10.В 1923 г. И. Бренстед и т. Лоури предложили общую теорию кислот и оснований.

Кислота – молекула или ион, способные отдавать катион водорода (Н⁺). Кислота – донор протонов.

HCl → H⁺ + Cl^-, NH₄⁺ → H⁺ + NH₃

Основание – молекула или ион, способные присоединять катион водорода (Н⁺). Основание – акцептор протонов.

OH^- + H⁺ → H₂O, NH₃ + H⁺ → NH₄⁺.

Кислота ↔ Н⁺ + сопр. Основание

↑___________________↑

Основание + Н⁺ ↔ сопр. кислота

↑__________________↑

Амфолиты - молекулы или ионы, способные как отдавать, так и присоединять Н⁺, а → вступает в реакции, характерные как для кислот, так и для оснований.

11.Льюис в 1925 г., теория:

Кислота – это вещество, имеющие свободные электронные орбитали и способные принять на них неподеленные элект – ронные пары (акцептор электронной пары): BCl₃, SnCl₄ AlBr₃ : ڤBF₃ + :F^-; NH₃ + H⁺ڤ

Основание - это вещество, имеющее неподеленную электронную пару, которая может быть использована для образования химической связи (донор электронной пары): NH₃, амины, пиридин, спирты, эфиры.

Т.Е возникает донорно – акцепторная связь.

Пирсон, принцип: Кислоты(основания)

↓ ↓

мягкие (м) жесткие (ж)

Принцип ЖМКО:

Жесткие кислоты образуют прочные связи с жесткими основаниями, а мягкие кислоты – с мягкими основаниями.

МО: R₂S, RSH, SCN^-, I^-, CN^-, CO, C₂H₄, H^-, R^- и другие.

ЖО: H₂O, OH^-, CH₃COO^-, ROH, R₂O, NH₃, RNH₂, F^-, Cl^-, PO₄^3-, ClO₄^-.

МК: Сu⁺, Ag⁺, Hg⁺, Hg²⁺, I₂, Br₂, CH₃Hg⁺

ЖК: H⁺, Li⁺, Na⁺, K⁺, Mg²⁺, Ca²⁺, Al³⁺, Fe³⁺, Co³⁺, BF₃^-, AlCl₃.

12. Вода – очень слабый электролит: Н₂О ↔Н⁺ + ОН^- , К_а = [H⁺][OH^-]/[H₂O] = 1,82*10^-16 при 22°С (на 5,6*10⁸ молекул – 1 диссоциирована). В 1л.: [H₂O] = 1000/18 = 55,56 м = const. К_Н2О = К_а [H₂O] = [H⁺][OH^-] = 1,82*10^-16 * 55,56 = 1*10^-14

_____

К_H2O при повышении температуры увеличивается. [H⁺] = [OH^-] = √K_H2O = 1*10^-7, pH = - lg[H⁺], pOH = - lg[OH^-],

pH + pOH = 14 .

В организме человека большое количество жидкости (≈ 60% воды). Все биожидкости имеют свою кислотность, т.е. определенный рН, изменение которого ведет к патологии, т.к. все системы (в том числе и буферные) данных растворов работают при определенном значении рН.

13. Согласно ионной теории (Оствальд), все цветные ко индикаторы представляют собой слабые органические кислоты или основания, диссоциирующие в растворе по уравнению:

HInd + H₂O ↔ H₃O⁺ + Ind^-, K_HInd = [H⁺][Ind^-]/[HInd]

окр. 1 окр. 2

ОН^-→ ← Н⁺

(свяжет Н₃О⁺) (свяжет Ind^-)

Согласно хромофорной теории, изменение окраски индикатора связано с изменением структуры их молекул, внутримолекулярной перегруппировкой, вызывается действием Н₃О⁺ и ОН ^-. Это явление обуславливается бензоидно – хиноидной тау­томерией.

Интервал между двумя значениями рН (ΔрН) в пределах которой в сравнимых количествах (от 1:10 до 10:1) существуют обе формы индикатора, происходит различимое глазом изменение цвета раствора, называется интервалом перехода окра­ски индикатора ΔрН = рК_а ± 1