Протолитические Равновесия Реферат
Протолитические Равновесия Реферат
Upload Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Аналитика для IT директора
brother.ru
₽
Конкурс по физике. Нацпроект «Наука»!
наука.национальныепроекты.рф
Диагностический центр «Хеликс»
Хеликс
ЕСТЬ ПРОТИВОПОКАЗАНИЯ. ПОСОВЕТУЙТЕСЬ С ВРАЧОМ
Понятия «кислота» и «основание» чрезвычайно широко используются как в теоретической химии, так и в прикладных областях. Кислотно-основные реакции играют большую роль в жизнедеятельности. Существует несколько теорий, с помощью которых описывают кислотно-основные реакции. Наиболее полно количественно характеризует кислотно-основные реакции протолитическая теория. В соответствии с этой теорией кислотно-основные реакции сопровождаются переносом протона. В рамках протолитической теории
Для описания реакций, сопровождающихся изменением кислотно-основных свойств реагирующих веществ, пользуются преимущественно протолитической теорией. В соответствии с положениями протолитической теории, кислота - молекула или ион - донор протонов (НВ); основание - молекула или ион - акцептор протонов (В). Молекула и ион (или два иона), отличающиеся по составу на один протон, называются сопряженной кислотно-основной парой. В водных растворах кислот и оснований всегда имеются две сопряженные пары, одну из которых образует растворитель. Равновесия, устанавливающиеся в растворах между кислотами и сопряженными основаниями, называют протолитическими. Понятия «кислота» и «основание» являются относительными, так как одни и те же объекты могут проявлять как кислотные, так и основные свойства в зависимости от партнера по равновесию.
В дальнейшем любую кислоту будем обозначать «а», а основание—«b». Обозначениям «а», «b» приписывают индекс «1» или «2», при этом у основания и кислоты одной протолитической пары индекс одинаковый. Если одну из протолитических пар образует вода, то ей присваивается индекс «2»; в остальных случаях нумерация произвольная.
К протолитическим реакциям относятся
1) процессы ионизации кислот и оснований, например ионизация слабой кислоты (CH3COOH) и слабого основания (NH3) в водном растворе
Сила кислот определяется их способностью отдавать протон, а оснований — принимать его. Мерой этой способности служат, соответственно, константа кислотности Kа и константа основности Kb.
В водном растворе для произвольной кислоты НВ функцию основания выполняет вода:
Константа равновесия в этом случае будет иметь следующий вид:
Величины констант кислотности приведены в таблице. Чем больше константа кислотности, тем сильнее кислота. Например, уксусная кислота сильнее, чем фенол, т.к. Ka(CH3COOH) = 1,74·10-5; Ka(C6H5OH) = 1·10-10.
Для произвольного основания В в водном растворе функцию кислоты выполняет вода:
Выражение для константы основности Kb:
Константы кислотности и основности в сопряженной паре для водного раствора связаны между собой:
Следовательно, чем сильнее кислота, тем слабее сопряженное ей основание, и наоборот. Так, феноксид-ион С6H5O- – более сильное основание, чем ацетат-ион CH3COO-.
Для удобства расчетов и записи часто пользуются не самими константами, а их показателями, т. е. десятичными логарифмами, взятыми со знаком минус: pKa = -lg Ka; рКb= -1g Kb.
Величины рКа и pKb называют силовыми показателями.
Например, pKa(CH3COOH) = - lg Ka(CH3COOH) = -lg1,74·10-5 = 4,76.
Чем больше величина рКа, тем слабее кислота.
При 298 К в водном растворе сумма силовых показателей кислоты и основания равна 14:
Для многоосновных кислот Kа определяется по каждой ступени ионизации.
