В чем заключается кислотно основное взаимодействие согласно протолитической теории бренстеда лоури

Кислоты и основания Бренстеда

Вы будете перенаправлены на Автор24

Определение кислот и оснований по Бренстеду и Лаури

И основание, и кислота во время реакции могут переносить протон, поэтому их называют протолитами. Реакции между протолитами называются протолитическими.

В общем виде реакцию между кислотой и основанием можно записать следующим образом:

Реакции между кислотами и основаниями Бренстеда

Готовые работы на аналогичную тему

Вода является амфотерным растворителем и может выступать как в роли кислоты, так и в роли основания.

Вода в роли кислоты, является донором протона:

Вода в роли основания, действует как акцептор протонов:

Ионы могут обнаруживать двойные функции: выступать и как основание и как кислота. Свойства конкретного соединения зависят от свойств, проявляемых конкурирующей сопряженной пары.

ведет себя как донор (кислота):

ведет себя как акцептор (основание):

Свойства кислот и оснований противоположны и при взаимодействии они нейтрализуют друг друга, то есть протекает реакция нейтрализации. В результате данной реакции образуется соль (ионное соединение) и вода.

Протолитическая теория описывает многие равновесия. Примеры таких процессов изображены в таблице:

При определении концентрации кислоты, пользуются стандартным раствором основания (т.е. с известной концентрацией). И наоборот, при определении концентрации основания пользуются стандартным раствором кислоты.

Количественная характеристика силы кислоты

Измерить абсолютное значение Кa невозможно, так как данное равновесие возможно при наличии сопряженной пары. Значение константы кислотности можно предопределить относительно выбранного стандарта.

Стандартное равновесие имеет вид:

$A_1 + B_2 ↔ A_2 + B_1$

Константы кислотности кислоты при взаимодействии с водой будут теми же, что и в теории Аррениуса. Для многоосновных кислот первая константа равновесия всегда больше последующих.

Источник

ПРОТОЛИТИЧЕСКАЯ ТЕОРИЯ БРЕНСТЕДА — ЛОУРИ

Согласно теории электролитической диссоциации Аррениуса, кислотами называются вещества, при диссоциа­ции которых образуется ион гидроксония и анион кис­лотного остатка, а основаниями называются соединения. При диссоциации которых образуются гидроксид-ионы и катионы металла. Теория Аррениуса объясняет пове­дение и свойства электролитов в водных растворах, а также дает возможность сравнивать силу электролитов по степени электролитической диссоциации.

Однако с помощью теории Аррениуса нельзя объяс­нить изменение свойств многих веществ в неводных растворителях. В зависимости от растворителя одно и то же вещество может быть сильным и слабым электролитом, кислотой или основанием или вообще не проявлять кислотно-основных свойств.

В настоящее время существует несколько обобщенных теорий кислот и оснований. Наиболее широкое применение имеют протонная теория кислот и оснований, предложенная в 1923 г. датским ученым Бренстедом и английским ученым Лоури, и электронная теория Льюиса.

Согласно теории Бренстеда—Лоури, кислотами называют вещества, отдающие протоны, а основаниями — вещества, принимающие протоны. Протон не может существовать в растворе самостоятельно, он должен быть принят основанием, поэтому, чтобы кислота могла отдать протон, необходимо присутствие основания, к которому протон переходит. Таким образом, возникают кислотно – основные пары, которые называют сопряженными. Следовательно, каждая кислота имеет сопряженное с ней основание и каждое основание – сопряженную с ним кислоту.

Реакция отдачи Протона выражается схемой:

Реакция принятия протона выражается схемой:

Например, в уравнениях:

кислота1 основание2 основание1 кислота2

К кислотам и основаниям по теории Бренстеда – Лоури относятся не только молекулы, но и ионы. Например, ионы аммония и гидросульфат ион являются кислотами, так как они способны отщеплять протоны:

кислота основание кислота основание

Основание Кислота Кислота Основание

Во всех этих реакциях протон играет особую роль при взаимодействии кислот и оснований, поэтому, соглас­но теории Бренстеда—Лоури, кислоты и основания носят общее название протолиты, а реакции между ними называют протолитическими. К протолитическим реак­циям относят реакции нейтрализации, гидролиза, диссо­циации кислот и оснований. Например:

1) диссоциация кислот:

основание2 кислота1 кислота2 основание1

2) диссоциация оснований:

кислота1 основание2 основание1 кислота2

CH₃COONa + HOH ↔ CH₃COOH + NaOH

4) реакция нейтрализации:

HCl + NaOH ↔ NaCl + H₂O

кислота1 основание2 кислота2 основание1

Механизм этих реакций один и тот„же в реакциях происходит перемещение протона от одних молекул или ионов к другим молекулам или ионам.

