Протолитическая теория кислот и оснований

Июль 30, 2022

Главная
Химия
Протолитическая теория кислот и оснований

Содержание

2. Теория Аррениуса Кислота: HCI ⮀ H+ + CI- Основание: NaOH ⮀ Na+ + OH- Амфолит: H2O
3. Несоответствие теории Аррениуса CaO + CO2 = CaCO3 HCI(г) + NH3 = NH4CI CH3COOH + H2O
4. Протолитическая теория Определение кислоты и основания включает в себя молекулы и ионы, способные принимать и отдавать
5. Классификация кислот Нейтральные кислоты (HCI, HNO3, CH3COOH, H2SO4, H3PO4) HCI → H+ + CI- Анионные кислоты
6. Классификация оснований Нейтральные (NH3, H2O, C2H5OH) NH3 + H+ → NH4+ H2O + H+ → H3O+
7. Сопряженная протолитическая пара HCI + NH3 = CI- + NH4+ HCI – кислота CI- - сопряженное
8. Роль растворителя Растворитель влияет на проявление кислотных и основных свойств Протогенный (вода, спирты, уксусная, серная кислоты,
9. В уксусной кислоте как в растворителе: HCIO4 HBr HCI слабые кислоты H2SO4 HNO3 В жидком аммиаке:
10. Протолитические реакции Диссоциации Нейтрализации Гидролиза
11. Диссоциация воды Диссоциация воды H2O ⮀ H3O+ + OH- 2H2O ⮀ H+ + OH- В состоянии
12. Ионное произведение воды Величина постоянная для растворов кислот, оснований и солей при постоянной температуре Концентрации [H+]
13. Водородный показатель рН = - lg [H+] Если [H+] = 1⋅10-5; рН = -lg 10-5 =
14. Кислотность Активная – концентрация ионов водорода в растворе CH3COOH ⮀ H+ + CH3COO- Потенциальная – концентрация
15. Значения рН различных сред организма
16. Роль активной реакции среды Определяет активность ферментов Действие клеточных мембран Устойчивость коллоидных растворов организма Определение рН
17. Методы определения рН Колориметрический – основан на изменении цвета раствора в зависимости от реакции среды. При
18. Индикаторы Сложные органические вещества, которые в химическом плане представляют собой слабые кислоты или основания и обладают
19. Теория Оствальда HInd – индикатор-кислота IndOH – индикатор-основание HInd ⮀ H+ + Ind- IndOH ⮀ OH-
20. Изменение окраски индикатора Метилрот Кислота H+: HInd ← H+ + Ind- красная Основание OH-: HInd →
21. Диссоциация индикатора Индикаторы – слабые электролиты [H+][Ind-] Кд = ------------- [HInd] [HInd] [H+] = Кд------------ [Ind-]
22. Значение точек перехода различных индикаторов
23. Зона перемены окраски индикатора Та область значений рН, в которой происходит различимое глазом изменение цвета индикатора
24. Универсальный индикатор Смеси различных индикаторов с разными, но примыкающими друг к другу или перекрывающими зонами перемены
25. Безбуферный метод определения рН (метод Михаэлиса) Основан на использовании набора одноцветных индикаторов нитрофенолового ряда. Окраска исследуемого
26. Буферный метод определения рН Основан на сравнении окраски индикатора в исследуемом растворе с цветной шкалой, получаемой
28. Скачать презентацию

Слайд 2

Теория Аррениуса
Кислота: HCI ⮀ H+ + CI-
Основание: NaOH ⮀ Na+ +

OH-
Амфолит: H2O ⮀ H+ + OH-
Zn(OH)2 + 2HCI = ZnCI2 + 2H2O
Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2[Zn(OH)4]

Слайд 3

Несоответствие теории Аррениуса
CaO + CO2 = CaCO3
HCI(г) + NH3 = NH4CI
CH3COOH

+ H2O ⮀ CH3COO- + H3O+
CH3COOH + HF ⮀ CH3COOH2+ + F-

Слайд 4

Протолитическая теория
Определение кислоты и основания включает в себя молекулы и ионы,

способные принимать и отдавать H+
Кислота – донор протонов
Основание – акцептор протонов
Амфолит – донор и акцептор протонов

Слайд 5

Классификация кислот
Нейтральные кислоты (HCI, HNO3, CH3COOH, H2SO4, H3PO4)
HCI → H+ +

