1 Протолитическая теория кислот и оснований Протолитическая

1 Протолитическая теория кислот и оснований Активная реакция среды Теория индикаторов

2 Теория Аррениуса Кислота: HCI HH+ + + CI— Основание: Na. OH Na Na ++ + OH— Амфолит: H H 22 O O H H+ + + OH— Zn(OH) 22 + 2 HCI = Zn. CI 22 + 2 H 22 O O Zn(OH) 22 + 2 Na. OH = Na 22 [Zn(OH)44 ]]

3 Несоответствие теории Аррениуса Ca. O + CO 22 = Ca. CO 33 HCIHCI ((г)г) + NH 3 3 = NH 44 CICI CHCH 33 COOH + H 22 O O CH CH 33 COOCOO— + H 33 OO++ CHCH 33 COOH + HF CH CH 33 COOH 22++ + F—

4 Протолитическая теория Определение кислоты и основания включает в себя молекулы и ионы, способные принимать и отдавать HH++ Кислота – донор протонов Основание – акцептор протонов Амфолит – донор и акцептор протонов

5 Классификация кислот Нейтральные кислоты ( HCIHCI , , HNOHNO 33 , , CHCH 33 COOH , , HH 22 SOSO 44 , , HH 33 POPO 44 )) HCI H H ++ + CI — Анионные кислоты ( HSOHSO 44 — , , HH 22 POPO 44 — )) HH 22 POPO 44 — — + HPO 44 2 -2 — Катионные кислоты ( NHNH 44 ++ , , HH 33 OO ++ )) NHNH 44 ++ NH NH 33 + H ++

6 Классификация оснований Нейтральные ( NHNH 33 , , HH 22 OO , , CC 22 HH 55 OHOH )) NHNH 33 + + HH ++ NH NH 44 ++ HH 22 O + H ++ H H 33 OO ++ Анионные ( CICI — , , CHCH 33 COOCOO — , , OHOH — )) OHOH — + H ++ H H 22 O O CICI — — + H+ H ++ HCI Катионные (катион гидразина) NHNH 22 – NH 33 + + + H+ H ++ NH NH 33 ++ – NH 33 + +

7 Сопряженная протолитическая пара HCIHCI + + NHNH 33 = = CI CI — + + NH NH 44 ++ HCI – кислота CICI— — сопряженное основание; NHNH 33 – – основание NHNH 44++ — сопряженная кислота

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, CCICCI 44 , , дихлорэтан)

9 В уксусной кислоте как в растворителе: HCIO 44 HBr HCI слабые кислоты HH 22 SOSO 44 HNOHNO 33 В жидком аммиаке: CHCH 33 COOH HH 22 S S сильные кислоты HFH

10 Протолитические реакции Диссоциации Нейтрализации Гидролиза

11 Диссоциация воды HH 22 O O HH 33 OO++ + OH— 22 HH 22 O O HH++ + OH— В состоянии равновесия [H[H ++ ][OH— ]] КК ДД (( HH 22 OO ) = ————— [H[H 22 O]O] КК ДД (( HH 22 OO ) =) = 1 1 , 8, 8 1010 -16 -16 [H[H ++ ][OH — ]] == == КК ДД (( HH 22 OO )) [H[H 22 O]O] 1000 CC MM (H(H 22 O) = —— = 55, 6 1818 [H[H ++ ][OH — ]] = = = 1= 1 , 8, 8 1010 -16 -16 55, 6 =1 1010 -14 —

12 Ионное произведение воды Величина постоянная для растворов кислот, оснований и солей при постоянной температуре Концентрации [H[H ++ ] ] ии [OH — ]] – сопряженные величины Активная реакция среды выражается концентрацией [H[H ++ ]] Кислота: [H[H ++ ] > [OH — ] > 1 1010 -7 (10(10 -6 -6 , 10 -5 -5 )) Основание: [H[H ++ ]] < [OH — ]] < 1< 1 1010 -7 (10(10 -8 -8 , 10 -9 -9 ))

