Определяется сила кислот: Методы определения силы кислот и оснований

Содержание

Методы определения силы кислот и оснований





    При нейтрализации двухосновной кислоты сильным основанием возможны два положения. Если первая ступень диссоциации двухосновной кислоты соответствует диссоциации сильной кислоты, а вторая ступень — диссоциации слабой кислоты, то титрование такой кислоты, например хромовой, протекает так же, как титрование смеси сильной и слабой кислот. Если же обе ступени диссоциации отвечают почти одинаковым по силе кислотам, то кривые титрования накладываются одна на другую, так как основание распределяется одновременно между обеими кислотами. В этом случае количественно определить содержание кислоты в растворе методом титрования невозможно, но определенная зависимость между количеством добавленного основания и значением pH раствора все-таки имеется и рассчитать эту зависимость можно. [c.508]








    Метод определения константы гидролиза из констант диссоциации. Все описанные выше методы дают только приближенные значения так называемой константы гидролиза соли наиболее точный метод определения истинной константы гидролиза состоит в использовании термодинамической константы диссоциации слабой кислоты, или слабого основания, или обоих веществ вместе, а также ионного произведения воды. Для этого применяют уравнения (4), (5) и (23). Полученные таким образом результаты строго приложимы только к растворам при бесконечном разведении, но можно сделать поправку на влияние ионной силы среды, используя уравнения Дебая—Гюккеля. Перечисленные выше методы представляют интерес, поскольку они дают определенные экспериментальные доказа- [c.513]

    Методы определения силы кислот и оснований [c.14]

    Измерение электродвижущих сил гальванических цепей применяется как метод точного определения pH, активности растворов электролитов, произведения растворимости труднорастворимых солей, для расчета констант и степени диссоциации слабых кислот и оснований, при изучении реакций нейтрализации и гидролиза. На практике наибольшее распространение приобрел электрометрический метод определения концентрации водородных ионов. Как известно, такая задача встречается очень часто не только в химии и химической технологии, но и в целом ряде других научных дисциплин биохимии, физиологии, геологии, почвоведении и т. д. [c.114]

    Как было показано в 2, функция lg (у уон / Нго) для воды в растворах солей может быть получена из данных по электродвижущим силам соответствующих элементов без жидкостных соединений. Метод электродвижущих сил применим также для определения аналогичных функций для других слабых электролитов. Подобные результаты могут быть получены также с помощью оптического метода, описанного в 4. В настоящем параграфе будет проведено вычисление функции lg ур / для уксусной кислоты пз данных по электродвижущим силам и для а-динитрофенола по результатам оптических измерений. Сначала будет рассмотрен метод электродвижущих сил, так как он основан на результатах, описанных только что в 7.[c.484]

    Известно, что растворитель оказывает большое влияние на силу кислот и оснований. Нередко кислоты и основания слабо диссоциирующие в водных растворах, в других растворителях становятся более сильными. На этом явлении основаны многочисленные методы неводного титрования, позволяющие выполнять ряд определений, невозможных в водных растворах. Пример такого определения— потенциометрическое титрование анилина в гликолевой среде. [c.330]

    Относительная сила кислот и основани . Сила кислоты определяется тем, насколько прочно связан водород в молекуле (ионе) кислоты, а критерий силы основания — его сродство к прото 1у. Поэтому, в первом приближении, кислоты и основания Бренстеда могут быть расположены в ряды но силе и эти ряды сохраняются независимо от метода определения. [c.143]

    Можно было бы думать, что растворитель без протонов будет идеально подходить как среда для изучения относительной силы кислот и оснований, поскольку сам растворитель совершенно инертен и не может нп принимать, ни отдавать протоны. Такого рода измерения были сделаны, но в толковании их результатов много неясного. Пре кде всего, использование таких растворителей затруднено вследствие их малой диэлектрической проницаемости, которая обычно имеет величину 2 или 3. Поэтому заряженные частицы в таком растворе образуют двойные ионы и происходит сильная ассоциация. При таких условиях обычные методы определения силы кислоты становятся ненадежными и константа равновесия уже ие имеет такого простого вида, как в растворителе с большой диэлектрической проницаемостью. Об относительной силе кислот и оснований в растворителях с малой диэлектрической проницаемостью имеется очень мало данных. [c.339]

    Естественно, что влияние растворителя на кислотно-основные равновесия наиболее значительно тогда, когда сам растворитель участвует в равновесии, ак в случае определения силы кислоты стандартным методам при помощи реакции А-[-5Нч=ьВ-+-5Н 2 (где 5Н—молекула растворителя). Существование такого равновесия предполагает, что растворитель обладает свойствами основания, подобно тому как протекание реакции В + 5Н (где 5 — анион, образованный из молекулы растворителя отщеплением протона) предполагает его кислотность. Если рассматривать щирокий круг растворителей, то наиболее важным свойством, качественно определяющим поведение растворит еля, является его (КИСЛОТНОСТЬ или основность, обусловленная химической природой. В предварительной классификации растворителей мы можем пренебречь другими факторами, в частности влиянием диэлектрической проницаемости на ассоциацию ионов или взаимодействием между ними. [c.60]

    В области органического анализа перспективно определение функциональных групп в соединениях, а также раздельное определение изомеров в смеси. Разработка таких методов анализа предполагает изучение дифференцирующего действия различных органических растворителей на силу кислот, оснований и на степень диссоциации их солей и, в частности, определение констант ионизации этих соединений в дифференцирующих средах физико-химическими методами. [c.197]








    А. И. Шатенштейн выдвинул и обосновал представление о прото-литической (кислотно-основной) природе гетеролитических реакций водородного обмена [264—267]. Установлена общность закономерностей этих простейших реакций замещения водорода с определенными типами химических реакций — реакций металлирования и основного обмена. Предложен кинетический метод определения силы очень слабых кислот и оснований, какими являются углеводороды, в связи с чем пересмотрены традиционные взгляды на кислоты и основания. Проведена оценка относительной электрофильной и нуклеофильной реакционной способности в реакциях изотопного обмена многих органических соединений. Было также дано объяснение причин каталитической активности систем, состоящих из протонной и апротонной кислот. [c.57]

    Метод потенциометрического титрования позволяет наряду с определением концентрации получить характеристику титруемой кислоты. По числу скачков титрования устанавливают основность кислоты, постольку каждый скачок соответствует одной ступени ее диссоциации. По кривой потенциометрического титрования определяют также силу кислоты. Если скачок титрования равен 7… 10 единиц pH и выражен четко и резко, то титруемая кислота является сильной. Для слабых кислот характерен довольно плавный скачок титрования, а его значение равно 3…5 единицам pH. Кроме того, для слабых кислот метод потенциометрического титрования позволяет оценить константу диссоциации, которая является мерой силы слабых кислот и оснований. При этом используется уравнение буферных растворов [c.266]

    Более общим и надежным методом определения стандартного электродного потенциала следует считать метод экстраполяции с учетом уравнений теории Дебая — Хюккеля. Чтобы обеспечить постоянство качественного состава в исследуемой области концентраций, в растворы гидролизующихся солей вводят сильную кислоту или сильное основание, в растворы комплексных соединений — избыток лиганда и т. д. Ионную силу раствора контролируют путем применения различных поддерживающих электролитов. [c.170]

    Определение смеси хлорида аммония с соляной кислотой. Метод определения основан на прямом дифференцированном потенциометрическом титровании анализируемой смеси стандартным бензольно-метаноловым раствором гидроокиси тетраэтиламмония в среде ацетона. Компоненты данной смеси проявляют себя в данной среде кислотами разной силы (рис. 62, кривая 2). [c.158]

    Наряду с определением активности и pH потенциометрический метод широко применяется и для определения общей концентрации кислоты или основания потенциометрическое титрование). Сущность этого метода заключается в измерении потенциала электрода (погруженного в титруемый раствор), изменяющегося по мере титрования, причем в эквивалентной точке происходит резкое его изменение. Ход процесса в большей мере зависит от силы кислоты и основания, применяемых в опыте. [c.437]

    Определение понятий твердого основания и твердой кислоты связано с проблемой измерения щелочных свойств твердой поверхности. Для этих целей можно воспользоваться индикаторным методом. Так, например, известно, что фенолфталеин при адсорбции на твердых телах основного характера окрашивается в малиновый цвет. Употребляя различные индикаторы, можно сравнить силу поверхностных оснований. Мы воспользовались для оценки щелочных свойств поверхности другим методом определением количества адсорбированной на поверхности основания слабой кислоты — фенола или крезола — и прочности ее связи с поверхностью путем десорбции. По этим данным, число адсорбционных центров близко к числу ионов О или ОН на поверхности окислов II группы [17]. Весьма возможно, что каталитические центры на поверхности твердых оснований совпадают с центрами слабых оснований или с числом анионов па поверхности. [c.274]

    По классификации Танабе [17], каталитически активные в изомеризации твердые вещества (оксиды, хлориды и фториды алюминия, цинка и других металлов, алюмосиликаты и другие смешанные оксиды) считаются твердыми кислотами, так как они могут переводить основания в сопряженную кислотную форму, причем источником протонов является поверхность твердого тела. Но твердое тело может выступать и в качестве кис-лоты ЛьюиСа — акцептора пары электронов. Мерой кислотной силы поверхности является Яо (стр. 67). В случае твердых тел нужно иметь в виду, что их поверхность неоднородна и они могут содержать кислотные центры разной силы. При этом, как ясно из предыдущих разделов, для осуществления скелетной изомеризации нужны сильные кислотные центры. Методы определения Яо для центров твердого тела и концентрации разных кислотных центров рассмотрены в работе [17] . [c.174]

