Протолитическое равновесие в водных и неводных растворах презентация

(протолитическую)
теорию кислот и оснований,
согласно которой кислота – это атом, молекула или ион, способные отдавать протон водорода (Н+), донор протонов, а основание - это атом, молекула или ион, способные принимать протон водорода, акцептор (Н+) протонов.

лишь в присутствии кислот. От кислоты к основанию переходит Н+ - такие реакции называются протолитическими, а равновесия в системе с переносом Н+ называются протолитические равновесия.

Н+

СН3СООН + Н2О ↔ СН3СОО- + Н3О+
кислота основание с.о с.к

основания (NH3, H2O, C2H5OH)
Катионные: кислоты (NH4+, H3O+,)
основания(-NH3+, =NH2+)
Анионные: кислоты (HSO4-, H2PO4-)
основания (Cl-, СН3СОО-, ОН-)

ОН- + Н3О+
к о с.о. с.к.
 СН3СООН+СН3СООН↔СН3СОО-+СН3СООН2+
к о с.о с.к
ацетат ион ион ацетония

НСN + Н2О ↔ Н3О+ + СN-
к о с.к с.о
NH3 + Н2О ↔ NH4+ + ОН-
о к с.к с.о
 

Реакции нейтрализации
ОН- + Н3О+↔ Н2O + Н2O
о к с.к с.о
Реакции гидролиза:
NH4+ + Н2O ↔ NH3 + Н3О+
к о с.о с.к
СН3СОО- + Н2O ↔ СН3СООН + ОН-
о к с.к с.о

и в других растворителях, например в жидком аммиаке:
СН3СООН + NH3 ↔ СН3СОО- + NH4+
к о с.о с.к
в безводном НF: 
С2Н5ОН + НF ↔ С2Н5ОН2+ + F-
о к с.к с.о
Недостаток теории Брендстеда-Лоури: не применима к веществам, не содержащим Н+(галогенидам бора, алюминия, кремния, олова).

кислот и оснований Льюиса, согласно которой:
Кислота - вещество, принимающее электронные пары - акцептор электронов;
Основание - вещество, поставляющее электроны для образования химической связи - донор электронов. Взаимодействие между ними заключается в образовании химической донорно-акцепторной связи.
А↑↓ + В ↔ А↑↓В
основ кисл
ОН-↑↓ + Н+ ↔ НО↑↓Н

Н \
Н - N: + НCI → Н - N : НCI
Н / Н /
  основ. кислота
Н3С \
Н3С - N : + BCI3 → (Н3С)3N: BCI3
Н3С /
основ. кислота
Теория Льюиса рассматривает разные химические процессы: реакцию нейтрализации, взаимодействия аминов с галогенами бора, комплексообразование.

кислотам Льюиса: галогениды бора, алюминия, кремния, олова.
Рассмотренные теории ионизации кислот и оснований не противоречат, а дополняют друг друга и имеют глубокую внутреннюю связь.

себя как амфолит, согласно теории Бренстера-Лоури
Н2O+Н2O↔Н3О++ОН- + 56,5КДж/моль
Кравн= [Н3О+] ⋅ [ОН-] / [Н2O]2 = 1,8 ⋅ 10-16 моль/л
Н2O-слабый электролит, поэтому [Н2O] = const
Кравн[Н2O]= [Н3О+] ⋅ [ОН-] – закон действующих масс
Ионное произведение:
К(Н2O) = Кw= [Н3О+] ⋅ [ОН-]
где К(Н2O) - const (константа автопротолиза)
К(Н2O) = 1·10-14

[Н3О+] = [ОН-] = 1·10-7
- раствор нейтральный
В присутствии посторонних электролитов это равенство не соблюдается, а
[Н3О+] и [ОН-] можно рассчитать:
[Н3О+] = К(Н2O)/[ОН-];
[ОН-] = К(Н2O) /[Н3О+]
Если [Н3О+] > [ОН-], то реакция среды в растворе кислая [Н3О+] >1⋅10-7, а для случая, когда[Н3О+] < [ОН-]
щелочная [Н3О+] < 1⋅10-7

- lg[ОН-]-гидроксильный показатель
т.к. К(Н2O) = 1∙10-14
Прологарифмируем и умножим на -1:
- lg К(Н2O) = - lg[Н3О+] – lg[ОН-]
- lg 1⋅10-14 = - lg[Н3О+] - lg[ОН-]
14 = pH + pOH
рН определяют с помощью индикаторов, более точное определение с помощью потенциометров.
рН < 7 (среда кислая),
рН > 7 (среда щелочная), рН = 7 (среда нейтральная)

