ТИР применительно к кислотно-основным взаимодействиям

Растворы могут быть водными и неводными.

(H2O + K2SO4): водный раствор K2SO4

Существуют водные и неводные растворители.

Неводные растворители – это вещества, которые

Все растворители делятся на протонные и апротонные.

Протонные растворители взаимодействуют с протоном

Протонные растворители
Протогенные Амфипротные Протофильные
(отдают Н+) (отдают Н+ и принимают Н+) (принимают Н+)

Автопротолиз

Автопротолиз – это саморазложение (самораспад или самодиссоциация) растворителя, в результате которого

Примеры:

Кавт. = [S–] ∙ [H2S+], но т.к. [H2S+] = [H+], поэтому

Правило. В любых растворах любых электролитов при данной температуре произведение концентраций лиат-

рН = рКавт – рS; рS = рКавт – рН

Чем больше константа

Понятие нейтральности среды

Среда нейтральная:
Среда кислая:
Среда щелочная:

Абсолютная шкала значений рН  

В разбавленных растворах электролитов шкала рН представляет собой

Понятие нейтральной, кислой и щелочной среды зависит от природы растворителя. Одно

Шкала рН водных растворов электролитов
0 1 2 3 4 5

Расчет рН в чистых водных растворах кислот

Однопротонные HCl, HNO3, HI, HBr
HCl

Расчет рН в чистых водных растворах кислот

б) Сисх < 10–7 моль/л I

Расчет рН в чистых водных растворах кислот

2. Двухпротонные и многопротонные: H2SO4; H4[Fe(CN)6]

Расчет рН в чистых водных растворах кислот

3. Кислоты слабые.
Однопротонные HF, HCN,

Расчет рН в чистых водных растворах кислот

Расчет рН в чистых водных растворах кислот

Двух- и многопротонные кислоты H2S,

Расчет рН в чистых водных растворах оснований

Основания: [OH–] рассчитывают по тем

Расчет рН в водных растворах, содержащих смеси кислот или оснований

Расчет рН

Расчетные формулы [H+] для смесей кислот:
Смесь сильных кислот: [H+] = С1+С2+…+Сn
Смесь

Понятие активной и общей кислотности и щелочности

Активная кислотность или щелочность –

рН в растворах кислот или оснований в присутствии одноименных и посторонних

рН в растворах кислот или оснований в присутствии одноименных и посторонних

рН в растворах кислот или оснований в присутствии одноименных и посторонних

рН в растворах кислот или оснований в присутствии одноименных и посторонних

рН в растворах кислот или оснований в присутствии одноименных и посторонних

рН в растворах кислот или оснований в присутствии одноименных и посторонних

Задача. Имеется два раствора кислот с известными значениями рН и одинаковыми

При смешивании равных объемов растворов двух кислот HCl и НА с

Кислотность биологических жидкостей человека

Для биологических жидкостей характерен кислотно-основной гомеостаз (постоянство значений рН), обусловленный действием

Наиболее опасными видами нарушения кислотно-основного равновесия в крови являются:
ацидоз –

Ацидоз

Респираторный

Метаболический

Гиповентиляция легких

CO2 + H2O ⇄ H2CO3

Сахарный диабет и некоторые другие заболевания

Избыточное

Алкалоз

Гипервентиля-ция легких (неврастения)

Избыточное потребление щелочных продуктов

Опасность изменения рН связана
1) со снижением активности ферментов и гормонов, активных

2) с изменением осмотического давления биологических жидкостей;
3) с изменением скорости биохимических

При изменении рН крови на 0,3 единицы может наступить тяжелое коматозное

Коррекция ацидоза - внутривенное введение 4%-ного раствора NaHCO3:
HCO3- + H+ ⇄

Коррекция алкалоза-
внутривенное введение растворов аскорбиновой кислоты (5% или 15%).

Повышение кислотности в ротовой полости связано с приемом пищи (особенно сладкой).

Основные положения теории кислот и оснований Бренстеда-Лоури

Кислоты (диспротиды) – вещества, способные

Основные положения теории кислот и оснований Бренстеда-Лоури

Примеры:
HCl ↔ H+ + Cl–
H2CO3

5. Способность веществ быть кислотой или основанием является не абсолютной, а

6.

7. Диссоциация кислот и оснований протекает при непосредственном химическом участии растворителя.

8. Каждая кислота характеризуется константой кислотности Ка, а каждое основание

Основания:
Численные значения констант основности Кв нулевых “0” и
положительных “+” оснований

9. Расчет Ка, “+” кислот и Кв, “-“ оснований.
Вывод формулы расчета

Для общего случая (т.е. в любых растворителях):

или

Прологарифмируем с обратным знаком.

Правило:
В любых растворах любых кислот и оснований при данной температуре произведение

В водном растворе:

Примеры:

Амфолиты характеризуются и Ка и Кв.
Пример:

10. Константа равновесия кислотно-основного взаимодействия.
Вывод выражения приведем на следующем примере:
NH3 +

К равновесия – есть отношение Ка вступившей в реакцию кислоты к

Чтобы протекала кислотно-основная реакция необходимо, чтобы константа равновесия была бы больше

Так как 5∙10–11>1,8∙10–16, поэтому HCO3– более сильная кислота, а OH– -

А вот NaHCO3 и C6H5COONa (бензоат натрия), а также NH4Cl и

6∙10–5 > 5∙10–10, поэтому реагируют C6H5COOH и NH3, значит реакция идет