Ka(H3PO4)III = ———————— = 4,6·10-13
Заметим, что константа кислотности фосфорной кислоты по второй ступени может трактоваться как константа кислотности дигидрофосфат-иона, а константа кислотности по третьей ступени - как константа кислотности гидрофосфат-иона, т.е
Ka(H3PO4)II = Ka(H2PO4-); Ka(H3PO4)III = Ka(HPO42-);
(I-III) H3PO4 + 3H2O 3H3O+ + PO43-
рассчитывается, как обычно рассчитывается константа последовательного процесса (по уравнению 2.14):
Ka(H3PO4) I-III = Ka(H3PO4)I·Ka(H3PO4)II·Ka(H3PO4)III = 7,2·10-3·6,2·10-8·4,6·10-13 = 2,1·10-22.
Обратим внимание, что дигидросфат-ион в реакции(I) выполняет функцию основания, а в реакции (II) – кислоты. Аналогично гидросфат-ион в реакции(II) - основание, а в реакции (III) – кислота.
Частицы, способные к взаимодействию как с кислотами, так и с основаниями, называются амфолитами.
Типичным примером амфолитов являются аминокислоты. На примере глицина:
+NH3CH2COO- + OH- NH2CH2COO- + H2O
+NH3CH2COO- + H3O+ +NH3CH2COOH + H2O
К протолитическим процессам относятся также реакции нейтрализации. Например, между двумя слабыми электролитами: (CH3COOH и NH3)
и сильными электролитами (HCl и NaOH)
Выведем выражение для константы равновесия реакции нейтрализации на примере реакции между аммиаком и уксусной кислотой. В соответствии с уравнением
Умножим и числитель, и знаменатель на одну и ту же величину – концентрацию ионов гидроксония:
В полученном выражении можно выявить константы кислотности уксусной кислоты и константы кислотности иона аммония:
Таким образом, константу равновесия реакции нейтрализации можно выразить не только через равновесные концентрации веществ и ионов, но и через константы кислотности:
В общем случае выражение для константы реакции нейтрализации, как и для любого другого типа протолитического взаимодействия можно получить, разделив константу кислотности вещества, стоящего в левой части уравнения, на константу кислотности вещества, стоящего в правой части уравнения.
К протолитическим реакциям относится также ионный гидролиз. Из элементарного курса химии известно, что соли, образованные сильными основаниями и слабыми кислотами, гидролизуются по аниону, в результате чего реакция раствора становится щелочной. Например, в водном растворе солей уксусной кислоты (калия, натрия, кальция, бария) протекает обратимый процесс:
В соответствии с приведенным выше правилом для выражения константы равновесия протолитического процесса константу гидролиза Kh следует записать так:
Из данного выражения очевидно, что чем слабее кислота, тем полнее протекает гидролиз и, следовательно, более щелочной будет реакция среды. Например, раствор ацетата калия имеет более щелочную реакцию среды, чем раствор формиата калия той же молярной концентрации.
Соли, образованные слабыми основаниями и сильными кислотами, гидролизуются по катиону, в результате чего реакция раствора становится кислой. Например, в водном растворе солей аммония (хлорида, нитрата, сульфата) протекает обратимый процесс:
Чем слабее основание, тем полнее протекает гидролиз и, следовательно, более кислой будет реакция среды.
Ионы, образующиеся в результате частичной ионизации полипротонных кислот, могут реагировать с водой двояко. Рассмотрим это на примере дигидрофосфат-иона.
Как уже указывалось, дигидрофосфат-ион способен к кислотной ионизации:
H2PO4- + H2O H3O+ + HPO42- ; Ka(H2PO4-) = 6,2·10-8
С другой стороны, дигидрофосфат-ион может вступать с водой в реакцию гидролиза:
H2PO4- + H2O H3PO4 + OH- ; Kh(H2PO4-) = Kw:Ka(H3PO4) = 1·10-14: 7,2·10-3 = 1,4·10-12
Сравнение полученных констант (Ka > Kh) показывает, что в растворе дигидрофосфата натрия должен преобладать процесс кислотной ионизации, т.е. раствор должен быть кислым, что подтверждается экспериментально.
Обратимся теперь к процессам, протекающим между гидрофосфат-ионом и водой.