Применив протонную теорию, растворители можно разделить на три группы: кислые, основные и амфотерные неводные растворители.

К кислым неводным растворителям относятся уксусная и муравьиная кислоты (а также их смеси с уксусным ангидридом, бензолом, хлороформом), серная, циановодородная. фтороводородная кислоты. Молекулы этих растворителей легко отдают протоны, поэтому в кислых растворителях сила оснований возрастает, ионизация основания резко увеличивается.

К основным неводным растворителям относятся диметилформамид. Пиридин, бутиламин и их смеси с бензолом, хлороформом, а также жидкий аммиак, этилендиамин, формамид, 1,4-диоксан, этаноламин. Основные растворители обладают ярковыраженным сродством к протону. Их акцепторные свойства поотношению к протону преобладают над донорными. Молекулы этих растворителей могут отдавать протоны лишь очень сильным основаниям.

Основные растворители увеличивают силу кислот. По уменьшению сродства к протону растворители располагают в следующем порядке: NНз, N₂Н₄, H₂O, C₂H₅OH, НСN, Н₂S, СНзСООН, НСООН, НF, Н₂SO₄, HNO₃, HClO₄.

Амфотерные растворители способны проявлять двойственный характер, т. е. они обладают основными и кислотными свойствами. К таким растворителям относятся вода, пероксид водорода, метанол, этанол и др.

Таким образом, применяя различные растворители кислотного, основного или амфотерного характера, можно изменять силу кислот и оснований. Эти приемы широ­ко используют, в методе кислотно-основного титрования в неводных растворителях. Этот метод позволяет коли­чественно определять кислоты, основания, соли, титро­вание которых в воде невозможно или затруднительно из-за их слабых кислотно-основных свойств или плохой растворимости.

Протолитическая теория является более общей по сравнению с классической теорией Аррениуса, так как она объясняет поведение кислот и оснований не только в воде, но и в неводных растворителях.

Источник

Теория Бренстеда-Лоури

В 1923 г. Бренстед и Лоури выдвинули новую теорию кислот и оснований, основанную на представлении о переносе протона. Согласно этой теории, кислота представляет собой вещество, состоящее из молекул или ионов-доноров протонов (т. к. они отдают протоны), а основание-вещество, состоящее из молекул или ионов-акцепторов протонов (т.к. они принимают протоны).

Чтобы подробнее разобраться в этой теории, начнем наше рассмотрение со случая сильной кислоты, как, например, соляная кислота. При растворении хлороводорода в воде его молекулы полностью диссоциируют, образуя ионы водорода H+ и хлорид-ионы Cl». Ионы водорода называют также протонами, поскольку каждый такой ион представляет собой просто протон. В растворе эти протоны связываются с молекулами воды, образуя ионы гидроксония H3O+. Растворение хлороводорода в воде может быть представлено с помощью уравнения

В случае слабой кислоты, как, например, уксусная кислота, молекулы кислоты лишь частично диссоциированы в водном растворе, так что в нем устанавливается равновесие

Но и в этом случае молекулы кислоты тоже донируют (передают) протоны молекулам воды.

Каждая молекула соляной кислоты и уксусной кислоты может донировать только по одному протону. Поэтому они называются однопротонными или одноосновными кислотами (последнее название объясняется тем, что каждая такая кислота имеет только одно сопряженное основание; см. ниже).

Кислота, способная донировать более одного протона, называется многопротонной или многоосновной. Например, серная кислота является двухпротонной, потому что она может донировать два протона. Ее называют также двухосновной, потому что она имеет два сопряженных основания, HSO4- и SO4-; процесс растворения серной кислоты в воде можно представить двумя уравнениями:

H2SO4(ж.) + H2O (ж.) = H3O+ (водн.) + HSO4 (водн.) или

H2SO4(ж.) + 2H2O(ж.) = 2H3O+ (водн.) + SO2.» (водн.)

Сильные основания, такие, как гидроксиды щелочных металлов, полностью ионизируются в воде:

NaOH(TB.) + H2O = Na+(водн.) + ОН- (водн.)

