Теоретические основы реакций кислотно-основного взаимодействия

 

Протолитическая теория Бренстеда-Лоури (1923 г.) является наиболее общей теорией кислот и оснований

Н⁺ - ион водорода (протон)

 

Кислота – частица, способная отдавать протон (донор протона)

 

Основание – частица, способная принимать протон (акцептор)

 

Амфолит – частица, способная и отдавать и принимать протон.

 

К кислотам (НА):

1. минер. кислоты Н₂СО₃, H₃PO₄, CH₃COOH …

2. положит. заряж.ионы (катионы) NH₄⁺, H₃O⁺

3. отриц.заряж. частицы (анионы) НСО₃^-, НРО₄^2-, Н₂РО₄^-

К основаниям (В):

1. электронейтральные гидроксиды металлов: КОН, NaOH, Ba(OH)₂

2. аммиак (NH₃), производные аммиака, амины –моно-, ди-,три-замещенные (RNH₂, RR^\NH, RR^\R⁰N)

3. анионы: СО₃^2-, НСО₃^-, РО₄^3-, Н₂РО₄^-, НРО₄^2-.

К амфолитам: вода, спирты (ROH), кислые и основные соли (NaHCO₃,AlOHCl₂), анионы НСО₃^-, НРО₄^2-, Н₂РО₄^-

 

Согласно теории реакции кислотно-основного взаимодействия состоят в обратимом переносе протона от кислоты НА к основанию В с образованием пары новых частиц НВ⁺ и А^-:

НА + В ↔ НВ⁺ + А^-

НВ⁺ является кислотой, сопряженной основанию В, а А^- - основанием, сопряженным кислоте НА.

 

Расчет рН водных растворов кислот, оснований, солей.

 

Для характеристики кислотности раствора, введены

рН – водородный (кислотный) показатель, рОН – гидроксильный показатель

 

рН = -lg a_H+ = -lg [Н⁺] рОН = -lg a_HO^- = -lg [НО^-]

 

При 25° С: рН + рОН = 14=pK_w – показатель ионного произведения воды. [Н⁺] = [НО^-] = 10^{-7 М, рН=рОН=7}

Соотношение концентраций ионов Н⁺ и НО^- определяет реакцию раствора

рН<7 – среда кислая, рН>7 – среда щелочная

I. Сильные кислоты: H₂SO₄, HNO₃, HCl, HBr, HI, HClO₄, HСlO₃, H₂SeO₄, HBrO₄, HBrO₃. (НА)

 

НА ® Н⁺ + А^- процесс необратимый [Н⁺] = С_НА

рН = -lg[H⁺] = -lgC_HA

С_НА – начальная концентрация кислоты.

С уменьшением концентрации кислоты рН возрастает.

 

II. Сильные основания: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, FrOH, щелочноземельные Ba(OH)₂, Ca(OH)₂, Sr(OH)₂.

KtOH ® Kt⁺ + OH^- [HO^-] = C_KtOH

pH = -lg[H⁺] = 14-(-lgOH^-) = 14 + lgC_B

pH =14 + lgC_B

C_B- начальная концентрация основания

С уменьшением концентрации основания рН уменьшается

 

III. Слабые кислоты (все кроме сильных)

рН = ½рК_НА - ½lgС_НА

К_НА – константа диссоциации кислоты, рК_НА= -lgK_HA отрицательный логарифм константы (в справочнике Лурье)

С_НА – начальная концентрация кислоты.

 

IV. Слабые основания

рН = 14 - ½рК_В + ½lgС_В

К_В -константа диссоциации слабого основания, рК_В= -lgК_В -отрицательный логарифм константы диссоциации слабого основания (справочные данные), С_В – начальная концентрация основания.

 

V. Гидрализующие соли

Соль, образована слабой кислотой и сильным основанием	Соль, образована сильной кислотой и слабым основанием
рН = 7 + ½рКНА + ½lgСсоли	рН = 7 - ½рКВ - ½lgСсоли

 

 

VI. Амфолиты

 

МеНА (NaHCO3)	Ме2НА (Na2HPO4)
рН = ½×(рК1 + рК2)	рН = ½×(рК2 + рК3)

 

рК₁, рК₂, рК₃- константы ионизации (диссоциации) кислоты по 1,2,3 ступени (даны в справочнике Лурье).

 

VII. Полипротонные кислоты (многоосновные кислоты, многокислотные основания).

Диссациируют ступенчато, каждая ступень характеризуется ступенчатой константой диссоциации и если DрК ³3, то учитывают диссоциацию только по первой ступени и расчет рН проводят по формуле для одноосновной кислоты.

 

VIII. Буферные растворы

 

Слабая кислота и её соль	Слабое основание и его соль
рН = рКНА – lg(CHA/Cсоли)	рН = 14 - рКВ + lg(CВ/Cсоли)

Буферные растворы

 

Растворы, поддерживающие определенное значение какого-либо параметра системы при изменении её состава.

Кислотно-основные буферы поддерживают постоянное значение pH при умеренном разбавлении и при добавлении к ним небольших количеств кислот или щелочей. Это свойство называется буферным действием. Буферная емкость – это предельное количество кислоты или щелочи определенной концентрации (молярной, нормальной), которое можно добавить к 1 дм3 буферного раствора, чтобы значение pH его изменилось только на единицу.

Сущность буферного действия заключается в том, что один компонент связывает ионы гидроксония (H₃O⁺), второй гидроксид ионы (HO^-) в молекулы слабого электролита. Кислотно-основные буферы представляют собой смесь кислоты и сопряженного ей основания.

 

Характеристика буферных растворов.

 

Область буферного действия DpH = рК_НА±0,5(±1) – область где он используется (работает).

 

Название буфера	Состав буфера	Область буферного действия
Формиатный	НСООН + НСООNa	DpH = 3,76±0,5(±1)
Бензоатный	C6H5COOH + C6H5COONa	DpH = 4,76±0,5(±1)
Ацетатный	CH3COOH + CH3COONa	DpH = 4,18±0,5(±1)
Аммиачный	NH3(NH4OH) + NH4Cl	DpH = 9,75±0,5(±1)
Карбонатный	Na2CO3 + NaHCO3	DpH = 10,32±0,5(±1)

Рабочие растворы в к-о титровании.

 

1. растворы сильных кислот: HCl, H₂SO₄, HClO₄ (хлорная) и др.

2. растворы сильных оснований: NaOH, KOH, Ba(OH)₂

Сначала готовят раствор приблизительно требуемой концентрации, а затем его стандартизируют по первичному стандарту (установочному веществу).

И установочные вещества

1. тетраборат натрия-бура (Na₂B₄O₇×10H₂O) и карбонат натрия Na₂CO₃.

2. щавелевая кислота (H₂C₂O₄×2H₂O), бензойная кислота, янтарная кислота, гидроталат натрия (КНС₈Н₄О₄).