Образец билета входного тест-контроля

1. Кислотами по Бренстенду-Лоури являются:

А) NaHSO₄ Б) H₂S В) Zn(OH)₂

Г) KOH Д) Fe(OH)SO₄ Е) NH₄Cl

Ответ: А,Б,В,Е.

2. Наиболее сильным основанием является:

А) NH₃H₂O Б) Zn(OH)₂ В) Ca(OH)₂

Г) Mg(OH)₂ Д) NH₂CH₂COOH Е) H₂O

Ответ: В.

3. Степень гидролиза Na₂SO₃ по первой ступени рассчитывается по формуле:

А) Б) В)

Г) Д) Е)

Ответ: А.

4. 0,01 м раствор LiOH создает рН:

А) 2 Б) 7 В) 12 Г) 0 Д) 14

Ответ: В.

5. Наиболее сильно подвергается гидролизу:

А) CH₃COONa Б) KCN В) HCOOLi

Г) BaF₂ Д) RbJ

Ответ: Б.

6. При гидролизе данной соли практически не меняется рН:

А) NaCl Б) Na₂CO₃ В) NH₄Cl

Г) CH₃COONH₄ Д) K₃PO₄ Е) Al(NO₃)₃

Ответ: Г.

7. При взаимодействии водных растворов хлорида алюминия и карбоната натрия образуются в качестве продуктов реакции:

А) NaCl Б) Al₂(CO₃)₃ В) CO₂

Г) Al(OH)₃ Д) Al(OH)CO₃ Е) NaHCO₃

Ответ: А,В,Г.

8. При помощи каких индикаторов можно оценить, что произошел гидролиз карбоната калия:

А) метилоранж Б) фенолфталеин В) крахмал

Г) лакмус Д) метилкрасный

Ответ: Б,Г.

Информационная часть

В современной химии для описания реакций, сопровождающихся изменением кислотно-основных свойств реагирующих веществ, пользуются протолитической теорией Дж. Бренстеда, Т. Лоури и Н. Бьеррума.

В соответствии с положениями этой теории кислота – донор протонов (НВ), основание – акцептор протонов (В). Молекула и ион (или два иона), отличающиеся по составу на передаваемый протон, называется сопряженной кислотно-основной парой. В водных растворах кислот и оснований можно выделить две сопряженные пары, одну из которых образует растворитель. Равновесия, устанавливающиеся в растворах между кислотами и сопряженными основаниями, называются протолитическими (кислотно-основными), а перенос протона от одной частицы к другой – протолизом. Понятия «кислота» и «основание» являются относительными, т.к. одни и те же вещества могут проявлять как кислотные, так и основные свойства – в зависимости от партнера по равновесию.

Реакцию ионизации или диссоциации кислоты в водном растворе можно показать:

СH3COOH	+	H2O		CH3COO-	+	H3O+
кислота 1		основание 2		основание 1		кислота 2

Одну сопряженную пара образуют CH₃COOH / CH₃COO^-, другую H₂O / H₃O⁺.

Аналогично реакцию диссоциации основания можно показать:

NH3	+	H2O		NH	+	OH-
основание 1		кислота 2		кислота 1		основание 2

Реакция самоионизации (автопротолиза) воды имеет вид:

H2O	+	H2O		H3O+	+	OH-
кислота 1		основание 2		кислота 2		основание 1

Частицы, способные к взаимодействию как с кислотами, так и с основаниями, называются амфолитами. К амфолитам относятся вода, аминокислоты, белки и некоторые другие вещества.

Кислотами могут быть нейтральные молекулы, катионы и анионы. Основаниями также могут быть нейтральные молекулы, анионы и катионы.

Сила кислот определяется их способностью отдавать протон, а оснований – принимать протон. Мерой этой способности служат, соответственно, константа кислотности (k_a) и константа основности (k_b).

В водном растворе для произвольной кислоты НВ имеем:

НВ + Н₂О  В^- + Н₃О⁺

Константа равновесия этого процесса:

Так как = const, для разбавленных растворов, приняв а  с, имеем:

Для полипротонных кислот константы кислотности определяются по каждой ступени. Например, для Н₃РО₄:

Н₃РО₄ + Н₂О  Н₃О⁺ + Н₂РО

Н₂РО + Н₂О  Н₃О⁺ + НРО

НРО + Н₂О  Н₃О⁺ + РО

Аналогично, для произвольного основания В имеем:

В + Н₂О  ВН⁺ + ОН^-

Константы кислотности и основности в сопряженной паре для водного раствора связаны между собой:

k_а  k_b = k = С  С

Чем сильнее кислота, тем слабее сопряженное ей основание и наоборот.

Для удобства расчетов пользуются не самими константами, а их показателями, т.е. десятичными логарифмами, взятыми со знаком «минус»:

рK_а = -lgK_a и рK_b = -lgK_b

Для водных растворов рK_а + рK_b = 14 при Т=298^о К.

Самой сильной кислотой в водном растворе является ион гидроксония Н₃О⁺, а самым сильным основанием – гидроксид ион ОН^-.

Ниже приведена протолитическая шкала – диапазон значений, в котором могут меняться величины рК_а протолитов в водном растворе.

Если в растворе имеются две кислоты или два основания различной силы, то можно показать, что более сильная кислота подавляет ионизацию более слабой кислоты и более сильное основание подавляет ионизацию более слабого основания. Исходя из этого, для сильных кислот в водном растворе можно вывести формулу расчета рН. Если для разбавленных растворов сильных кислот принять степень ионизации равной 1, то:

рН = -lgC_(НВ), где

С_(НВ) – молярная концентрация одноосновной сильной кислоты.