Эти вещества являются основаниями, потому что гидроксидные ионы могут акцептировать (присоединять) ионы водорода:

ОН- (водн.) + H3O+ (водн.) = 2H2O (ж.)

Эта реакция является общей для всех реакций нейтрализации между кислотами и основаниями в водных растворах. Отметим также, что в водных растворах ионы водорода существуют в гидратированной форме, т.е. в виде ионов гидроксония.

Рассмотрим теперь реакцию между слабым основанием аммиаком NH3 и хлоро-водородом в газовой фазе. В этой реакции происходит образование твердого хлорида аммония:

Реакция, обратная этой, называется реакцией термической диссоциации хлорида аммония. Аммиак представляет собой основание, потому что он акцептирует протон от хлороводорода. Однако следует обратить внимание на то обстоятельство, что в обсуждаемом равновесии не принимают участия ни вода, ни гидроксидные ионы. Таким образом, теория Бренстеда-Лоури охватывает и такие кислотно-основные реакции, которые осуществляются в отсутствие растворителя либо в присутствии неводного растворителя.

Если внимательнее присмотреться к каждому из обсуждавшихся выше равновесий, то обнаружится, что в равновесной смеси всегда присутствуют частицы четырех типов. Пользуясь представлениями теории Бренстеда-Лоури, нетрудно убедиться, что две из этих частиц являются кислотами, а две другие-основаниями. Например,

Эта равновесная смесь состоит из двух следующих сопряженных пар кислот и оснований:

Источник

Аналитическая химия OLD

4.1. Важнейшие теории кислот и оснований

Первая научная теория кислотности была предложена в 1780-х годах А. Лавуазье. Согласно данной теории все кислоты должны были обязательно содержать атом кислорода, что и было отражено в названии этого элемента.

В 1880-х годах С. Аррениус и В. Оствальд предложили ионную теорию кислот и оснований, согласно которой

Кислоты, основания и амфолиты могут быть как электронейтральными, так и иметь заряд.

Кислотно-основное взаимодействие заключается в обратимом переносе протона от кислоты к основанию. Кислоты и основания существуют как сопряжённые пары. В процессе взаимодействия друг с другом кислота и основание не исчезают, например, образуя соль, а превращаются в новое основание и новую кислоту.

Понятие «соль» в протолитической теории вообще не используется и, тем более, отсутствует понятие «гидролиз соли». Так, например, тот факт, что раствор NH₄Cl имеет слабокислую среду, объясняется не гидролизом данной соли с образованием слабого электролита NH₄OH и сильного электролита HCl, а тем, что катион аммония является слабой кислотой. Более того, никакого «слабого электролита » NH₄OH на самом деле не существует (связь между атомами кислорода и азота не может быть ковалентной, так как азот не бывает пятивалентным).

Согласно теории Льюиса, названной электронной теорией кислот и оснований

Основания Брёнстеда и основания Льюиса представляют собой одни и те же соединения, понятие «кислота» согласно протолитической и электронной теориям отличается.

В аналитической химии преимущественно используется протолитическая теория. Это связано с тем, что теория Льюиса имеет слишком общий характер и её трудно применить для количественных расчётов.

4.2. Количественное описание силы кислот и оснований

Для количественной характеристики силы кислот, находящихся в растворе, используют константу, характеризующую способность кислоты отдавать протон молекуле растворителя, выступающей в качестве основания. Такая константа называется константой кислотности (K_a).

Активность растворителя не входит в выражение константы, так как считается равной 1.

Для водных растворов

Силу оснований можно описывать двояко: с помощью константы основности (K_b) либо с помощью константы кислотности сопряженной кислоты (K_BH+ или K_a). В случае водных растворов данные константы описывают следующие равновесия: Константа основности в современной аналитической химии практически не применяется. Это связано с тем, что при использовании данной константы, приходится работать с активностью (или концентрацией) гидроксид-ионов, в то время как среду раствора принято описывать с помощью концентрации ионов водорода. Кроме того, при использовании константы кислотности сопряжённой кислоты все протолиты (и кислоты и основания) можно объединить в одну таблицу. Константа основности не несёт никакой новой информации, так как её легко рассчитать, зная величину константы кислотности сопряжённой кислоты.

Обозначения K_BH + и K_a равнозначны между собой. Первый из них мы в дальнейшем будем использовать в тех случаях, когда речь идёт о характеристике силы основания через сопряжённую с ним кислоту. Это особенно удобно в случае сложных органических молекул, содержащих несколько кислотных и основных центров.

