Лекция 3 кислотно-основное равновесие в растворах электролитов

3.1 Протолитическая теория кислот и оснований

3.2 Кислотно-основное равновесие

3.2.1 Типы протолитических реакций

3.2.2 Константа кислотности и основности. Расчеты рН

3.3 Протолитическое равновесие в буферных системах

3.4 Теория кислот и оснований Льюиса. Мягкие и жёсткие кислоты и основания.

3.1 Протолитическая теория кислот и оснований

Равновесия в растворах кислот и оснований выделяют в отдельный вид в связи с резким отличием катиона водорода от всех остальных ионов и необычной важностью реакций с участием в них протона.

В организме человека протекают различные протолитические процессы – реакции ковалентного гидролиза (превращение веществ, составляющих основу в пищеварительном тракте), гидролиз углеводов, расщепление белков, гидролиз триацилглицеринов и т.д.

Первой теоретической концепцией кислот и оснований была теория Аррениуса (1887 г.), в основе которой лежит электролитическая диссоциация (ЭД) кислот и оснований.

Согласно теории ЭД кислота – электролит, диссоциирующий в водных растворах с образованием катиона водорода H⁺.

Уравнение диссоциации слабой кислоты

Уравнение диссоциации сильной кислоты

Основания – электролиты, образующие в водных растворах гидроксид-ионы OH^-.

Уравнение диссоциации слабого основания

Уравнение диссоциации сильного основания

Вещества, образующие в зависимости от условий в водных растворах ионы H⁺ и OH^-, называют амфотерными.

Недостатки теории Аррениуса:

1. Нельзя представить существование катиона водорода в растворе.

2. Не учитывается влияние растворителя

3. Все расчеты неверны при переходе к неводным растворителям, т.е. ТЭД применима только для водных растворов.

Эти недостатки были преодолены в теории Н.Бренстеда и Т.Лоури (1923 г.), получившей название протолитической теории.

Теория основана на особенностях иона водорода: протон лишен электронной оболочки, намного (на 5 порядков) меньше других ионов и очень подвижен.

Согласно этой теории кислоты – вещества, способные отдавать протон (доноры протона). Основания – вещества, принимающие протон (акцепторы протона).

Амфолиты – вещества, способные быть и донором, и акцептором протона.

Кислотами, основаниями и амфолитами могут быть как незаряженные, так и заряженные соединения.

Кислота	Основание	Амфолит
HCl	Cl-
NH4+	NH3
H2CO3	HCO3-	HCO3-
HCO3-	CO32-
H3O+	H2O	H2O
H2O	OH-
[Al(H2O)6]3+	[Al(H2O)5OH]2 +

Обратимые реакции с переносом протона от кислоты к основанию называют кислотно-основными полуреакциями.

Кислота и получившееся при отдаче протона основание составляют сопряженную пару:

Кислота может отдавать протон только в присутствии основания, и наоборот.

Вещества могут проявить кислотные или основные свойства лишь в протолитической реакции, объединяющей две полуреакции.

При этом образуются новая кислота и основание, и «нейтрализации» в смысле исчезновения кислоты или основания нет.

Главная особенность теории Бренстеда – учет роли растворителя в кислотно-основном равновесии, причем растворитель рассматривают как вещество, которое химически реагирует с кислотой или основанием.

Чем сильнее кислота, тем слабее сопряженное основание.