Аналогично можно показать, для сильных однокислотных оснований:

рН = 14 + lgC_(В), где

С_(В) – молярная концентрация сильного основания.

Для слабых кислот и оснований необходимо учитывать их степень ионизации. Так, для слабой одноосновной кислоты:

рН = 0,5 (рК_а - lgC_(НВ)),

а для слабого однокислотного основания:

рН = 14 - 0,5 (рК_b - lgC_(В)).

В случае ионизации двух- и более основных кислот или двух- и более кислотных оснований, в первом приближении берут первую константу ионизации. Так, для Н₂СО₃:

рН = 0,5 (рК₁ – lgC ).

Гидролиз – реакция взаимодействия растворенного вещества с водой. Если растворить в воде соли, образованные либо слабой кислотой, либо слабым основанием, значение рН воды будет изменяться за счет протекания реакции между солью и водой. Только растворимые соли, образованные сильными кислотами и сильными основаниями, гидролизу не подвергаются, ибо реакция между сильной кислотой и сильным основанием протекает необратимо.

Различают три случая гидролиза солей:

1. Гидролизу по катиону подвергаются соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой, например, NH₄Cl.

NH₄Cl + HOH  NH₃H₂O + HCl или

NH + HOH  NH₃H₂O + H⁺.

При этом рН смещается в кислую сторону, т.е. рН7. Количественный расчет рН проводится по формуле:

рН = 7 – 0,5рК_b – 0,5lgC_соли, где

С_соли – молярная концентрация соли.

Константа и степень гидролиза (h) солей такого типа связаны с k и k_b следующим образом:

,

2. Гидролизу по аниону подвергаются соли, образованные слабой кислотой и сильным основанием, например, CH₃COONa.

CH₃COONa + HOH  CH₃COOH + NaOH или

CH₃COO^- + HOH  CH₃COOH + OH^-.

При этом рН смещается в щелочную сторону, т.е. рН7. Количественный рН рассчитывается по формуле:

рН = 7 + 0,5рК_а + 0,5lgC_соли

Константа и степень гидролиза солей такого типа связаны с силовыми показателями воды и слабой кислоты следующим образом:

,

3. Гидролизу по катиону и аниону одновременно подвергаются соли, образованные слабыми кислотами и слабыми основаниями, например, CH₃COONН₄.

CH₃COONН₄ + HOH  CH₃COOH + NH₃H₂O или

CH₃COO^- + NH + HOH  CH₃COOH + NH₃H₂O.

В этом случае реакция среды определяется тем, какой из этих электролитов сильнее. Если кислота более сильная, чем основание, то создается слабокислая среда, если основание более сильное, чем кислота, то – слабощелочная среда.

Расчет рН для таких солей проводится по формуле:

рН = 7 + 0,5рК_а - 0,5рК_b

Константа и степень гидролиза рассчитываются по формулам:

, .

В последнем случае гидролиз идет глубже, чем в первых двух случаях. Если же соли образованы очень слабыми кислотами, например, H₂S, H₂CO₃ и т.д., и очень слабыми основаниями, например, Fe(OH)₃, Al(OH)₃, Cr(OH)₃ и т.д., то такие соли подвергаются полному необратимому гидролизу и в обменных реакциях в водной среде они не могут образоваться.

Одним из важнейших протолитических показателей в биохимических процессах является рН среды. Известны два способа определения рН.

1. Колориметрический способ основан на использовании кислотно-основных индикаторов, которые представляют собой слабые кислоты или основания, изменяющие свою окраску в обратимых реакциях обмена протонов.

У одноцветных индикаторов молекулярная форма бесцветна, а ионная окрашена. Если взять индикатор – кислоту, то:

Hind	+	H2O		H3O+	+	Ind-
бесцветная форма				окрашенная форма

К одноцветным индикаторам относятся n-нитрофенол, фенолфталеин, тимолфталеин. Если обе формы индикатора окрашены, то он называется двухцветным. Например, метиловый оранжевый, метиловый красный, бромтимоловый синий.

При добавлении кислоты или щелочи протолитическое равновесие диссоциации индикатора смещается в сторону образования ионной или молекулярной форм, что приводит к перемене окраски всего раствора. Обычно окраска индикаторов меняется в интервале рК_а1, который называется зоной перехода окраски индикатора. Точность измерения рН этим методом составляет  0,5 единиц рН. На практике чаще используют смесь индикаторов (универсальный индикатор). Например, смесь Кольтгофа состоит из диметиламиноазобензола, метилового красного, бромтимолового синего, фенолфталеина и тимолфталеина и может изменять окраску в диапазоне от рН 2 до 10:

• рН = 2 окраска красная

• рН = 3 окраска красно-оранжевая

• рН = 4 окраска оранжевая

• рН = 5 окраска желто-оранжевая

• рН = 6 окраска лимонно-желтая

• рН = 7 окраска желто-зеленая

• рН = 8 окраска зеленая

• рН = 9 окраска сине-зеленая

• рН = 10 окраска фиолетовая

2. Электрометрический способ основан на измерении электродвижущей силы в гальваническом элементе, составленном из водородселективного электрода (обычно стеклянного) и электрода сравнения (обычно хлорсеребряного). Этот способ будет подробно рассмотрен в теме «Электрохимические методы исследования. Потенциометрия». Погрешность измерения рН этим способом составляет 0,05 единиц рН.