4.3. Влияние растворителя на кислотно-основные свойства растворённого вещества

Кислотно-основные свойства растворителя

Протонизированным называют атом водорода, связанный с атомом сильно электроотрицательного элемента и способный легко отщепляться от молекулы в виде протона (поэтому иногда его называют «подвижным»).

В зависимости от кислотно-основных свойств растворители бывают:

Протонные растворители могут относиться как к кислотным (уксусная кислота), так и к основным (аммиак) или амфотерным растворителям (вода). Одни из представителей полярных апротонных растворителей, например, диметилформамид, обладают основными свойствами, другие (кетоны, ацетонитрил, диметилсульфоксид), а также неполярные апротонные растворители вообще не склонны к реакциям кислотно-основного взаимодействия.

Автопротолиз растворителя. Константа автопротолиза

Рассмотрим реакцию кислотно-основного взаимодействия между двумя молекулами растворителя

Диэлектрической проницаемостью среды (ε) называют безразмерную величину, которая показывает, во сколько раз взаимодействие между двумя точечными электрическими зарядами в данной среде слабее, чем в вакууме.

Чем выше диэлектрическая проницаемость растворителя, тем лучше происходит диссоциация растворённого в нём электролита. Растворители, у которых ε > 15, называются полярными, а те, у которых ε автопротолиза будет небольшим. Диэлектрическая проницаемость растворителя оказывает влияние на константу кислотности (или основности) растворённого вещества. При уменьшении ε величины данных констант уменьшаются. Причём у заряженных частиц они изменяются менее сильно, чем у незаряженных.

4.4. Нивелирующее и дифференцирующее действие растворителя. Сильные и слабые кислоты и основания

У слабых кислот pKa > 4:

Уравнивание по силе кислот более сильных, чем ион лиония, и оснований более сильных, чем ион лиата, а также очень слабых кислот и оснований называется нивелирующим действием растворителя.

Не слишком сильные и не слишком слабые кислоты и основания можно практически различить по силе. Растворитель оказывает на них дифференцирующее действие (рис. 4.1).

Рис. 4.1. Значения pH 0,1 М кислот в воде

Способность растворителя оказывать нивелирующее или дифференцирующее действие зависит от:

Растворитель с сильными основными свойствами нивелирует силу кислот и дифференцирует силу оснований. Сильно кислотный растворитель, наоборот, дифференцирует силу кислот и нивелирует силу оснований.

Чем меньше величина константы автопротолиза растворителя, тем больше вероятность того, что он будет оказывать дифференцирующее действие на силу кислот и оснований (рис. 4.2).

Рис. 4.2. Константа автопротолиза растворителя и его дифференцирующее действие

4.5. Расчёт рН водных растворов различных протолитов

Водородным показателем (рН) называется отрицательный десятичный логарифм активности (или молярной концентрации) ионов водорода в растворе.

Для концентрированных растворов величины рН, рассчитанные через активность и молярную концентрацию, отличаются, поэтому для них иногда даже используют разные обозначения, соответственно, paH и pcH. Обозначение рН используется для экспериментально определяемой величины, которая в точности не соответствует ни paH ни pcH, но ближе к первой, чем ко второй.

Для характеристики кислотности и щёлочности водных растворов используется интервал рН от 0 до 14. В более кислых и более щелочных растворах понятие рН теряет смысл, так как активность и концентрация H₃O + обычно значительно отличаются, причём еще и по-разному у различных веществ.

Растворы сильных кислот или сильных оснований

В водном растворе сильной кислоты имеются следующие протолитические равновесия:

В данном случае физический смысл имеет только один из корней полученного квадратного уравнения, так как концентрация не может быть отрицательной.

Аналогичные формулы можно получить и для сильных оснований.

Точный расчёт рН для последнего случая имеет чисто теоретический интерес, поскольку наличие в растворе даже незначительных количеств примесей (например, растворённого CO2) приведёт к заметно большему изменению рН, чем присутствие в растворе такого ничтожного количества HCl.