    Электропроводность водных растворов. Приготовление растворов одинаковой нормальности. Определение концентрации растворов методом титрования. Сравнение силы кислот и оснований. Изменение концентрации водородных и гидроксильных ионов. Изменение окраски индикаторов в кислых и щелочных растворах. Определение pH растворов. Произведение растворимости. [c.28]

    J. Самый удобный и точный метод определения констант диссощ1а-ции (силы) кислот основан на измерении электропроводности их растворов. Измеряют электропроводность растворов данной кислоты различной концентрации, лучше всего при 25, откуда легко вычислить удельную и молекулярную электропроводность Л (см. т. I). Значения Л увеличиваются с уменьшением концентрации, приближаясь к некоторому конечному преде 1у, который только в очень редких с.пучаях может быть определен непосредственным измерением. Этот предел — молекулярная электропроводность при бесконечном разведении А, — может быть определен косвенно, о чем см. т. I. Температурный коэфициент Aqq равен 1,5% на один градус . [c.360]

    Кольтгоф и Брукенштейн [123], используя спектрофотометрический и потенциометрический методы исследования, определили константы диссоциации многих кислот в уксусной кислоте. Среди работ отечественных ученых по определению констант диссоциации электролитов в СНзСООН следует особо отметить труды Шкодина с сотрудниками [135]. В этой работе обобщен материал по исследованию электропроводности электролитов в кислых растворителях рассмотрено влияние их на силу кислот, оснований и солей изложена теория влияния кислых растворителей на диссоциацию электролитов дан прогноз применения кислых растворителей в аналитической химии.[c.50]

    Определение силы кислот оптическими методами, конечно, ограничено небольшим выбором кислотно-основных систем. Более общие методы основаны на свойствах иона гидрония, в частности на измерении э. д. с. элементов, содержащих обратимый водородный или какой-либо эквивалентный ему электрод, например стеклянный. Так как в этом случае измеряется термодинамическая величина, т. е. свободная энергия реакции, формулы для подсчета э. д. с. таких элементов содержат активность, а не концентрацию иона гидрония. Следовательно, с помощью данного метода определяют не константу Кс, а термодинамическую константу равновесия К. Однако наблюдаемая э. д. с. зависит и от активностей других ионов в растворе, причем характер зависимости определяется конструкцией элемента. Поэтому для получения истинного значения К всегда необходима некоторая экстраполяция. Лучше всего проводить эксперименты не в чистых растворах кислоты или основания, а в буферных смесях, т. е. [c.42]

    Одним иа методов оценки влияния растворителя на силу кислот и оснований является метод определения относительной кис-> лотности или основности протолита по потенциалам полуоттитрованности его Б среде данного органического растворителя ( 50%-ной оттитрованности протолита справедливо [c. 91]

    Оценка относительной силы кислот и оснований по потенциалам полунейтрализации. Влияние растворнтелей на силу кислот и оснований можно оценить методом определения относительной кислотности электролитов по потенциалам полунейтрализации Еч ). В момент, когда нейтрализовано 50% определяемой слабой кислоты нлн слабого основанпя [см. уравнения (23) и (24)], pH =.рЛ . Следовательно, величина потенциала полунейтрализации определяется величиной рК титруемой кислоты илп основания и может служить критерием их относительной силы в неводных растворах. Обычно потенциалы полунейтрализации исследуемых кислот и оснований измеряют по отношению какого-либо стандартного вещества. Часто в качестве стандарта при определении потенциалов полунейтрализации кислот используют бензойную кислоту, а при определении потенциалов полунейтрализации оснований — дифе-ннлгуанидин. Относительное значение потенциала полунейтрализации исследуемого электролита (Afi/,) вычисляется как разность значений потенциалов полунейтрализации исследуемого электролита, определяемого экспериментальным путем, и стандартного вещества  [c. 409]

    Метод определения основан на титровании метилэтилкетоновым раствором хлорной кислоты смеси аминокислот в среде смешанного растворителя (безводная уксусная кислота—ацетонитрил), в котором аминокислоты ведут себя как основания различной силы. [c.450]

    Требования потребителей к качеству выпускаемой промышленностью ам миачной селитры отражены в ГОСТ 2—85, согласно которому выпускают товарный продукт двух марок А и Б (табл. 11,17). Аммиачную селитру с сульфатной и сульфатно-фосфатной добавками выпускают только с применением ПАВ диспергатора НФ, жирных кислот нли аминов жирных кислот. Применение новых видов добавок допускается после согласования с ми-иистерствами-потребителями. Прочность гранул определяют в соответствии с ГОСТ 21560.2—82 при помощи приборов ИПГ-1, МИП-10-1 или 0СПГ-1М. Метод определения основан на разрушении гранул определенного разйера при их одноосном сжатии между двумя параллельными плоскостями с фиксированием предельной силы, необходимой для разрушения. Для испытания отбирают 20 гранул, застрявших в ячейках сита с диаметром отверстий [c.159]

    При качественном анализе, как уже указывалось выше, большое значение имеет величина pH исследуемого раствора. В некоторых случаях предварительная проверка среды раствора при помош,и лакмуса не является достаточной. Поэтому в качественном анализе пользуются более точными методами определения концентрации ионов водорода, или pH. Для быстрого и точного определения pH применяют лабораторный рН-метр типа ЛЛПУ-2, предназначенный для измерения pH водных растворов неорганических и органических солей, кислот и оснований, если активная концентрация ионов водорода в них находится в пределах Ю — до 10- г-ион и (pH от 1 до 10). Действие прибора основано на измерении развиваемой электродной парой (датчиком), опускаемой в анализируемый раствор, электродвижущей силы (э. д. с.), которая зависит от величины pH раствора. Наиболее точные физико-химические методы определения pH ввиду их сложности малопригодны для повседневных студенческих работ в лаборатории качественного анализа. Одним из более простых является колориметрический метод определения pH. Этот метод основан на применении реактивов, меняющих свою окраску в зависимости от концентрации ионов водорода. Такие реактивы получили название индикаторов. [c.171]

    Объемный метод определения в неводных растворителях. Весьма перспективный метод титрования органических соединений в неводных растворителях основан на теории Бренстед и Лоури,» согласно которой сила кислот и оснований не обязательно является функцией степени ионизации, и, что кислота, будучи сильной в водных распворах может быть еще более сильной в среде органического растворителя. Это касается и оснований. Так, хлорная, серная, соляная и трихлоруксусная кислоты равносильные в водном растворе, в безводной уксусной [c.97]

    Простым, удобным и быстрым методом оценки влияния растворителей на силу кислот и оснований является метод определения относительной кислотности электролитов по потенциалам полунейтрализации. В момент, когда нейтрализовано 50% определяемой слабой кислоты или слабого основания, pH = рХ- Следовательно, величина потенциала полунейтрализации определяется величиной /Сдисл титруемого электролита и может характеризовать его относительную силу в неводных растворах. [c.37]

    Если электронная плотность передается с эфира на кислоту, то атом кислорода в большей или меньшей степени приобретает характер оксониевого иона, в зависимости от силы и природы кислоты. Вследствие этого эфиры в виде комплекса становятся более подверженными нуклеофильной атаке по а-атому углерода или атаке основанием по р-атому водорода, что приводит к разрыву первоначальной связи С—О. Таким образом, необходимыми требованиями к реагентам для расшеплеиия простых эфиров являются наличие кислоты, способной образовывать комплекс с эфирным атомом кислорода и обеспечивающей электрофильную поддержку разрыва связи С—О, а также наличие основания или нуклеофила, который был бы эффективным в кислотных условиях. Даже при использовании сильных кислот скорость гидролиза простых эфиров мала [180]. Концентрированная иодистоводородная кислота, которая представляет собой сильно кислотный раствор, содержащий мощный нуклеофил 1 , служит, вероятно, наиболее эффективным реагентом для расщепления простых эфиров в водной среде. Этот реагент используется в классическом аналитическом методе определения метоксильных групп [181], превращаем мых в летучий иодметан. Реагент может применяться в некоторых случаях и для препаративных целей, например при получении инозитов из существующих в природе их метиловых эфиров [182] уравнение (113) . [c.338]

    Апротонные растворители. Колориметрический метод определения констант диссоциации нашел специальное применение в случае апротонных растворителей, например бензола. Эти растворители не обнаруживают ни кислотных, ни щелочных свойств, и они не дают эффекта уравнивания силы кислот, наблюдаемого в случае растворов кислот в протонофильной среде, или уравнивания силы оснований в случае их растворов в протоногенной среде (ср. стр. 404 и 406). Таким образом, можно сравнивать силу кислот или оснований в таких условиях, когда растворитель не оказывает специфического влияния на процесс диссоциации. Предположим, что в апротонной среде растворено некоторое количество кислоты НА и добавлено известное количество основания В хотя взятые в отдельности кислота или основание не могут обнаруживать свои [c.441]

    Потенциометрическое титрование широко применяется в органической химии. Этот метод легко приспособить к микротитрованию 2]. Он дает возможность титровать очень слабые кислоты и основания, а также основания и кислоты при больших разбавлениях или в присутствии окрашенных веществ, окислителей и коллоидов. На основании кривых титрования можно определить количество оттитрованных групп. На основании точек эквивалентности можно определить эквивалентные веоа, а отсюда возможный молекулярный вес органической кислоты или основания, а также силу кислоты или основания и степени ионизации функциональных групп. Определение эквивалентов необходимо при работе по выяснению строения соединений и может быть применено для оценки их чистоты (3]. Величины р/С имели [c.184]

