибольшее значение имеет соблюдение требуемого значения рН титруемого раствора. В сильнокислых растворах с рН < 3 образуются менее устойчивые комплексные соединения. Комплексообразованию устойчивых комплексных соединений способствует повышение значения рН титруемого раствора. Однако в сильнощелочных растворах при рН > 10 наблюдается образование осадков гидроксидов определяемых катионов.

Следует также иметь в виду, что при образовании комплекса определяемого компонента с ЭДТА высвобождаются ионы водорода, и рН раствора понижается: Mg²⁺ +H ₂Y^2- =MgY^2- +2H⁺Al³⁺ +H₂ Y^2- =AlY^- +2H⁺ Поэтому процесс комплексометрического

титрования ведут в присутствии буферных растворов для поддержания рН раствора на заданном уровне.

Титрование большинства катионов обычно проводят в аммиачной буферной среде (NH4OH + NH4Cl) при рН8–9.

В редоксометрии ЭДТА используется в качестве стабилизатора растворов, маскирующего вещества для ненужных к определению катионов металлов.