Кислотная ионизация: HPO42- + H2O H3O+ + PO43- ; Ka(HPO42-) = 4,6·10-13
Гидролиз: HPO42- + H2O H2PO4- + OH- ; Kh(HPO42-) = Kw:Ka(H2PO4-) = 1·10-14: 6,2·10-8 = 1,6·10-7
Поскольку Kh > Ka , очевидно, что преобладающим является процесс гидролиза, в результате чего раствор гидрофосфата натрия имеет щелочную реакцию среды.
Все приведенные примеры показывают, что протолитические равновесия смещены в сторону образования более слабых кислот и оснований. Таким образом, протолитическое равновесие можно рассматривать как конкуренцию различных по силе оснований за протон.
Так, более сильные кислоты вытесняют менее сильные электролиты из их солей, например вытеснение фенола из феноксида натрия действием уксусной кислоты:
CH3COOH + C6H5O- CH3COO- + C6H5OH
Если в растворе существует несколько кислот, то наиболее сильная кислота подавляет ионизацию слабых кислот. Например, соляная кислота, находящаяся в желудочном соке, подавляет ионизацию уксусной кислоты (поступающей с пищей) или ацетилсалициловой кислоты (лекарственное вещество). Это явление, характерное и для других видов равновесий с участием ионов, получило название эффект общего иона.
Расчет рН водных растворов кислот, оснований и солей
Для сильных кислот можно считать, что степень ионизации их в разбавленных растворах равна 1, и тогда для одноосновных кислот с(Н3O+) = с(НВ);
Для сильных однокислотных оснований в разбавленных растворах рОН = -lg c(B), следовательно:
При расчете рН растворов слабых кислот и оснований необходимо учитывать степень их ионизации.
Водные растворы солей, образованных только сильными электролитами, имеют pH 7. Водные растворы солей, образованных слабыми кислотами и сильными основаниями, имеют щелочную среду. Расчет рН раствора соли, гидролизующейся по аниону, проводят по формуле:
где c(B-) - концентрация аниона, численно равная или кратная концентрации соли.
Водные растворы солей, образованных сильными кислотами и слабыми основаниями, имеют кислую среду. Расчет рН раствора соли, гидролизующейся по катиону, проводят по формуле:
где c(HB+) - концентрация катиона, в том числе и гидратированного иона металла.
Большинство реакций в организме протекает при строго контролируемых значениях рН. Поддержание на заданном уровне кислотно-основного равновесия обеспечивается на молекулярном уровне действием буферных систем.
Буферная система — это равновесная система, способная поддерживать примерно на постоянном уровне какой-либо параметр при определенных внешних воздействиях. Протолитические буферные системы поддерживают постоянство рН при добавлении небольших количеств кислот и оснований. Протолитические буферные системы состоят из слабой кислоты и сопряженного с ней основания (1-й тип, например, ацетатная буферная система, состоящая из уксусной кислоты и ацетата щелочного металла) или слабого основания и сопряженной с ним кислоты (2-й тип, например, аммиачная буферная система, состоящая из аммиака и соли аммония с сильной кислотой).
Раствор, содержащий одну или несколько буферных систем, называется буферным раствором. Буферные растворы можно приготовить двумя способами:
1) частичной нейтрализацией слабого электролита сильным:
СН3СООН (избыток) + NaOH; NH3 (избыток) + НС1;
2) смешиванием растворов слабых электролитов с их солями (или двух солей):
СН3СООН и NaСН3СОО; NH3 и NH4Cl; NaH2РO4 и Nа2НРO4.
Буферные растворы имеют две главные количественные характеристики - рН и буферную емкость . При выборе буферного раствора для проведения анализа или эксперимента руководствуются необходимой величиной рН среды и способностью ее сохранять это значение рН при внесении кислот или оснований. Если раствор содержит только одну буферную систему, то для расчета рН и следует использовать отношение а и сумму с концентраций компонентов буферной системы НВ/В (знаки зарядов частиц НВ и В для разных типов систем разные):
Тогда рН раствора, содержащего буферную систему, определяется уравнением
Для ацетатного буфера c(B) = с(NaCН3СОО); с(HB) = с(СН3СООН); для аммиачного буфера c(B) = с(NН3); с(HB) = с(NН4С1). Для фосфатного буфера, состоящего из кислых солей фосфорной кислоты, с(B) = с(НРО42-); с(HB) = с(Н2РO4-).