    Рассмотрим теперь кратко методы, применяемые для измерения силы кислот и оснований, особенно в водном растворе. Большинство обычных методов состоит в непосредственном определении концентрации кислоты А или основания В в растворе с известной суммарной концентрацией обеих частиц, Лучший способ измерения концентраций, который не приводит к смещению равновесия в системе, основан на использовании оптических свойств вещества, таких, как способность поглощать электромагнитное излучение (в видимой и ультрафиолетовой областях) или способность рассеивать свет (спектроскопия комбинационного рассеяния). В случае кислот или оснований умеренной силы спектр чистых А или В можно получить экспериментально, добавляя избыток протонов или гидроксил-ионов в раствор. Если кислота достаточно сильная (ТОЮ» ), реакция А + Н20ч=г В + Нз0+ будет очень быстро протекать в направлении слева направо. Поэтому, чтобы получить люстаточно большое отношение [А]/[В], может оказаться необходимым использовать концентрированные растворы. Применение концентрированных растворов ниосит [c.39]

    Два наиболее часто применяемые метода для определения констант ионизации кислот и оснований следующие 1) измерение электропроводности и 2) метод электродвижущих сил. Прежние измерения делались почтч [c.134]


Таблица силы кислот и оснований. Относительная сила кислот и оснований. Значения констант кислотности и констант основности. Амфолиты. Кислые соли



Данные — С. Т. Жуков «Химия 8-9 класс»

  • Сильная кислота – кислота, реагирующая с избытком воды необратимо.
  • Слабая кислота – кислота, реагирующая с избытком воды обратимо и, как правило, незначительно.
    • Сильные кислоты: HCl, HBr, HI, HClO4, HClO3, h3SO4, H2SeO4, HNO3 и некоторые другие.
  • Сильное основание – основание, реагирующее с избытком воды необратимо.
  • Слабое основание – основание, реагирующее с избытком воды обратимо и, как правило, незначительно.
    • К сильным веществам-основаниям относятся все хорошо растворимые ионные гидроксиды (их называют еще » щелочами » ), так как при их растворении в воде гидроксид-ионы полностью переходят в раствор.
    • К слабым основаниям относится NH3 и некоторые другие вещества. К ним же относятся и практически нерастворимые гидроксиды элементов, образующих металлы, (» гидроксиды металлов» ) потому, что при взаимодействии этих веществ с водой в раствор переходит лишь ничтожное количество гидроксид-ионов.
  • Слабые основания-частицы (их еще называют » анионные основания» ): F, NO2, SO32-, S2, CO32-, PO43- и другие анионы, образующиеся из слабых кислот.
  • Не обладают основными свойствами анионы Cl , Br , I, HSO4 , NO3 и другие анионы, образующиеся из сильных кислот
  • Не обладают кислотными свойствами катионы Li+ , Na+, K+, Ca2+, Ba2+ и другие катионы, входящие в состав сильных оснований.
  • Кроме частиц-кислот и частиц-оснований, существуют еще частицы, проявляющие и кислотные, и основные свойства, например — вода. Кроме воды, это гидросульфит-ион, гидросульфид-ион и другие аналогичные ионы. Например, HSO3 проявляет как свойства кислоты  HSO3 + H2O=SO3 + H3O+ ,  так и свойства основания HSO + H2O = H2SO3 + OH—  Подобные частицы называются амфолитами.
  • Амфолит – частица, способная как отдавать протон молекуле растворителя, так и принимать протон от молекулы растворителя.
  • Большинство частиц-амфолитов представляют собой молекулы слабых кислот, потерявшие часть протонов (HS , HSO3 , HCO3 , h3PO4 , HPO42- и некоторые другие). Анион HSO4 не проявляет основных свойств и является довольно сильной кислотой и, потому, к амфолитам не относится. Соли, в состав которых входят такие анионы, называются кислыми солями.
  • Кислые соли – соли, в состав которых входят анионы, способные отдавать протон. Примеры кислых солей и их названий:
    • KHS – гидросульфид калия,
    • NaHSO4 – гидросульфат натрия,
    • LiHSO3 – гидросульфит лития,
    • Ca(HCO3)2 – гидрокарбонат кальция,
    • KH2PO4 – дигидрофосфат калия,
    • Na2HPO4 – гидрофосфат натрия.

Как определить силу кислоты

Какая из кислот сильнее?Ответы на этот вопрос не так уж прост, как кажется на первый взгляд. Смотря по каким признакам и в какой среде определять силу кислоты. Не стоит также путать окислительные и кислотные свойства кислоты – иногда они могут не совсем совпадать. Например, смесь соляной и азотной кислоты – «царская водка» — один из самых сильных окислителей. Но соляная и азотная кислоты не самые сильные.Вам понадобится

С точки зрения теории электролитической диссоциации кислота — это соединение, которое при диссоциации в воде распадается на положительный ион водорода и отрицательно заряженное основание. Из определения вытекает, что степень диссоциации определяет силу кислоты.

Степень диссоциации зависит от концентрации и задается уравнением: a = Cдис/Собщ, %; где Сдис – молярная концентрация продиссоциировавших молекул, Собщ – общая молярная концентрация вещества, взятого для приготовления раствора. Сильные кислотыдиссоциируют практически полностью,кислоты средней силы – от 3 до 30%, слабые – менее 3 %. Как видно из уравнения, чем больше концентрация вещества в растворе, тем меньше величина а. Зная степень диссоциации вы можете судить о силе кислоты.

Силу кислоты также характеризует константа диссоциации или константа кислотности. Она задается выражением: К = [A+]*[B-]/[AB] = const, где [A+], [B-] – равновесные концентрации продиссоциировавших ионов, [AB] – равновесная концентрация непродиссоциировавших молекул. От общей молярной концентрации вещества константа диссоциации не зависит. С повышением температуры степень и константа диссоциации увеличиваются.

Чтобы определить силу кислоты, найдите ее константу диссоциации в справочных таблицах. Чем она больше, тем сильнее кислота. Сильные кислоты имеют константу от 43,6 (HNO3) и выше. К сильным кислотам относится часть минеральных кислот: хлорная, соляная, серная и другие. К слабым кислотам относятся органические кислоты (уксусная, яблочная и др.) и некоторые из минеральных (угольная, цианистая).

Наряду с константой используется показатель кислотностиpK, который равный отрицательному десятичному логарифму от константы: pK = — lgK. У сильных кислот он отрицательный.

Но как определить какая из сильных кислот сильнее, если степени их диссоциации в воде стремятся к бесконечности? Такие кислоты называются суперкислотами. Чтобы сравнитьмежду собой, их рассматривают по теории Льюиса как акцепторы электронов. Силу суперкислот измеряют в других средах, имеющих при взаимодействии с ними свойства слабого основания. Эти среды связывают протоны водорода кислоты.

Сила — кислота — Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 3

Сила — кислота

Cтраница 3

Сила кислот и оснований обусловлена той легкостью, с которой они отдают или принимают протон. Кислота тем сильнее, чем легче она отдает протон. Основание тем сильнее, чем легче оно принимает протон.
 [31]

Сила кислоты и основания одной и той же протолитической пары в соответствии с уравнением (4.20) взаимосвязана. Чем сильнее кислота, тем слабее сопряженное с ней основание, и наоборот. Если для оценки силы протолитов пользоваться значениями р / ( Аа, можно сказать, что с увеличением этих значений уменьшается сила кислот и увеличивается сила оснований.
 [32]

Сила кислоты и основания одной и той же протолитической пары в соответствии с уравнением (4.13) взаимосвязана. Чем сильнее кислота, тем слабее сопряженное с ней основание, и наоборот. Если для оценки силы протолитов пользоваться значениями pA A, можно сказать, что с увеличением этих значений уменьшается сила кислот и увеличивается сила оснований.
 [33]

Сила кислот определяется их способностью к электролитической диссоциации. К сильным относятся соляная, азотная, серная, хлорная и др. Кислоты средней силы — фосфорная, сернистая.
 [34]

Сила кислот и оснований всецело связана с их степенью диссоциации: чем больше степень диссоциации, тем сильнее соответствующая кислота или основание.
 [35]

Сила кислот, отвечающих высшим степеням окисления, в ряду Мп — Тс — Re закономерно уменьшается. Если НМп04 по силе напоминает соляную кислоту, то НТсО4 и HReO4 диссоциированы в меньшей степени. Соли этих кислот называются соответственно перманганатами, пертехнатами и перренатами.
 [36]

Сила кислот и оснований увеличивается с увеличением энергии сольватации ионов, которая возрастает с увеличением диэлектрической проницаемости растворителя и дипольного момента его молекул. Эти уравнения позволяют оценить силу электролита по независимым данным. Однако недостаточность и малая точность значений величин протонного сродства к химической энергии сольватации многих ионов резко ограничивает эту возможность.
 [37]

Сила кислот, отвечающих высшим степеням окисления, в ряду Ми — Тс — Re закономерно уменьшается. Если НМпО4 по силе напоминает соляную кислоту, то НТсО4 и HReO4 диссоциированы в меньшей степени. Соли этих кислот называются соответственно перманганатами, пертехнатами и перренатами.
 [38]

Сила кислот и оснований, согласно протолитической теории, оценивается по реакции с водой.
 [39]

Сила кислот представляет собой количественное выражение электронодонорной способности, сила щелочей-электроноакцеп-торной. Под действием ионов Н и ОН — или Н3О при гидролизе сперва происходит ионизация двойной связи по карбонильной группе и присоединение указанных ионов.
 [40]

