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

Сила кислоты определяется ее способностью отдавать протон, т.е сильная кислота - активный донор протона. Сила основания определяется его способностью принимать протон, т.е сильное основание - активный акцептор протона.

Для удобства оценки характера водной среды используют водородный показатель pH. Это количественная характеристика кислотности среды, равная отрицательному десятичному логарифму концентрации свободных ионов водорода. pH=-lg[H+] Иногда используют гидроксильный показатель pOH. В нейтральной среде водородный показатель =7, в кислой он меньше 7 а в щелочной – больше. Для определения кислотности среды используют индикаторный или ионометрический метод.

Некоторые вещества в одних реакциях способны вступать в роли донора протона, а в других - в роли акцептора протона. Такие вещества называют амфолитами.

Типичным амфолитом является вода:

Вода взаимодействует и с кислотами, выступая в роли основания, и с основаниями, выступая в роли кислот:

Амфолитами являются также гидроксиды некоторых металлов и гидроанионы некоторых многоосновных кислот:

Амфолитами также являются соединения, молекулы которых две различные кислотно-основные группы:

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

В водных растворах кислот и оснований рН среды зависит от природы и концентрации растворенного вещества.

ИОННОЕ ПРОИЗВЕДЕНИЕ ВОДЫ. Вода является очень слабым электролитом. Ее диссоциация выглядит так: Константа последнего равновесия равна:

Отсюда:

Постоянство ионного произведения воды означает, что в любом водном растворе-нейтральном, кисломилищелочном-имеются и водородные ионы, и гидроксид-ионы.

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

Кислота Льюиса – любое хим.соединение , молекула ,ион , являющийся акцептором электронной пары и таким образом способное принимать пару электронов соединения донора (основания Льюиса ) на незаполненную орбиталь с образованием соединения аддукта .

Основание Льюиса – основанием считается любая частица (атом , молекула или анион ) способная отдавать электронную пару для образования ковалентной связи . Т.е по Льюису кислота является акцептором пары электронов , а основание -донором .

В теории Льюиса (1923 г.) на основе электронных представлений было ещё более расширено понятие кислоты и основания.

Кислота Льюиса— молекула или ион, имеющие вакантные электронные орбитали, вследствие чего они способны приниматьэлектронные пары. Это, например, ионы водорода — протоны, ионы металлов (Ag⁺, Fe³⁺), оксиды некоторых неметаллов (например, SO₃, SiO₂), ряд солей (AlCl₃), а также такие вещества как BF₃, Al₂O₃. Кислоты Льюиса, не содержащие ионов водорода, называются апротонными. Протонные кислоты рассматриваются как частный случай класса кислот.

Основание Льюиса — это молекула или ион, способные быть донором электронных пар: все анионы, аммиак и амины, вода,спирты, галогены.

Примеры химических реакций между кислотами и основаниями Льюиса:

Согласно Пирсону, жёсткие кислоты — это акцепторы электронной пары, обладающие малым размером, большим положительным зарядом, большой электроотрицательностью и низкой поляризуемостью. Молекулярная орбиталь, на которую переходит электронная пара, у жёстких кислот имеет низкую энергию. Соответственно, жёсткие основания — это доноры с аналогичными свойствами (с большим отрицательным зарядом, большой электроотрицательностью и низкой поляризуемостью). Их орбиталь, с которой отдаётся электронная пара, также имеет низкую энергию. 

Мягкие кислоты — это кислоты Льюиса с малым положительным зарядом, большим размером, низкой электроотрицательностью и высокой поляризуемостью. Мягкие основания — это основания Льюиса с теми же свойствами. Как у мягких кислот, так и у мягких оснований энергия орбиталей, участвующих в реакции высока. Поскольку такие свойства как заряд, электроотрицательность и поляризуемость изменяются плавно, существует ряд кислот и оснований Льюиса, которые занимают промежуточное положение между жёсткими и мягкими.

Жёсткость кислоты или основания означает его склонность образовывать связи преимущественно ионного характера, а мягкость кислоты или основания — склонность к образованию связей ковалентного характера.

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

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

. Реакции нейтрализации:H2CO3+H2O=HCO3+H3O кислота +основание = с.о +с.к

1)между слабыми электролитами NH3+CH3COOH=NH4+ +CH3COO-

2) слабыми и сильнымиNH3+H3O+(кислота) = NH4+ + H2O(основание)

3)сильнымиH3O(кислота)+OH=H2O+H2O

Реакции ионизации:

CH3COOH + H2O(основание) ↔ H3O+(кислота) + CH3COO-