Силикаты определяют в виде кремниевой кислоты

SiO₃^2–+2HOH ↔ H₂SiO₃↓+2OH^–. Для усиления гидролиза добавляют кислоту и NH₄Cl и нагревают.

3. Регулирование кислотности и щелочности р-ров. (Для увеличения pH добавляют CH₃COONa, для уменьшения – NH₄Cl).

Теории кислот и оснований

Классическое понятие кислот и оснований было введено Аррениусом. Кислоты – вещества, при диссоциации (ионизации) молекул которых в воде образуются катионы водорода Н⁺ (H₂SO₄). Основания – вещества, при диссоциации молекул которых в воде образуются гидроксил анионы ОН^–(NaOH). Реакция нейтрализации сводится к образованию молекул (растворителя) воды.

С накоплением экспериментального материала было установлено, что некоторые вещества, например, соли проявляют кислотные или основные свойства, а в реакции нейтрализации не образуются молекулы растворителя. Наиболее ярко это проявляется в неводных растворителях. Например, NH₄Cl в жидком аммиаке ведет себя как кислота; мочевина в жидком аммиаке – кислота, а в безводной уксусной кислоте – основание; HNO₃ в жидком HF и безводной H₂SO₄ – основание.

В связи с этим Brönsted и Lowry предложили (1923) протолитическую теорию (теорию переноса протона) кислот и оснований: кислоты – вещества (или ионы), способные отдавать протоны (доноры протонов); основания – вещества (или ионы), способные принимать, получать протоны (акцепторы протонов). Кислоты делят на нейтральные, катионные и анионные. Каждая кислота имеет сопряженное основание и наоборот. Пару кислота-основание называют сопряженной парой.

А(кислота) ↔ Н⁺ + В(основание).

Реакция нейтрализации сводится к образованию новых кислот и основания.

А₁ + В₂ ↔ В₁ + А₂

Вещества, способные как отдавать, так и принимать протоны называются амфипротонные, например, Н₂О, NH₃. Они одновременно являются и кислотами, и основаниями.

Электронная теория кислот и оснований предложена Lewis. Кислоты – вещества (или ионы) способные принимать свободную пару электронов. Например, у атома алюминия в возбужденном состоянии электронная конфигурация:

₁₃Al[Ne] 3s¹3p² ↑↑↑ _.

3s 3p

Три гибридные sp² орбитали могут участвовать в образовании ковалентных связей, например, с атомами хлора, как в AlCl₃. Свободная 3p орбиталь может быть использована для образования ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму.

Основание ‑ вещества (или ионы), способные отдавать свободную пару электронов (NH₃).

Примеры кислот и оснований по различным теориям приведены в табл.5.

Таблица 5

Автор	Кислота	Основание
Arrhenius	H2SO4↔H^+ + HSO4^–	NaOH ↔OH^– + Na^+
Brönsted, Lowry	HCl Нейтральные CH3COOH кислоты H2O H3O^+ Катионные NH4^+ кислоты [Al(H2O)6]^3+ Анионные HCO3^− кислоты H2PO4^−	↔ H^+ + ↔ H^++ ↔ H^++   ↔ H^++ ↔ H^++ ↔ H^++   ↔ H^+ + ↔ H^+ +	Cl^− CH3COO^– OH^–   H2O NH3 [Al(H2O)5OH]^2+   CO3^2− HPO4^2−
Lewis	F F B F Cl Al Cl Cl	H H N:   H

Буферные системы

Buffer в буквальном переводе означает нечто, что уменьшает воздействие на систему внешней силы. В отношении растворов − это системы, способные сохранять, примерно, постоянную концентрацию ионов H⁺ при добавлении небольших количеств кислоты или щелочи, а также при разбавлении.

Такими буферирующими свойствами обладают смеси:

1. Cлабая кислота + ee соль сильного основания, например,

СН₃СООН + СН₃СООNa − ацетатный буфер (рН ~ 5);

2. Слабое основание + его соль сильной кислоты, например,

NH₃ ^. H₂O + NH₄Cl − аммиачный буфер (рН ~ 9);

3. Смесь двух кислых разнозамещенных солей многоосновной кислоты, например, Na₂HPO₄ + KH₂PO₄ − фосфатный буфер (рН ~ 7);

4. Индивидуальная соль, например,

Na₂B₄O₇ ^. 10H₂O, рН~9;

5. Концентрированные растворы сильных кислот и щелочей.

Рассмотрим более подробно ацетатный буфер: уксусная кислота – слабый электпролит, ацетат натрия (соль) – сильный электролит.

СН₃СООН ↔ СН₃СОО⁻ + Н⁺,

СН₃СООNa → СН₃СОО⁻ + Na⁺.

Напишем выражение для константы ионизации слабой кислоты K_ia и учтем, что в смеси концентрация ацетат аниона практически равна концентрации соли с_s, а концентрация непроионизировавших молекул – концентрации кислоты c_a

.

Выразим [H⁺] и pH:

, .

Из полученного уравнения Henderson-Hasselbalch следует, что pH такой буферной смеси определяется значением pK_ia и соотношением концентраций соли и кислоты. Если c_s=c_a, то pH = pK_ia и для ацетатного буфера pH = 4,76.

Рассуждая аналогично, получим для аммиачного буфера:

, ,

где K_ib и c_b – константа ионизации и концентрация слабого основания смеси соответственно. Если c_s=c_b, то pH=14− pK_ib и для аммиачного буфера pH=14−4,75=9,25.