Сила кислоты или основания измеряется их константами диссоциации. Сильные кислоты — сильные доноры протонов, и их / Са велики; сильные основания — сильные акцепторы протонов, и их Кь велики. Слабые кислоты н основания имеют низкие значения / Са и Къ, так как протонное равновесие сдвинуто соответственно в сторону НА и В.
 [41]

Сила кислоты и сила основания не находятся в обратной зависимости, так как в каждой реакции автопротолиза мы имеем дело с двумя парами сопряженных систем кислота — основание.
 [42]

Сила кислот выражается их тенденцией к образованию солей. Чем сильнее кислота, тем энергичнее она реагирует с данным основанием ( которым может быть и растворитель), тем полнее протекает реакция и тем прочнее соль. Ниже описаны методы, которыми Ганч воспользовался для установления относительной силы кислот.
 [43]

Сила кислоты, кислотность раствора определяется степенью превращения электронейтрального основания в соль при его реакции с кислотой. О ионизации основания удобно судить, если ей сопутствует изменение окраски. Поэтому в качестве электронейтральных оснований используют индикаторы, степень ионизации которых определяют колориметрическим методом.
 [44]

Сила кислот слабые, усиление 128, 264, 267 ел.
 [45]

Страницы:  

   1

   2

   3

   4




определение силы аккумуляторной батареи по плотности кислоты

Области применения


Регулярные проверки кислоты в аккумуляторе гарантируют защиту электрического оборудования в случае перебоев в подаче электроэнергии. DMA 35 Ех в искробезопасном корпусе позволит выполнить проверку плотности электролита в ячейках аккумулятора менее чем за минуту!

1. Гарантия полной мощности


Многие организации, такие как трансформаторные станции, электростанции или больницы, нуждаются в аварийной системе электроснабжения. Электростанции всегда оснащены аккумуляторными батареями. В случае отключения электроэнергии, аккумулятор автоматически берет на себя функцию источника напряжения, чтобы поддерживать жизненно важные функции системы — например, оповестить центральную станцию об отключении электропитания, активировать разделитель электрического питания, обеспечить аварийное освещение и пожарную сигнализацию.


Аккумуляторная батарея состоит из большого количества электрохимических ячеек, соединенных последовательно. Электролитом в ячейках обычно является серная кислота. Из-за химических реакций во время разрядки, плотность электролита постепенно уменьшается. Плотность аккумуляторной кислоты дает информацию о концентрации H2SO4 и о заряде батареи (Рисунок 1). В зависимости от результата измерения плотности пользователь знает, необходимо ли проводить техническое обслуживание аккумулятора или заменять его. Для обнаружения и обслуживания самого слабого элемента(ов) батареи обязательна регулярная проверка плотности. По факту, аккумуляторная батарея обладает таким же зарядом, что и ее самая слабая ячейка.

2. Одна минута на ячейку


Портативный плотномер DMA 35 Ех от Anton Paar позволяет обслуживающему персоналу выполнять регулярную проверку плотности ячеек батареи непосредственно на трансформаторной станции. Прибор имеет Ех-сертификат (Ех маркировки II 2 G Ех ib IIC T4), что обеспечивает безопасную рабочую атмосферу в опасных складских помещениях, где постоянно присутствует электролитический газ.




Рисунок 1: Безопасный диапазон концентрации для резервных аккумуляторных ячеек


Несколько миллилитров образца отбираются из батарейного отсека при помощи встроенного шприцевого насоса DMA 35 Ех. Прибор измеряет плотность и температуру образца в течение нескольких секунд и отображает плотность, с пересчетом на 20 ° С, или концентрацию H2SO4 в % по весу. Измеренные результаты сохраняются в памяти прибора, а затем распечатываются или экспортируются на ПK через Bluetooth. Точки отбора проб могут быть идентифицированы автоматически с помощью RFlD-метки («Радиочастотная идентификация»). ID образца хранится в памяти плотномера вместе с результатом измерения, обеспечивая полную отслеживаемость полученных данных. По окончании работы измерительная ячейка просто промывается дистиллированной водой.




Портативный плотномер DMA™ 35

3. Высокая концентрация кислоты или даже олеум? Есть решение!


Для измерения более высоких концентраций серной кислоты используют прибор для измерения плотности и скорости звука DSA 5000 М, который обеспечивает правильные результаты во всем диапазоне концентраций.

20. Что такое Ка,рКа? Какая существует зависимость между их величиной и силой кислоты?

Ка
– константа кислотности. Для количественной
характеристики кислотных свойств
используется величина рКа = -lgKa.
Чем меньше рКа, тем больше кислотность
по Бренстеду.

21. Дать определения кислоты и основания по теории Бренстеда.

Кислота-
вещество, способное в растворах отдавать
протон, т.е донор протонов, а основание
– вещество, способное присоединять
протон, т.е акцептор протонов.

22. От каких факторов зависит сила кислот? Перечислите их.

Сила
кислоты определяется стабильностью
образующегося аниона. Чем стабильнее
анион, тем сильнее кислота. Стабильность
аниона зависит от делокализации
(распределения) «отрицательного» заряда
по всей частице (аниону). Стабильность
аниона зависит от:

  1. Природы
    атома в кислотном центре
    (электроотрицательности и поляризуемости
    элемента)

  2. Характера
    связанного с кислотным центром
    органического радикала электроноакцепторного
    или электронодонорного

  3. Сольватационных
    эффектов

23. Как зависит кислотность от природы атома в кислотном центре? Как она изменяется в группах, периодах? Почему?

Под
природой гетероатома понимают его
электроотрицательность (Э.О.) и
поляризуемость. Чем больше ЭО тем легче
осуществляется гетеролитический разрыв
в молекуле. В периодах слева направо с
ростом заряда ядра растет ЭО, т.е.
способность элементов удерживать
отрицательный заряд. В результате
смещения электронной плотности связь
между атомами поляризуется. Чем больше
электронов и чем больше радиус атома,
тем дальше электроны внешнего
энергетического уровня расположены от
ядра, тем выше поляризуемость и выше
кислотность.

24. Охарактеризуйте влияние донорных и акцепторных заместителей на силу кислоты и оснований.

Электроноакцепторые
заместители способствуют делокализации
отрицательного заряда, стабилизируют
анион и увеличививают кислотность.
Электронодонорные заместители, наоборот,
препятствуют делокализации отрицательного
заряда и понижают кислотность.
Электронодонорные заместители повышают
основные свойства, т.к увеличивают
электронную плотность на атоме основного
центра, а электроноакцепторные –
понижают электронную плотность и
выраженность основных свойств.

25.
Как зависит кислотность от природы
растворителя?

Растворители
оказывают сильное влияние на стабилизацию
образующегося аниона (эффект сольватации).
Лучше гидратируются небольшие по размеру
ионы с низкой степенью делокализации
заряда. Например, в ряду карбоновых
кислот с увеличением длины алифатического
(гидрофобного) радикала кислотность
уменьшается.

33.Почему
реакция натрия со спиртом идет медленнее,
чем с водой?

Нужно
отметить, что реакция между спиртом и
натрием протекает не так энергично, как
реакция натрия с водой. Еще медленнее
действуют на спирт другие металлы,
сравнительно легко вытесняющие водород
из воды, как, например, кальций. Таким
образом, кислотные свойства у спирта
выражены слабее, чем у воды.

34.
почему вода разлагает этилат натрия?

СН3-СН2-О(-)
+ Н-О-Н ——> СН3-СН2-О-H + Н-О(-).

Реакция
свелась к тому, что этилат-анион «оторвал»
протон от молекулы воды.

Можно
трактовать и иначе: будучи более сильной
кислотой, чем этанол, вода передает свой
протон этилат-аниону, при этом сама
превращается в гидроксид-анион.

Таким
образом, это самая обычная кислотно-основная
реакция: более сильная кислота (вода)
вытесняет более слабую кислоту (этанол)
из ее соли (этилат натрия можно и нужно
рассматривать как соль).

35.
Основность диэтиламина и анилина

Диэтиламин.
Анилин

(C2H5)2NH.

Из-за
наличия в молекулах неподеленной пары
электронов амины, как и аммиак, проявляют
основные свойства. В ряду

анилин
аммиак первичный амин вторичный амин

основные
свойства усиливаются, из-за влияния
типа и числа радикалов.

Следовательно
диэтиламин более сильное основание,чем
анилин.

36
общая характеристика реакционной
способности гетерофунсоединений.
Кислотно-основная свойства.

Вещества
природного происхождения часто
представлены гетерофункциональными
соединениями, поскольку они включают
сочетание различных функциональных
групп — карбоксильной, гидроксильной,
карбонильной, аминогруппы и др. Не
исключено, что при этом в молекуле может
быть и несколько одинаковых функциональных
групп.

В
первом приближении химические свойства
гетерофункциональных соединений
представляют собой сумму свойств,
обусловленных каждой группой в
отдельности. Однако во многих случаях
наличие двух (или более) различных
функциональных групп приводит к усилению
или ослаблению свойств, присущих
монофункциональным соединениям, и, что
важнее, порождает специфические
химические свойства, присущие только
гетерофункциональным соединениям.
Кислотность гидроксикислот выше, чем
незамещённых карбоновых кислот. Это
обусловлено электроноакцепторным
действием гидроксильной группы
(-I-эффект), и чем ближе она к кислотному
центру, тем это влияние сильнее. Так,
pKa молочной кислоты на порядок выше, чем
пропановой кислоты (3,9 и 4,9 соответственно).

