- •Протолитические реакции. Гетерогенные реакции в растворах электролитов.
- •Основные типы химических реакций.
- •Теория кислот и оснований.
- •Ионное произведение воды. Водородный показатель.
- •Гидролиз солей
- •Кислотность желудочного сока
- •Vж.С. Гетерогеннные равновесия в системе «раствор-осадок».
- •Тесты для самоконтроля
- •Ответы к тестам
Протолитические реакции. Гетерогенные реакции в растворах электролитов.
Цель лекции:
Познакомить студентов:
- с кислотностью и основностью;
- с условиями образования и растворения осадков.
Содержание лекции:
Протонная теория кислот и оснований. Теория Льюйса; константы кислотности, основности, связь между константой кислотности и основности в сопряженной протолитической паре. Ионное произведение воды, рН растворов; гидролиз солей, степень и константа гидролиза. Амфолиты. Кислотность желудочного сока. Роль рН в биологических жидкостях организма.
Константа растворимости. Общая константа совмещенного гетерогенного равновесия. Условия образования и растворения осадков. Явление изоморфизма. Применение реакции осаждения в клиническом анализе, в анализе фармацевтических препаратах.
Основные типы химических реакций.
Аналитическими являются только те реакции, которые сопровождаются каким-нибудь внешним эффектом, позволяющим установить, что химический процесс связан с выпадением осадка, изменением окраски анализируемого раствора, выделением газообразных веществ.
В классической химии реакцию между кислотой и основанием с образованием соли и воды называют кислотно-основной реакцией. Окислительно-восстановительными называют реакции, идущие с изменением степени окисления атомов. Реакции, в результате которых происходит образование комплексных соединений, называют реакциями комплексообразования.
Также часто используются процессы осаждения и растворения. Реакции осаждения - это реакции, идущие с выпадением осадков. Наоборот, реакции, сопровождающиеся растворением осадков, называются реакциями растворения. Цель операции - количественно перевести определяемую весовую часть в малорастворимое соединение - в осаждаемую форму.
Теория кислот и оснований.
В настоящее время не существует однозначного определения понятий кислоты и основания, которое в равной степени можно было бы использовать для характеристики кислотно-основных взаимодействий в любых растворителях. Для характеристики электролитов в водных растворах в настоящее время можно использовать понятия кислоты и основания, данные Аррениусом.
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. К амфолитам относят гидроксиды цинка, алюминия, хрома и других аммфотерных элементов, а так же аминокислоты, белки, нуклеиновые кислоты.
Таким образом, свойства кислот обусловлены наличием в их растворах водород - ионов, а свойства оснований - присутствием в их растворах гидроксид - ионов. Однако такой взгляд на кислоты и основания применим только для водных растворов. Ограниченность понятий кислоты и основания, данных Аррениусом, можно проиллюстрировать примерами:
Молекула NH3+ не содержит иона ОН-, а молекула СО2 - иона H+, однако в водном растворе первая проявляет свойства основания, а вторая - кислоты.
Безводный хлорид водорода, состоящий только из молекул, реагирует с безводными основаниями.
Многие электролиты, содержащие водород, в одном растворителе диссоциируют как кислоты, а в другом – как основания. Например, СН3СООН в воде – слабая кислота:
СН3СООH↔СН3СОО-+ H+
а в жидком фториде водорода - основание:
НF+ СН3СООH↔ СН3СООH2++F-
Исследования подобного типа реакций, и в особенности реакций, протекающих в неводных растворителях, привело к созданию более общих теорий кислот и оснований.
Протонная теория кислот и оснований. В 1923г И. Бренстед и Т. Лоури разработали протонную теорию кислот и оснований. Согласно этой теории
кислотой называют любое вещество, молекулярные частицы которого (в том числе ионы) способны отдавать протон, т.е. быть донором протонов;
основанием называют вещество, молекулярные частицы которого (в том числе и ионы) способны присоединять протоны, т.е. быть акцептором протонов.
Такие определения кислот и оснований позволяют включать в их число не только молекулы, но и ионы. Например, карбонат-ион согласно протонной теории является основанием, т.к. в водном растворе он присоединяет протон:
СО32- + H+↔HCO3-
Согласно протонной теории кислоты подразделяют на три типа:
Нейтральные кислоты, например HCl, H2SO4, H3PO4 и др.
H2SO4↔ H++ HSO4-
Катионные кислоты, представляющие собой положительные ионы, например NH4+ , Н3О+:
NH4+↔ NH3+Н+
Анионные кислоты, представляющие собой отрицательные ионы, например, HSO4-, H2PO4-, HPO42- и др.:
HSO4-↔ H++ SO42-
Подобного типа классификация имеется и для оснований:
Нейтральные основания, например, NH3,Н2О, С2Н5ОН и др.:
NH3+Н+↔ NH4+
Анионные основания, представляющие собой отрицательные ионы, например, Cl-, СН3СОО-, ОН-:
СН3СОО-+Н↔ СН3СООН
Катионные основания, представляющие собой положительные ионы, например, Н2N−NH3+.
Растворители типа воды, жидкого аммиака, а так же анионы многоосновных кислот, которые могут быть и донорам и акцепторами протонов, являются амфолитами.
Например, в реакции
Н2О+ NH3→ОН-+ NH4+
молекула воды отдает протон и является кислотой. Однако в реакции
Н2О+ HCl→ Н3О++Сl-
молекула воды присоединят протон и является основанием. Таким образом, вода - типичный амфолит.
Процесс диссоциации (ионизации) вещества происходит в контакте с растворителем. При этом растворитель выполняет или функцию кислоты или основания. Например, при растворении аммиака вода – кислота
NH3+ Н2О↔ NH4++ ОН-
При растворении фторида водорода – основание
HF+ Н2О↔F-+H3O+
Если сродство к протону у растворителя больше, чем у растворенного вещества, то растворитель выступает как основание (сродство к протону Н2О больше сродства к протону HF), а если оно меньше – как кислота (сродство к протону Н2О меньше сродства к протону NH3).
Согласно протонной теории, отдавая протон, кислота превращается в основание, которое называют сопряженным этой кислоте:
(кислота)1↔(сопряженное основание)1+Н+
т.е. каждой кислоте соответствует сопряженное основание. Наоборот, основание, присоединяя протон, превращается в сопряженную кислоту:
(основание)2+Н+ ↔(сопряженная кислота)2
Например, кислоте H2SO4 соответствует сопряженное основание HSO4- , а основанию Cl- - сопряженная кислота НСl.
(кислота)1+(основание)2↔(кислота)2+(основание)1
Для краткости обратимый процесс кислотно-основного взаимодействия называют кислотно-основным равновесием.
Например:
HCl+ NH3↔ NH4++Cl-
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.
По Льюису отличительной способностью кислот и оснований является их взаимная нейтрализация путем образования ковалентной связи:
Cl3Br+: NH3↔ Cl3Br: NH3;
O3S+:OH2↔ O3S:OH2
В приведенных примерах в качестве кислоты выступают молекулы трихлорида брома и оксида серы (VI), а в качестве оснований – молекулы аммиака и воды.
Таким образом, 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.