зависит от концентрации кислоты и основания:
[Н+] = C(1/z кислоты)
[ОН-] = C(1/z основания)
Например, рассчитать рН 0,1 моль/л р-ра НСl:
[Н+] = C(НСl) = 0,1 моль/л рН = - lg 0,1 = 1
рОН = 14 – рН = 14 – 1 = 13
Рассчитать рН 0,01 моль/л р-ра NаОН:
[ОН-] = C(NаОН) = 0,01 моль/л
рОН = - lg 0,01 = 2
рН = 14 – рОН = 14 – 2 = 12

Н2О ↔ А- + Н3О+
-lg[Н3О+]= -1/2·lgК(НА)- 1/2·lgC(1/zНА)
рН = 1/2·рК(НА) - 1/2·lgC(НА)
Например, чему равен водородный показатель 0,1моль/л р-ра НСN?
рН = 1/2·рК(НСN) - 1/2·lgC(НСN)
рН = 1/2·9,3 - 1/2·lg 0,1 =
4,65 + 0,5 = 5,15

= 1/2рК(В)- 1/2lgC(1/z В)
рН = 14 - рОН
рН = 14 - 1/2рК(В) + 1/2lgC(1/z В)
Например, чему равен водородный показатель 0,01моль/л р-ра гидроксида аммония?
NН3 + Н2О ↔ NН4ОН + ОН-
рН = 14 - 1/2рК(NН3) + 1/2lg C(NН3)
рН = 14 - 1/2·4,76 + 1/2lg 0,01 =
14 – 2,38 – 1 = 10,62

рН при добавлении к ним небольших количеств сильных кислот и оснований, а также при разбавлении. Свойство растворов сохранять определенное значение рН называется буферным действием. К буферам 1 типа относятся протолитические системы растворов слабых кислот и их солей с сильными основаниями или, смеси растворов солей многоосновных кислот различной степени замещения.

СН3СООNa
ацетатная, рН=4,7
Na2НРО4 + NaН2РО4
фосфатная, рН=6,6
Н2СО3 + NaНСО3
карбонатная, рН=6,4

солей с сильными кислотами. Например,
NН4ОН + NН4Cl
аммиачная, рН=9,25 (при молярном соотношении 1:1)
Буферным действием могут обладать растворы, состоящие из анионов разных слабых кислот, например, фосфат-цитратный буфер
Na2НРО4 - С6Н8О7

количеств сильной кислоты или сильного основания основана на том, что одна составная часть буферной системы может взаимодействовать с ионами (Н3О+) добавляемой кислоты, а другая с ионами (ОН-) прибавляемого основания. Вследствие этого буферная система способна сохранить постоянство величины рН.

кислоту (НCl;Н2SО4), то произойдет реакция между ацетат ионами и ионом гидроксония кислоты, что можно выразить уравнением:
СН3СООNa + НСl → СН3СООН + NaCl
СН3СОО- + Н3О+ → СН3СООН + Н2О
Сильная хлороводородная кислота замещается слабой уксусной кислотой, посылающей в раствор ничтожно малое количество ионов гидроксония.

реакция нейтрализации уксусной кислоты сильным основанием:
СН3СООН+NaОН→СН3СООNa+Н2О СН3СООН+ОН- → СН3СОО-+ Н2О
В аммиачной буферной системе протекают следующие реакции:
NН4ОН + НСl → NН4Сl + Н2О
NН4Сl + KОН → NН4ОН + КCl

путём взаимодействия буфера как с кислотой, так и с основанием. Действие буферных систем в организме направлено преимущественно на нейтрализацию образующихся кислот.
Н+ + буфер- <==> Н-буфер
В организме одновременно существует несколько различных буферных систем. В функциональном плане их можно разделить на бикарбонатную и небикарбонатную. Небикарбонатная буферная система включает гемоглобин, различные белки и фосфаты. Она наиболее активно действует в крови и внутри клеток.

тканях.

эквивалентно 2,0 - 3,0 литрам концентрированной хлороводородной кислоты. Тем не менее, благодаря наличию буферных систем организма неравномерно распределенных между эритроцитами и плазмой крови, рН крови остается постоянным (7,4±0,04).
При смещении рН крови в кислую сторону от нормы, возникает – АЦИДОЗ, а в щелочную – АЛКАЛОЗ. Ацидоз возникает вследствие: голодания, сахарного диабета, при шоке при почечной недостаточности, при заболеваниях легких (пневмония, отек легких), при отравлении наркотиками и транквилизаторами.

при ацидозах назначают 4 % раствор гидрокарбоната натрия внутривенно. При алкалозе 5% раствор аскорбиновой кислоты.
Сохранение постоянства рН обеспечивается наличием мощных буферных систем. Наиболее мощными буферными системами крови являются: гемоглобиновая буферная система, составляющая 75% всей буферной емкости крови, также фосфатная, карбонатная, белковая.