Аминокислоты
содержат одновременно кислотную (СООН)
и основную (Nh3) группы. Привычное написание
формул аминокислот как соединений,

содержащих
амино- и карбоксильную группу, например
RCH(Nh3)COOH, является условным и не отражает
их истинного строения. Как в кристаллическом
состоянии, так и в среде, близкой к
нейтральной, аминокислоты существуют
в виде внутренней соли — диполярного
иона, называемого также цвиттер-ионом
(от нем. Zwitter — смешанный тип).

В
сильнокислой среде в аминокислотах
полностью протонирована аминогруппа
(катионная форма) и не диссоциирована
карбоксильная группа. В сильнощелочной
среде, напротив, не протонирована
аминогруппа, а карбоксильная группа
полностью ионизирована (анионная форма)

Определение относительной силы кислот | khimie.ru

Для того, чтобы определить относительную силу кислот, собирают приборы (рис.), состоящие из двух закрепленных на штативе перевернутых вверх дном бюреток.

Рис. Прибор для определения относительной силы кислот

Бюретки соединяют резиновыми трубками с воронками, опущенными в кристаллизаторы. В один из кристаллизаторов заранее наливают 1 н. раствора соляной кислоты, в другой ‒ 1 н. раствора уксусной кислоты. Этими растворами наполняют бюретки, засасывая растворы с помощью резиновой трубки с предохранителем. Уровень растворов устанавливают по верхней черте.

Готовят две навески порошка цинка по 1 г. Быстро высыпают цинк в кристаллизаторы с растворами кислоты, немного поднимая при этом воронки так, чтобы цинк оказался под воронками. Поднимать воронки следует осторожно, чтобы воздух не зашло в бюретки. Цинк высыпают сначала в кристаллизатор с раствором уксусной кислоты, затем в кристаллизатор с раствором соляной кислоты.

Результате реакции между цинком и кислотами выделяется водород, который собирается в бюретки, вытесняя с них раствор кислот. По скорости выделения водорода (количество пузырьков в единицу времени) определяют силу или активность кислоты. Уже через несколько минут можно наблюдать, что с соляной кислоты водород выделяется с большей скоростью, чем с уксусной.

Несмотря на то, что скорость реакций для кислот неодинакова, общее количество водорода, которое выделится в конце реакций, будет одинакова для обеих кислот, потому что эти кислоты одноосновные.

Из двух кислот, которые исследовались, соляная кислота является значительно более сильной, чем уксусная. Для наглядного демонстрирования опыта к кислотам добавляют индикатор метилоранж.

Реактивы и оборудование: соляная кислота НС1, уксусная кислота СН3СООН, порошок цинка, метилоранж: две одинаковые бюретки, две лейки, резиновые трубки, два кристаллизаторы.

Ваш отзыв

Вы должны войти, чтобы оставлять комментарии.

От чего зависит сила кислоты?

Кислота получает свои характеристики от атомов водорода в ее молекулах. Сильные кислоты имеют слабосвязанные атомы водорода, и молекулы легко отделяются от них в растворе. Сколько из этих атомов водорода диссоциируют и образуют ионы водорода, определяет силу кислоты. Сильные кислоты теряют большую часть или все свои атомы водорода в водном растворе и образуют ионы H 3 O с положительным зарядом. Остальная часть молекулы кислоты образует отдельный ион с отрицательным зарядом.

TL; DR (слишком долго; не читал)

Для сильных кислот большинство или все слабосвязанные атомы водорода в их молекулах образуют ионы водорода в водном растворе. Слабые кислоты остаются в основном вместе в виде молекул, и только некоторые из их атомов водорода образуют ионы. Положительные ионы водорода и соответствующие отрицательные ионы остальной части молекулы кислоты придают кислотам их основные характеристики.

Сильные кислоты и как они диссоциируют

К наиболее сильным общедоступным кислотам относятся соляная кислота, HCl и серная кислота, H 2 SO 4 .Связь между атомами водорода и хлора соляной кислоты достаточно слабая, чтобы все атомы водорода отделялись от атомов хлора, когда кислота растворяется в воде. Атомы водорода в молекулах соляной кислоты потеряли свои одиночные электроны на атомы хлора в химической реакции, в результате которой образовалось соединение соляной кислоты. В результате атомы водорода образуют ионы с зарядом плюс один, а атомы хлора образуют ионы с зарядом минус один.

Точно так же атомы водорода молекулы серной кислоты потеряли свои электроны в химической реакции, в результате которой образовалась серная кислота.Они также слабо удерживаются и отделяются от атомов SO 4 , образуя два иона водорода с зарядом плюс один. Атомы SO 4 образуют отрицательный сульфат-ион с зарядом минус два.

Как диссоциируют сильные основания

Там, где ионы водорода сильных кислот диссоциируют в воде и придают раствору характеристики кислоты, ион гидроксида играет ту же роль для сильных оснований. Гидроксид натрия, NaOH, и гидроксид кальция, Ca (OH) 2 , являются примерами сильных оснований, которые полностью диссоциируют в воде.Слабо удерживаемый ион ОН с зарядом минус один диссоциирует от иона натрия с зарядом плюс один или от иона кальция с зарядом плюс два. Большое количество ионов ОН в воде придает раствору характеристики сильного основания.

Когда сильные кислоты и сильные основания вступают в реакцию

Поскольку сильные кислоты и основания полностью диссоциируют в воде, они могут нейтрализовать друг друга и образовать стабильную соль. Если правильные пропорции кислоты и основания медленно смешиваются, ионы водорода H с положительным зарядом объединяются с отрицательно заряженными ионами гидроксида OH с образованием воды.Остальные части молекул, растворенные в воде, объединяются в соль.

Например, если гидроксид натрия медленно добавляют к соляной кислоте, ионы ОН гидроксида натрия объединяются с ионами Н соляной кислоты с образованием воды. Ионы натрия соединяются с ионами хлора с образованием хлорида натрия или поваренной соли. Из-за силы кислоты и основания все их ионы растворились и все вместе образовали воду. Сильные кислоты и сильные основания могут полностью нейтрализовать друг друга.

5.4: Факторы, определяющие кислотную силу

Периодические тенденции

Во-первых, мы сосредоточимся на отдельных атомах и подумаем о тенденциях, связанных с положением элемента в периодической таблице. Мы будем использовать в качестве наших первых моделей простые органические соединения этан, метиламин и метанол, но эти концепции в равной степени применимы и к более сложным биомолекулам, таким как боковые цепи аланина, лизина и серина.

Мы можем видеть четкую тенденцию кислотности, когда мы движемся слева направо по второй строке периодической таблицы от углерода к азоту и кислороду.Ключом к пониманию этой тенденции является рассмотрение гипотетического конъюгированного основания в каждом случае : чем более стабильно (слабее) конъюгированное основание, тем сильнее кислота . Посмотрите, где заканчивается отрицательный заряд в каждой сопряженной базе. В этил-анионе отрицательный заряд несет углерод, в то время как в анионе метиламина и анионе метоксида заряды расположены на азоте и кислороде соответственно. Вспомните периодическую тенденцию электроотрицательности: она также увеличивается по мере того, как мы движемся слева направо по строке, а это означает, что кислород является наиболее электроотрицательным из трех, а углерод — наименее. Чем более электроотрицателен атом, тем лучше он способен нести отрицательный заряд. . Таким образом, метоксид-анион является наиболее стабильным (с наименьшей энергией, наименее основным) из трех сопряженных оснований, а этил-анион является наименее стабильным (с наибольшей энергией, наиболее основным).

Мы можем использовать тот же набор идей, чтобы объяснить разницу в основности между водой и аммиаком.

Глядя на значения pK a для соответствующих конъюгированных кислот, мы знаем, что аммиак более щелочной, чем вода.Кислород, как более электроотрицательный элемент, более плотно связан со своей неподеленной парой, чем азот. Таким образом, неподеленная пара азота с большей вероятностью разорвется и образует новую связь с протоном — другими словами, она более проста. Еще раз, более реакционноспособное (более сильное) основание конъюгата означает менее реакционноспособное (более слабое) конъюгированное основание.

При движении по вертикали в пределах данного столбца периодической таблицы мы снова наблюдаем четкую периодическую тенденцию изменения кислотности. Лучше всего это иллюстрируется галогенидами: основность, как и электроотрицательность, увеличивается по мере продвижения вверх по столбцу.

И наоборот, кислотность в галогенкислотах увеличивается по мере того, как мы перемещаемся на вниз по колонки.

Чтобы понять эту тенденцию, мы еще раз рассмотрим устойчивость сопряженных оснований. Поскольку фтор является наиболее электроотрицательным элементом галогена, можно ожидать, что фторид также будет наименее основным ионом галогена. Но на самом деле это минимум, стабильный, а самый базовый! Оказывается, что при вертикальном движении в периодической таблице размер атома размера превосходит его электроотрицательность в отношении основности.Атомный радиус йода примерно в два раза больше, чем у фтора, поэтому в ионе йода отрицательный заряд распространяется на значительно больший объем:

Это иллюстрирует фундаментальную концепцию органической химии, которая достаточно важна, чтобы выделить ее красным:

Электростатические заряды, положительные или отрицательные, более стабильны, когда они «распределены», чем когда они ограничены одним атомом .