13 Водородный показатель р. Н = — lg [H++ ]] Если [H[H ++ ]] = 1 1010 -5 -5 ; р. Н = — lg lg 1010 -5 -5 = 5= 5 [OH[OH — ] = 11 1010 -9 -9 ; р; р OHOH = — lg 10 -9 -9 = 9 Величины р. Н и р OHOH являются сопряженными и в сумме составляют всегда 14. Значения р. Н могут колебаться от 0 до 14: 0 1 2 3 4 5 6 77 8 9 10 11 12 13 14 ———————- сильно кислая слабо кислая слабо щелочная сильно щелочная р. Н – количественная мера активной реакции среды

14 Кислотность Активная – концентрация ионов водорода в растворе CHCH 33 COOH H H++ + CH 33 COOCOO— Потенциальная – концентрация нераспавшихся молекул кислоты Общая – исходная концентрация или сумма распавшихся и нераспавшихся молекул

15 Значения р. Н различных сред организма Среда р. Н Желудочный сок 0, 9 – 1, 1 Кровь 7, 36 – 7, 40 0, 05 Слюна 6, 35 – 6, 85 Молоко 6, 6 – 6, 9 Слезная жидкость 7, 4 0, 1 Моча 4, 8 – 7,

16 Роль активной реакции среды Определяет активность ферментов Действие клеточных мембран Устойчивость коллоидных растворов организма Определение р. Н необходимо для изучения функционального состояния организма, в лабораторной практике, в технологических процессах, в производстве медикаментов, пищевых продуктов

17 Методы определения р. Н 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

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)

19 Теория Оствальда HInd – индикатор-кислота Ind. OH – индикатор-основание HInd HH++ + Ind— Ind. OH OH OH — + Ind++

20 Изменение окраски индикатора Метилрот Кислота HH++ : : HInd H H++ + Ind— красная Основание OHOH — : : HInd H H++ + Ind— желтая Изменяя реакцию среды, можно влиять на процесс диссоциации и менять соотношение разноокрашенных частиц

21 Диссоциация индикатора Индикаторы – слабые электролиты [H[H ++ ][Ind — ]] Кд = ————- [HInd][HInd] [H[H ++ ]] == Кд———— [Ind — ]] При [HInd] = = [Ind — ]] – – окраска промежуточная, оранжевая [HInd] ——— = 1 , и тогда [Ind— ]] [H[H ++ ] = Кд; — lg[H ++ ] = -lg Кд. Кд р. Н = р. К То значение р. Н, при котором количества недиссоциированных молекул равны – точка перехода индикатора (р. К)

22 Значение точек перехода различных индикаторов Индикатор р. К Область перехода Переходы окраски Метиловый оранжевый 3, 33 3, 1 – 4, 4 Красная – желтая Метиловый красный 4, 98 4, 2 – 6, 2 Красная – желтая Лакмус 7, 00 5, 0 – 8, 0 Красная – синяя Фенолфталеин 9, 10 8, 0 – 10 Бесцвет. – малиновая

23 Зона перемены окраски индикатора Та область значений р. Н, в которой происходит различимое глазом изменение цвета индикатора Чем уже эта зона, тем чувствительнее индикатор, тем точнее определение р. Н. Обычно величина зоны перемены окраски индикатора составляет примерно 2 ед. р. Н (р. Н = р. К 1) 1)

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 р. Н от 1 до 12, однако точность лежит в пределах 0, 5 – 1, 0 р. Н

25 Безбуферный метод определения р. Н (метод Михаэлиса) Основан на использовании набора одноцветных индикаторов нитрофенолового ряда. Окраска исследуемого раствора сравнивается с образцами этого набора Точность метода не превышает 0, 1 р. Н Этим методом р. Н растворов может быть определено в интервалах от 2, 8 до 8,

26 Буферный метод определения р. Н Основан на сравнении окраски индикатора в исследуемом растворе с цветной шкалой, получаемой добавлением одного индикатора к ряду буферных растворов с различным р. Н Совпадение окраски исследуемого раствора с окраской одного из эталонов указывает на совпадение их р. Н Метод очень трудоемок, редко используется

27 Недостатки колориметрического метода Трудность определения р. Н мутных и окрашенных растворов Субъективные ошибки Технические ошибки Солевая ошибка Индикаторная ошибка Белковая ошибка Температурная ошибка