CI-
Анионные кислоты (HSO4-, H2PO4-)
H2PO4- → + HPO42-
Катионные кислоты (NH4+, H3O+)
NH4+ → NH3 + H+

Слайд 6

Классификация оснований
Нейтральные (NH3, H2O, C2H5OH)
NH3 + H+ → NH4+
H2O + H+

→ H3O+
Анионные (CI-, CH3COO-, OH-)
OH- + H+ → H2O
CI- + H+ → HCI
Катионные (катион гидразина)
NH2 – NH3+ + H+ → NH3+ – NH3+

Слайд 7

Сопряженная протолитическая пара
HCI + NH3 = CI- + NH4+
HCI – кислота
CI-

- сопряженное основание;
NH3 – основание
NH4+ - сопряженная кислота

Слайд 8

Роль растворителя
Растворитель влияет на проявление кислотных и основных свойств
Протогенный (вода, спирты,

уксусная, серная кислоты, жидкий хлористый водород)
Протофильный (вода, спирты, жидкий аммиак, амины)
Апротонный (бензол, толуол, CCI4, дихлорэтан)

Слайд 9

В уксусной кислоте как в растворителе:
HCIO4
HBr
HCI слабые кислоты
H2SO4
HNO3
В жидком аммиаке:
CH3COOH
H2S

сильные кислоты
HF

Слайд 10

Протолитические реакции
Диссоциации
Нейтрализации
Гидролиза

Слайд 11

Диссоциация воды
Диссоциация воды
H2O ⮀ H3O+ + OH-
2H2O ⮀ H+ + OH-
В

состоянии равновесия
[H+][OH-]
КД(H2O) = --------------
[H2O]
КД(H2O) = 1,8⋅10-16

[H+][OH-] = =КД(H2O)⋅[H2O]
1000
CM(H2O) = ------ = 55,6
18
[H+][OH-] =
= 1,8⋅10-16 ⋅55,6 =1⋅10-14

Слайд 12

Ионное произведение воды
Величина постоянная для растворов кислот, оснований и солей при

постоянной температуре
Концентрации [H+] и [OH-] – сопряженные величины
Активная реакция среды выражается концентрацией [H+]
Кислота: [H+] > [OH-] > 1⋅10-7 (10-6, 10-5)
Основание: [H+] < [OH-] < 1⋅10-7 (10-8, 10-9)

Слайд 13

Водородный показатель
рН = - lg [H+]
Если [H+] = 1⋅10-5; рН =

-lg 10-5 = 5
[OH-] = 1⋅10-9; рOH = -lg 10-9 = 9
Величины рН и рOH являются сопряженными и в сумме составляют всегда 14. Значения рН могут колебаться от 0 до 14:
0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
--------- ------- --------- ---------------
сильно кислая слабо кислая слабо щелочная сильно щелочная
рН – количественная мера активной реакции среды

Слайд 14

Кислотность
Активная – концентрация ионов водорода в растворе
CH3COOH ⮀ H+ + CH3COO-
Потенциальная

– концентрация нераспавшихся молекул кислоты
Общая – исходная концентрация или сумма распавшихся и нераспавшихся молекул

Слайд 15

Значения рН различных сред организма

Слайд 16

Роль активной реакции среды
Определяет активность ферментов
Действие клеточных мембран
Устойчивость коллоидных растворов организма
Определение

рН необходимо для изучения функционального состояния организма, в лабораторной практике, в технологических процессах, в производстве медикаментов, пищевых продуктов

Слайд 17

Методы определения рН
Колориметрический – основан на изменении цвета раствора в зависимости

от реакции среды. При этом используются кислотно-основные индикаторы (обладает невысокой точностью)
Электрометрический (потенциометрический) – основан на измерении электродных потенциалов

Слайд 18

Индикаторы
Сложные органические вещества, которые в химическом плане представляют собой слабые кислоты

или основания и обладают способностью изменять свою окраску в зависимости от реакции среды
Одноцветные (фенолфталеин)
Двухцветные (лакмус, метиловый оранжевый, метилрот)

Слайд 19

Теория Оствальда
HInd – индикатор-кислота
IndOH – индикатор-основание
HInd ⮀ H+ + Ind-
IndOH ⮀

OH- + Ind+

Слайд 20

Изменение окраски индикатора
Метилрот
Кислота H+: HInd ← H+ + Ind- красная
Основание OH-:

HInd → H+ + Ind- желтая
Изменяя реакцию среды, можно влиять на процесс диссоциации и менять соотношение разноокрашенных частиц

Слайд 21

Диссоциация индикатора
Индикаторы – слабые электролиты
[H+][Ind-]
Кд = -------------
[HInd]
[HInd]
[H+] = Кд------------
[Ind-]
При

[HInd] = [Ind-] – окраска промежуточная, оранжевая

[HInd]
-------- = 1, и тогда
[Ind-]
[H+] = Кд;
-lg[H+] = -lgКд
рН = рК
То значение рН, при котором количества недиссоциированных молекул равны – точка перехода индикатора (рК)

Слайд 22

Значение точек перехода различных индикаторов

Слайд 23

Зона перемены окраски индикатора
Та область значений рН, в которой происходит различимое

глазом изменение цвета индикатора
Чем уже эта зона, тем чувствительнее индикатор, тем точнее определение рН. Обычно величина зоны перемены окраски индикатора составляет примерно 2 ед. рН (рН = рК ± 1)

Слайд 24

Универсальный индикатор
Смеси различных индикаторов с разными, но примыкающими друг к другу

или перекрывающими зонами перемены окраски
При помощи таких индикаторов удается определять значение рН от 1 до 12, однако точность лежит в пределах 0,5 – 1,0 рН

Слайд 25

Безбуферный метод определения рН (метод Михаэлиса)
Основан на использовании набора одноцветных индикаторов

нитрофенолового ряда. Окраска исследуемого раствора сравнивается с образцами этого набора
Точность метода не превышает 0,1 рН
Этим методом рН растворов может быть определено в интервалах от 2,8 до 8,4

Слайд 26

Буферный метод определения рН
Основан на сравнении окраски индикатора в исследуемом растворе

с цветной шкалой, получаемой добавлением одного индикатора к ряду буферных растворов с различным рН
Совпадение окраски исследуемого раствора с окраской одного из эталонов указывает на совпадение их рН
Метод очень трудоемок, редко используется

Протолитическая теория кислот и оснований

Содержание

Теория АррениусаКислота: HCI ⮀ H+ + CI-Основание: NaOH ⮀ Na+ +

Несоответствие теории АррениусаCaO + CO2 = CaCO3HCI(г) + NH3 = NH4CICH3COOH

Протолитическая теорияОпределение кислоты и основания включает в себя молекулы и ионы,

Классификация кислотНейтральные кислоты (HCI, HNO3, CH3COOH, H2SO4, H3PO4)HCI → H+ +

Классификация основанийНейтральные (NH3, H2O, C2H5OH)NH3 + H+ → NH4+H2O + H+

Сопряженная протолитическая параHCI + NH3 = CI- + NH4+HCI – кислотаCI-

Роль растворителяРастворитель влияет на проявление кислотных и основных свойствПротогенный (вода, спирты,

В уксусной кислоте как в растворителе:HCIO4HBrHCI слабые кислоты H2SO4HNO3В жидком аммиаке:CH3COOHH2S

Протолитические реакцииДиссоциацииНейтрализацииГидролиза

Диссоциация водыДиссоциация водыH2O ⮀ H3O+ + OH-2H2O ⮀ H+ + OH- В

Ионное произведение водыВеличина постоянная для растворов кислот, оснований и солей при

Водородный показательрН = - lg [H+]Если [H+] = 1⋅10-5; рН =

КислотностьАктивная – концентрация ионов водорода в раствореCH3COOH ⮀ H+ + CH3COO-Потенциальная

Значения рН различных сред организма

Роль активной реакции средыОпределяет активность ферментовДействие клеточных мембранУстойчивость коллоидных растворов организмаОпределение

Методы определения рНКолориметрический – основан на изменении цвета раствора в зависимости

ИндикаторыСложные органические вещества, которые в химическом плане представляют собой слабые кислоты

Теория ОствальдаHInd – индикатор-кислотаIndOH – индикатор-основаниеHInd ⮀ H+ + Ind-IndOH ⮀

Изменение окраски индикатораМетилротКислота H+: HInd ← H+ + Ind- краснаяОснование OH-:

Диссоциация индикатораИндикаторы – слабые электролиты [H+][Ind-]Кд = ------------- [HInd] [HInd][H+] = Кд------------ [Ind-]При