Мы увидим, как эта идея выражается снова и снова в ходе нашего исследования органической реакционной способности во многих различных контекстах.Пока это понятие применяется только к влиянию радиуса атома на стабильность аниона. Поскольку фторид является наименее стабильным (наиболее основным) из галогенидных конъюгированных оснований, HF является наименее кислой из галогенкислот, лишь немного сильнее, чем уксусная кислота. HI, с pK a около -9, является одной из самых сильных известных кислот.

Что еще более важно для изучения биологической органической химии, эта тенденция говорит нам о том, что тиолы более кислые, чем спирты. Например, pK a тиоловой группы в боковой цепи цистеина составляет приблизительно 8.3, в то время как pK a для гидроксила в боковой цепи серина составляет порядка 17.

Еще раз повторю: сила кислоты увеличивается по мере того, как мы перемещаемся вправо по строке периодической таблицы и по мере того, как мы движемся вниз по столбцу.

Пример 7,6

Изобразите структуру основания конъюгата, которое образовалось бы, если бы указанное ниже соединение реагировало с 1 молярным эквивалентом гидроксида натрия:

Решение

Резонансный эффект

В предыдущем разделе мы сосредоточили наше внимание на периодических тенденциях — различиях в кислотности и основности между группами, в которых обменный протон был связан с разными элементами.Теперь пришло время подумать о том, как структура различных органических групп влияет на их относительную кислотность или основность, даже когда мы говорим об одном и том же элементе, действующем как донор / акцептор протонов. Первая модельная пара, которую мы рассмотрим, — это этанол и уксусная кислота, но сделанные нами выводы будут одинаково справедливы для всех групп спирта и карбоновых кислот.

Несмотря на то, что обе являются кислородными кислотами, значения pK a этанола и уксусной кислоты сильно различаются.Что делает карбоновую кислоту более кислой, чем спирт? Как и раньше, начнем с рассмотрения сопряженных оснований.

У обоих видов отрицательный заряд конъюгированного основания удерживается кислородом, поэтому периодические тенденции не могут быть вызваны. Однако для уксусной кислоты есть ключевое различие: можно нарисовать резонансный вклад, в котором отрицательный заряд локализован на втором кислороде группы. Две резонансные формы для сопряженного основания равны по энергии в соответствии с нашими «правилами резонанса».Как вы помните, это означает, что отрицательный заряд ацетат-иона не находится ни на одном, ни на другом кислороде: скорее, он распределяется между ними двумя. Химики используют термин «делокализация заряда» для описания этой ситуации. В этоксид-ионе, напротив, отрицательный заряд «заблокирован» на единственном кислороде — ему больше некуда деваться.

А теперь пора вспомнить утверждение из предыдущего раздела, которое было настолько важным, что оно было напечатано жирным шрифтом в отдельном абзаце — на самом деле, это настолько важно, что мы просто скажем это еще раз: «Электростатические заряды , будь то положительные или отрицательные, более стабильны, когда они «разбросаны», чем когда они ограничены одним атомом.«Теперь мы видим эту концепцию в другом контексте, где заряд« распространяется »(другими словами, делокализуется) за счет резонанса , а не просто из-за размера задействованного атома.

Делокализация заряда за счет резонанса оказывает очень сильное влияние на реакционную способность органических молекул, достаточное для того, чтобы учесть разницу более чем на 12 pK a единиц между этанолом и уксусной кислотой (и помните, pK a — это логарифмическое выражение , поэтому мы говорим о разнице между константами кислотности двух молекул более 10 12 ).Ацетат-ион намного более стабилен, чем этоксид-ион, все из-за эффектов резонансной делокализации.

Эффект резонанса также хорошо объясняет, почему атом азота является основным, когда он находится в амине, но не основным, когда он является частью амидной группы. Напомним, что в амиде существует значительный характер двойной связи углерод-азотной связи из-за второго резонансного фактора, в котором неподеленная пара азота является частью p-связи.

В то время как неподеленная электронная пара аминного азота «застревает» в одном месте, неподеленная пара на амидном азоте делокализована в результате резонанса.Обратите внимание, что в этом случае мы расширяем наше центральное утверждение, чтобы сказать, что плотность электронов — в форме неподеленной пары — стабилизируется за счет резонансной делокализации, даже если здесь нет отрицательного заряда. Вот еще один способ подумать об этом: неподеленная пара на амидном азоте недоступна для связывания с протоном — эти два электрона слишком «удобны», будучи частью делокализованной системы пи-связывания. Неподеленная пара на аминном азоте, напротив, не является частью делокализованной p-системы и очень готова к образованию связи с любым кислотным протоном, который может находиться поблизости.

Часто требуется тщательное размышление, чтобы предсказать наиболее кислый протон в молекуле. Аскорбиновая кислота, также известная как витамин С, имеет pK , равное 4,1.

В этой молекуле четыре гидроксильные группы — какая из них наиболее кислая? Если мы рассмотрим все четыре возможных сопряженных основания, мы обнаружим, что есть только одно, для которого мы можем делокализовать отрицательный заряд по двум атомам кислорода.

Пример 7.7

Расположите перечисленные ниже соединения от наиболее кислых до наименее кислых и объясните свои рассуждения.

Решение

Индуктивный эффект

Сравните значения pK a уксусной кислоты и ее моно-, ди- и трихлорированных производных:

Присутствие хлоринов явно увеличивает кислотность группы карбоновой кислоты, но аргумент здесь не имеет отношения к резонансной делокализации, потому что для хлорированных молекул нельзя выделить дополнительные резонансные составляющие.Скорее, объяснение этого явления связано с так называемым индуктивным эффектом . Атом хлора более электроотрицателен, чем водород, и, таким образом, способен «индуцировать» или «притягивать» электронную плотность к себе, от карбоксилатной группы. Фактически, атомы хлора способствуют дальнейшему расширению электронной плотности сопряженного основания, что, как мы знаем, имеет стабилизирующий эффект. В этом контексте заместитель хлора называется электроноакцепторной группой .Обратите внимание, что эффект понижения pK и для каждого атома хлора, хотя и значительный, не так драматичен, как эффект делокализационного резонанса, проиллюстрированный разницей в значениях pK a между спиртом и карбоновой кислотой. В общем, резонансные эффекты более мощные, чем индуктивные эффекты .

Индуктивный электроноакцепторный эффект хлора осуществляется за счет ковалентных связей, и его влияние заметно уменьшается с расстоянием — таким образом, хлор на два атома углерода от группы карбоновой кислоты оказывает меньшее влияние по сравнению с хлором, находящимся на расстоянии одного атома углерода.

Пример

Расположите перечисленные ниже соединения от наиболее кислых до наименее кислых и объясните свои рассуждения.

Решение

Сила кислот | Безграничная химия

Сильные кислоты

В воде сильные кислоты полностью диссоциируют на свободные протоны и сопряженное с ними основание.

Цели обучения

Расчет pH для растворов сильных кислот.

Основные выводы

Ключевые моменты
  • Сильные кислоты могут катализировать химические реакции.
  • Сильные кислоты определяются по их pKa. Кислота должна быть сильнее в водном растворе, чем ион гидроксония, поэтому ее pKa должен быть ниже, чем у иона гидроксония. Следовательно, сильные кислоты имеют pKa <-174.
  • Сильные кислоты могут быть органическими или неорганическими.
  • С сильными кислотами необходимо обращаться осторожно, поскольку они могут вызвать серьезные химические ожоги.
  • Сильные кислоты необходимы для катализатора некоторых реакций, включая синтез и гидролиз карбонильных соединений.
Ключевые термины
  • карбонил : двухвалентная функциональная группа (-CO-), характерная для альдегидов, кетонов, карбоновых кислот, амидов, ангидридов карбоновых кислот, карбонилгалогенидов, сложных эфиров и других.
  • сложный эфир : соединение, обычно образующееся при конденсации спирта и кислоты и удалении воды. он содержит двойную связь углерод-кислород функциональной группы, соединенную через углерод с другим атомом кислорода
  • гидролиз : химический процесс разложения; включает расщепление связи и добавление катиона водорода и аниона гидроксида воды

Определение сильных кислот

Сила кислоты означает легкость, с которой кислота теряет протон.- (\ text {aq}) [/ latex]

Точнее, кислота должна быть сильнее в водном растворе, чем ион гидроксония (H + ), поэтому сильные кислоты имеют pKa <-1,74. Примером является соляная кислота (HCl), pKa которой составляет -6,3. Обычно это означает, что в водном растворе при стандартной температуре и давлении концентрация ионов гидроксония равна концентрации сильной кислоты, введенной в раствор.

Ионизация кислот и оснований в воде : сильная кислота полностью ионизируется в водном растворе, теряя один протон (H +).

Из-за полной диссоциации сильных кислот в водном растворе концентрация ионов гидроксония в воде равна общей концентрации (ионизированной и неионизированной) кислоты, введенной в раствор:

[H + ] = [A ] = [HA] всего и pH = −log [H + ].

Сильные кислоты, как и сильные основания, при контакте с живыми тканями могут вызывать химические ожоги.

Примеры сильных кислот

Некоторые распространенные сильные кислоты (кислоты с pKa <-1) включают:

  • Йодоводородная кислота (HI): pKa = -9.3
  • Бромистоводородная кислота (HBr): pKa = -8,7
  • Хлорная кислота (HClO 4) : pKa ≈ -8
  • Соляная кислота (HCl): pKa = -6,3
  • Серная кислота (H 2 SO 4 ): pKa1 ≈ -3 (только первая диссоциация)
  • п-Толуолсульфоновая кислота: pKa = -2,8
  • Азотная кислота (HNO 3 ): pKa ≈ -1,4
  • Хлорная кислота (HClO 3 ): pKa ≈ 1,0

п-Толуолсульфоновая кислота : п-Толуолсульфоновая кислота является примером органически растворимой сильной кислоты с pKa, равным -2.8.