Растворы слабых кислот или слабых оснований

В водном растворе слабой кислоты, наряду с автопротолизом воды, имеется следующее протолитическое равновесие

Если кислота достаточно слабая (степень протолиза менее 5%), то можно принять, что [HA] ≈C_HA. Если не учитывать автопротолиз воды,

Если степень протолиза превышает 5%

Степень протолиза кислоты зависит от её константы кислотности и концентрации в растворе:

Для 0,1 М CH₃COOH pK_a + lgC_HA = 4,75 – 1 = 3,75 (α 5%)

В водном растворе слабого основания имеется следующее равновесие, описываемое константой основности

Для вывода формулы для расчёта рН раствора слабого основания рассмотрим взаимодействие кислоты, сопряжённой с рассматриваемым основанием, с водой. Такое равновесие описывается K_{BH +}

Пример 4.2 Рассчитать рН 0,10 М CH₃COOH (pK_a = 4,76), 0,10 М CCl₃COOH (pK_a = 0,70, K_a = 0,20), 0,10 М NH₄Cl (pK_a(NH₄ + )= 9,24) 0,10 М NH₃ и 0,10 М CH₃COONa

Смеси кислот или оснований и многопротонные протолиты

Пусть в растворе присутствуют две кислоты HA₁ и HA₂, имеющие константы кислотности, соответственно, Ka₁ и Ka₂.

Если степень протолиза кислот меньше 5%, то их равновесные концентрации можно заменить общими. Кроме того, если Ka[HA] >> KW, то автопротолиз воды можно не учитывать.

Для n слабых кислот Если произведение K_aC для двух кислот значительно отличаются, то при расчёте рН влиянием той из них, для которой это произведение значительно меньше, можно пренебречь.

С учётом того, что для слабой кислоты

Если в растворе присутствуют два слабых основания, то уравнение электронейтральности (без учёта автопротолиза) имеет следующий вид

Растворы амфолитов

Пример 4.4. Рассчитать рН 0,10 М NaHCO₃ и 0,10 М HCOONH₄ 4.6. Расчёт состава равновесных смесей протолитов при заданном значении рН

Рассмотрим двухосновную кислоту H₂A.

Молярные доли частиц будут равны:

В общем виде формула для расчёта молярной доли частицы имеет следующий вид

Для одноосновной кислоты

Если значения Ka для некоторой многоосновной кислоты отличаются друг от друга на 4 и более порядка, то можно считать, что при любом значении рН в равновесной смеси будут присутствовать только два вида частиц, а концентрация остальных пренебрежимо мала. Например, если необходимо рассчитать молярную долю молекул H₃PO₄ (pK_a1 = 2,15; pKa2 = 7,21) при рН 3, то можно принять, что в равновесной смеси присутствуют только частицы H₃PO₄ и H₂PO₄-.Рассчёт можно провести по той же формуле, что и для одноосновной кислоты.

Рис. 4.3. Распределительная диаграмма для слабой кислоты (pKa = 5)

Пример 4.5. Рассчитать [NH₃] в растворе с общей концентрацией аммиака 0,10 моль/л при рН 7,0.

4.7. Кислотно-основные буферные растворы

Кислотно-основные буферные растворы содержат (в не слишком малых количествах) слабые кислоты и сопряжённые с ними основания.

Причина буферного действия таких растворов заключается в следующем.

Формулу для расчёта рН буферного раствора можно получить следующим образом.

Разбавление, само собой, не может быть безграничным. При значительном разбавлении рН раствора изменится, так как, во-первых, концентрации компонентов станут такими малыми, что нельзя будет пренебречь автопротолизом воды, во-вторых, коэффициенты активности незаряженных и заряженных частиц по-разному зависят от ионной силы.

Пример 4.6. Рассчитать рН растворов, полученных 1) при смешивании 100 мл 0,10 М HCOOH и 200 мл 0,10 М HCOONа; 2) 200 мл 0,10 М NH3 и 100 мл 0,10 М HCl.

Вместо концентрации в уравнение Гендерсона-Хассельбаха могут быть подставлены количества кислоты и основания или объёмы их растворов (если концентрация растворённых веществ в последних одинакова)Способность буферного раствора сопротивляться изменению рН зависит от соотношения концентраций слабой кислоты и сопряжённого с ней основания, а также от их суммарной концентрации в растворе и характеризуется буферной ёмкостью.

Буферной ёмкостью (β или π) называют отношение бесконечно малого увеличения концентрации сильной кислоты или сильного основания в растворе (без изменения его объёма) к вызванному этим увеличением изменению рН. Буферную ёмкость раствора можно рассчитать по следующим уравнениям:

На рис. 4.4. приведён пример зависимости β от рН.

Источник