Буферная емкость определяется как производная количества вещества сильной кислоты или щелочи, добавленных к 1 л буферного раствора, по изменению рН:
Понятно, что чем больше количество кислоты или щелочи, вызывающих одно и то же изменение рН, тем больше буферная емкость. Буферная емкость зависит не только от отношения концентраций компонентов буферной системы, но и от их общей концентрации:
Буферная емкость максимальна при a = 1. При малых значениях п буферная емкость одинакова как при добавлении кислоты, так и щелочи. Практически к тем или иным растворам могут добавляться значительные количества кислоты или щелочи. Тогда буферную емкость следует осмыслить как количество вещества кислоты (емкость по кислоте a) или щелочи (емкость по основанию b), вызывающее понижение/повышение рН на единицу. Буферные емкости а и b - не равные друг другу величины, определяемые уравнениями
Если а превышает 1, то а еще продолжает возрастать до а = 3,16. Если а меньше 1, то b продолжает возрастать до a = 0,316. Если величина a меньше 0,1 или больше 10, то величины , а и b быстро падают, и раствор практически утрачивает буферное действие. Этим определяется зона буферного действия. Для растворов неизвестного состава буферные емкости a и b определяют титрованием, и проводят расчет по формуле
где с(1/zТ) — молярная концентрация эквивалента титранта (НС1 или КОН); V(T) - объем титранта; рН— изменение рН буферного раствора в процессе титрования; V - объем буферного раствора, взятого для анализа.
Буферная емкость будет тем больше, чем больше суммарная концентрация компонентов буферного раствора при постоянном соотношении их концентраций. При одинаковой суммарной концентрации буферная емкость больше у того раствора, у которого соотношение концентраций приближается к 1; максимальная буферная емкость будет при соотношении сb/сa = 1.
Главными буферными системами организма являются гидрокарбонатная (CO2 + H2CO3/ NaHCO3) , гемоглобиновая (протонированные и депротонированные формы гемоглобина и оксигемоглобина), прочие белковые системы, действующие преимущественно в плазме, фосфатные системы (H2PO4-/HPO42-, а также включающие и органические фосфаты).
Перед решением задач рекомендуется уяснить следующие основные понятия темы:
1) протолитическая теория, гидролиз солей;
2) водородный показатель (рН среды);
3) степень ионизации, константы ионизации;
1) рН водных растворов кислот, оснований, солей;
1) при 25 оС в кислой среде рН < 7, в щелочной среде рН >7, в нейтральной среде рН = 7;
3) в уравнении для расчета рН буферного раствора под знаком логарифма могут стоять отношения:
сосн осн с осн исх Vосн исх m осн M кисл
скисл кисл с кисл исх V кисл исх M осм m кисл
4) буферную емкость по кислоте определяют по содержанию количества вещества основания буферного раствора, буферную емкость по основанию – по содержанию количества вещества кислоты буферного раствора.
Поможем написать работу на аналогичную тему
Протолитические равновесия и процессы
Протолитические равновесия и процессы
Протолитические равновесия и процессы
Получить выполненную работу или консультацию специалиста по вашему учебному проекту
09.02.2015
36.67 Mб
27
Методичка по химии.pdf
Протолитические равновесия тиофлуоресцеина...
Лекция 2. Протолитическое равновесие | СТУДЕНТОРИЙ
3.2 Протолитические равновесия в воде
Реферат : "Протолитическое равновесие. Ионное произведение..."
Протолитические равновесия и процессы
Написать Сочинение На Тему Профессия Моей Мечты
Сочинение 9.3 Милосердие По Тексту Шмелева
Принципы Избирательного Права Реферат
4 Огэ Русский Сочинение
Мади Темы Дипломных Работ