Сильный кислотный катализ

Сильные кислоты могут ускорять скорость некоторых реакций. Например, сильные кислоты могут ускорять синтез и гидролиз карбонильных соединений. С карбонильными соединениями, такими как сложные эфиры, синтез и гидролиз проходят через тетраэдрическое переходное состояние, где центральный углерод имеет кислород, спиртовую группу и исходную алкильную группу. Сильные кислоты протонируют карбонил, что делает кислород положительно заряженным, так что он может легко принимать электроны с двойной связью, когда спирт атакует карбонильный углерод; это делает возможным синтез и гидролиз сложного эфира.

Слабые кислоты

Слабая кислота только частично диссоциирует в растворе.

Цели обучения

Решает проблемы кислотно-щелочного равновесия для слабых кислот.

Основные выводы

Ключевые моменты
  • Распад слабых кислот, которые являются наиболее популярным типом кислот, можно рассчитать математически и применить в экспериментальной работе.
  • Если концентрация и K a слабой кислоты известны, можно рассчитать pH всего раствора.Точный метод расчета зависит от допущений и упрощений.
  • Слабые кислоты и слабые основания необходимы для приготовления буферных растворов, которые имеют важное экспериментальное применение.
Ключевые термины
  • конъюгированная кислота : вид, образующийся, когда основание принимает протон
  • основание конъюгата : вид, созданный после передачи протона.
  • слабая кислота : та, которая не полностью диссоциирует, отдавая только часть своих ионов водорода в раствор

Слабая кислота — это кислота, которая не полностью диссоциирует в растворе; это означает, что слабая кислота не отдает все свои ионы водорода (H + ) в растворе.Слабые кислоты имеют очень маленькие значения для K a (и, следовательно, более высокие значения для pK a ) по сравнению с сильными кислотами, которые имеют очень большие значения K a (и слегка отрицательные значения pK a ). — (\ text {aq}) [/ latex ]

, где HA представляет собой недиссоциированную разновидность, а A представляет собой конъюгированное основание кислоты.-]} {[\ text {HA}]} [/ латекс]

Чем больше значение K a , тем более благоприятно образование H + , которое делает раствор более кислым; следовательно, высокое значение K и указывает на более низкий pH раствора. K a слабых кислот колеблется от 1,8 × 10 −16 до 55,5. Кислоты с K a менее 1,8 × 10 −16 являются более слабыми кислотами, чем вода.

Если кислоты полипротонные, каждый протон будет иметь уникальный K a .{-3}) = 2,4 [/ латекс]

Хотя это всего лишь слабая кислота, достаточно концентрированный раствор уксусной кислоты может быть довольно кислым.

Расчет процентной диссоциации

Процент диссоциации представляет собой силу кислоты и может быть рассчитан с использованием значения K , и pH раствора.

Цели обучения

Рассчитайте процент диссоциации слабых кислот по их значениям K a и заданной концентрации.

Основные выводы

Ключевые моменты
  • Процент диссоциации обозначается как α (альфа) и представляет собой отношение концентрации диссоциированного иона водорода [H + ] к концентрации недиссоциированных частиц [HA].
  • В отличие от K a процент диссоциации зависит от концентрации HA; разбавленные кислоты диссоциируют сильнее, чем концентрированные.
  • Процент диссоциации связан с концентрацией как основания конъюгата, так и начальной концентрацией кислоты; его можно рассчитать, если известны pH раствора и pKa кислоты.
Ключевые термины
  • диссоциация : процесс, при котором соединения расщепляются на более мелкие составляющие молекулы, обычно обратимо.
  • процент ионизации : доля кислоты, которая подвергается диссоциации

Мы уже обсуждали количественную оценку силы слабой кислоты, связывая ее с ее константой кислотного равновесия K a ; теперь мы сделаем это с точки зрения диссоциации кислоты 900–45% . Процент диссоциации обозначается греческой буквой альфа, α, и он может находиться в диапазоне от 0% <α <100%. Сильные кислоты имеют значение α, равное или почти 100%; для слабых кислот, однако, α может варьироваться в зависимости от силы кислоты.{-4}} {0,060} \ times 100 \% = 1,6 \% [/ латекс]

Как и следовало ожидать для слабой кислоты, процент диссоциации весьма невелик. Однако для некоторых слабых кислот процент диссоциации может быть выше — до 10% и более. Например, для задачи, связанной с процентом диссоциации 0,100 M хлоруксусной кислоты, мы не можем предполагать, что x является малым, и поэтому для решения проблемы используйте таблицу ICE.

Ka из процентной диссоциации : В этом видео процент диссоциации кислоты значительный (11%), и поэтому мы не можем предположить, что x мал.График ICE используется для расчета соответствующих концентраций.

Факторы

для контроля относительной силы кислот и оснований

Факторы
которые контролируют относительную силу кислот и оснований


Полярность
X
H
Облигация

Когда все остальные факторы остаются постоянными, кислоты становятся
сильнее, чем X H
связь становится более полярной.Гидриды неметаллов второго ряда, для
например, становятся более кислыми, поскольку разница между
электроотрицательность атомов X и H возрастает. ВЧ
самая сильная из этих четырех кислот, а CH 4 — одна из
самые слабые известные кислоты Бренстеда.

ВЧ K a = 7,2 x 10 -4 EN
= 1.8
H 2 O K a = 1,8 x 10 -16 EN
= 1,2
NH 3 K a = 1 x 10 -33 EN
= 0.8
Канал 4 K a = 1 x 10 -49 EN
= 0,4

Когда эти соединения действуют как кислота, возникает связь H- X .
разрушены с образованием ионов H + и X
чем полярнее эта связь, тем легче образовывать эти ионы. Таким образом,
чем полярнее связь, тем сильнее кислота.

Раствор 0,1 M HF умеренно кислый. Вода
гораздо менее кислый, а кислотность аммиака настолько мала, что
в химии водных растворов этого соединения преобладают
его способность действовать как база.

ВЧ pH = 2,1
H 2 O pH = 7
NH 3 pH = 11.1


Размер X Atom

На первый взгляд можно было ожидать, что HF, HCl, HBr и HI
станут более слабыми кислотами, когда мы спустимся вниз по этой колонке
периодической таблицы, потому что связь X -H становится менее полярной.
Экспериментально обнаруживается обратная тенденция. Эти кислоты на самом деле
становимся сильнее, когда мы спускаемся вниз по этой колонке.

Это происходит потому, что размер атома X влияет
кислотность связи X -H.Кислоты становятся сильнее, чем X -H
облигация становится слабее, и облигации обычно становятся слабее по мере того, как
атомы становятся больше, как показано на рисунке ниже.

Данные K a для HF, HCl, HBr и HI
отражают тот факт, что энтальпия диссоциации связи X -H ( BDE )
становится меньше по мере того, как атом X становится больше.

ВЧ K a = 7.2 х 10 -4 BDE = 569 кДж / моль
HCl K a = 1 x 10 6 BDE = 431 кДж / моль
HBr K a = 1 x 10 9 BDE = 370 кДж / моль
HI K a = 3 x 10 9 BDE = 300 кДж / моль


Заряд кислоты
или База

Заряд молекулы или иона может влиять на их способность
действуют как кислота или основание.Это ясно видно, когда pH
0,1 M растворы H 3 PO 4 и H 2 PO 4 ,
HPO 4 2- и PO 4 3-
ионы сравниваются.

H 3 PO 4 pH = 1,5
H 2 PO 4 pH = 4.4
HPO 4 2- pH = 9,3
PO 4 3- pH = 12,0

Соединения становятся менее кислыми и более щелочными по мере того, как отрицательный
заряд увеличивается.

Кислотность: H 3 PO 4 > H 2 PO 4
> HPO 4 2-

Основность: H 2 PO 4
4 2- 4 3-


Состояние окисления
Центральный Атом

Нет разницы в полярности, размере или заряде, когда
мы сравниваем оксикислоты одного и того же элемента, например H 2 SO 4
и H 2 SO 3 или HNO 3 и HNO 2 ,
тем не менее, есть существенная разница в сильных сторонах этих
кислоты.Рассмотрим следующие данные K a ,
Например.

H 2 SO 4 : K a = 1 x 10 3 HNO 3 : К а = 28
H 2 SO 3 : K a = 1.7 х 10 -2 HNO 2 : K a = 5,1 x 10 -4

Кислотность этих оксикислот значительно увеличивается по мере того, как
степень окисления центрального атома становится больше. H 2 SO 4
является гораздо более сильной кислотой, чем H 2 SO 3 и HNO 3
намного более сильная кислота, чем HNO 2 .Эта тенденция
Легче всего увидеть в четырех оксикислотах хлора.

Оксикислота К а Окисление
Количество
Хлор
HOCl 2,9 x 10 -8 +1
HOClO 1.1 х 10 -2 +3
HOClO 2 5,0 x 10 2 +5
HOClO 3 1 х 10 3 +7

Этот коэффициент 10 11 разница в значении K a
для хлорноватистой кислоты (HOCl) и хлорной кислоты (HOClO 3 )
можно проследить до того факта, что существует только одно значение для
электроотрицательность элемента, но склонность атома к
притягивать электроны к себе увеличивается по мере того, как степень окисления
атом увеличивается.

По мере увеличения степени окисления атома хлора
атом становится более электроотрицательным. Это имеет тенденцию притягивать электроны
от атомов кислорода, окружающих хлор, тем самым
делая атомы кислорода более электроотрицательными, как показано на
рисунок ниже. В результате связь O-H становится более полярной, а соединение — более кислым.

Относительная сила баз Брнстеда
можно предсказать по относительной силе их сопряженных
кислоты в сочетании с общим правилом, что более сильная пара
кислот всегда имеет более слабое сопряженное основание.

14.3 Относительная сила кислот и оснований — Химия 2e

Цели обучения

К концу этого раздела вы сможете:

  • Оценивать относительную силу кислот и оснований в соответствии с их константами ионизации
  • Обосновать тенденции кислотно-щелочной силы в зависимости от молекулярной структуры
  • Выполнение расчетов равновесия для слабых кислотно-основных систем

Константы ионизации кислоты и основания

Относительная сила кислоты или основания — это степень, до которой они ионизируются при растворении в воде.Если реакция ионизации практически завершена, кислота или основание обозначаются как сильная ; если происходит относительно небольшая ионизация, кислота или основание слабые. Как будет видно из оставшейся части этой главы, слабых кислот и оснований намного больше, чем сильных. Наиболее распространенные сильные кислоты и основания перечислены на рис. 14.6.

Рис. 14.6 Здесь перечислены некоторые из наиболее распространенных сильных кислот и оснований.

Относительная сила кислот может быть определена количественно путем измерения их констант равновесия в водных растворах.В растворах с той же концентрацией более сильные кислоты ионизируются в большей степени и, следовательно, дают более высокие концентрации ионов гидроксония, чем более слабые кислоты. Константа равновесия кислоты называется константой ионизации кислоты, K a . Для реакции кислоты HA:

HA (aq) + h3O (l) ⇌h4O + (aq) + A− (aq), HA (aq) + h3O (l) ⇌h4O + (aq) + A− (aq) ,

записана константа кислотной ионизации

Ka = [h4O +] [A -] [HA] Ka = [h4O +] [A -] [HA]

, где концентрации являются равновесными.Хотя вода является реагентом в реакции, она также является растворителем, поэтому мы не включаем [H 2 O] в уравнение. Чем больше K a кислоты, тем больше концентрация h4O + h4O + и A по сравнению с концентрацией неионизированной кислоты HA в равновесной смеси и тем сильнее кислота. Кислота классифицируется как «сильная», когда она подвергается полной ионизации, и в этом случае концентрация HA равна нулю, а константа кислотной ионизации неизмеримо велика ( K a ≈ ∞).Частично ионизированные кислоты называются «слабыми», и их константы кислотной ионизации могут быть измерены экспериментально. Таблица констант ионизации для слабых кислот представлена ​​в Приложении H.

Чтобы проиллюстрировать эту идею, ниже показаны три уравнения кислотной ионизации и значения K a . Константы ионизации увеличиваются от первого к последнему из перечисленных уравнений, показывая, что относительная сила кислоты увеличивается в порядке CH 3 CO 2 H 2

Ch4CO2H (водн.) + H3O (l) ⇌h4O + (водн.) + Ch4CO2- (водн.) Ka = 1.8 × 10−5Ch4CO2H (вод.) + H3O (l) ⇌h4O + (вод.) + Ch4CO2− (вод.) Ka = 1,8 × 10−5
HNO2 (вод. 10−4
HSO4− (aq) + h3O (aq) ⇌h4O + (aq) + SO42− (aq) Ka = 1,2 × 10−2HSO4− (aq) + h3O (aq) ⇌h4O + (aq) + SO42− (aq) Ka = 1,2 × 10−2

Еще одним показателем силы кислоты является процент ионизации. Процент ионизации слабой кислоты определяется составом равновесной смеси:

% ионизации = [h4O +] экв [HA] 0 × 100% ионизация = [h4O +] экв [HA] 0 × 100

, где числитель эквивалентен концентрации основания конъюгата кислоты (по стехиометрии [A ] = [H 3 O + ]).В отличие от K со значением , процент ионизации слабой кислоты изменяется с начальной концентрацией кислоты, обычно уменьшаясь с увеличением концентрации. Расчеты равновесия, описанные ниже в этой главе, могут быть использованы для подтверждения этого поведения.

Пример 14,7

Расчет процентной ионизации от pH

Рассчитайте процент ионизации раствора азотистой кислоты (слабая кислота) 0,125– M с pH 2,09.

Решение

Процент ионизации кислоты составляет:
[h4O +] экв [HNO2] 0 × 100 [h4O +] экв [HNO2] 0 × 100

Преобразование предоставленного pH в молярность иона гидроксония дает

[h4O +] = 10−2.09 = 0,0081M [h4O +] = 10-2,09 = 0,0081M

Подставляя это значение и полученную начальную концентрацию кислоты в уравнение процентной ионизации, получаем

8,1 × 10–30,125 × 100 = 6,5% 8,1 × 10–30,125 × 100 = 6,5%

(Напомним, что предоставленное значение pH 2,09 является логарифмическим, поэтому оно содержит только две значащие цифры, что ограничивает достоверность вычисленного процента ионизации.)

Проверьте свои знания

Рассчитайте процент ионизации раствора уксусной кислоты 0,10– M с pH 2.89.

Ссылка на обучение

Просмотр моделирования сильных и слабых кислот и оснований на молекулярном уровне.

Как и в случае кислот, относительная сила основания отражается в величине его константы ионизации основания ( K b ) в водных растворах. В растворах с той же концентрацией более сильные основания ионизируются в большей степени и поэтому дают более высокие концентрации гидроксид-иона, чем более слабые основания. Более сильное основание имеет большую константу ионизации, чем более слабое основание.Для реакции основания, B:

В (водный раствор) + h3O (l) ⇌HB + (водный раствор) + OH− (водный раствор), B (водный раствор) + h3O (l) ⇌HB + (водный раствор) + OH− (водный раствор),

константа ионизации записывается как

Kb = [HB +] [OH -] [B] Kb = [HB +] [OH -] [B]

Анализ данных для трех слабых оснований, представленных ниже, показывает, что прочность основания увеличивается в порядке NO2-

NO2− (водный раствор) + h3O (l) ⇌HNO2 (водный раствор) + OH− (водный раствор) Kb = 2,17 × 10−11Ch4CO2− (водный раствор) + h3O (l) ⇌Ch4CO2H (водный раствор) + OH− (водный раствор) Kb = 5.6 × 10−10Nh4 (aq) + h3O (l) ⇌Nh5 + (aq) + OH− (aq) Kb = 1.8 × 10−5NO2− (aq) + h3O (l) ⇌HNO2 (aq) + OH− (aq ) Kb = 2.17 × 10−11Ch4CO2− (aq) + h3O (l) ⇌Ch4CO2H (aq) + OH− (aq) Kb = 5.6 × 10−10Nh4 (aq) + h3O (l) ⇌Nh5 + (aq) + OH− (aq ) Кб = 1,8 × 10−5

Таблица констант ионизации для слабых оснований приведена в Приложении I. Что касается кислот, относительная сила основания также отражается в его процентной ионизации, вычисляемой как

.
% ионизации = [OH-] экв / [B] 0 × 100 %% ионизация = [OH-] экв / [B] 0 × 100%

, но будет варьироваться в зависимости от константы базовой ионизации и начальной концентрации раствора.

Относительные силы конъюгированных кислотно-основных пар

Кислотно-основная химия Бренстеда-Лоури — это перенос протонов; таким образом, логика предполагает связь между относительной силой конъюгированных кислотно-основных пар.Сила кислоты или основания количественно выражается в ее константе ионизации, K a или K b , которая представляет собой степень реакции ионизации кислотой или основанием. Для сопряженной пары кислота-основание HA / A уравнения ионизационного равновесия и выражения для констант ионизации равны

HA (aq) + h3O (l) ⇌h4O + (aq) + A− (aq) Ka = [h4O +] [A -] [HA] HA (aq) + h3O (l) ⇌h4O + (aq) + A− ( aq) Ka = [h4O +] [A -] [HA]
A− (aq) + h3O (l) ⇌OH− (aq) + HA (aq) Kb = [HA] [OH -] [A−] A− (aq) + h3O (l) ⇌OH− (aq) + HA (водн.) Kb = [HA] [OH -] [A−]

Сложение этих двух химических уравнений дает уравнение для автоионизации воды:

HA (вод. ) + A− (aq) + h3O (l) ⇌h4O + (aq) + A− (aq) + OH− (aq) + HA (aq).
2h3O (l) ⇌h4O + (водный) + OH− (водный) 2h3O (l) ⇌h4O + (водный) + OH− (водный)

Как обсуждалось в другой главе о равновесии, константа равновесия для суммированной реакции равна математическому произведению констант равновесия для добавленных реакций, поэтому

Ka × Kb = [h4O +] [A -] [HA] × [ HA] [OH -] [A -] = [h4O +] [OH -] = KwKa × Kb = [h4O +] [A -] [HA] × [HA] [OH -] [A -] = [h4O +] [ OH -] = кВт

Это уравнение устанавливает соотношение между константами ионизации для любой сопряженной пары кислота-основание, а именно, их математическое произведение равно ионному произведению воды, K w .При изменении этого уравнения становится очевидной обратная связь между силами пары сопряженная кислота-основание:

Ka = кВт / KborKb = кВт / KaKa = кВт / KborKb = кВт / Ka

Обратная пропорциональная зависимость между K a и K b означает , что чем сильнее кислота или основание, тем слабее ее сопряженный партнер . Рисунок 14.7 иллюстрирует это соотношение для нескольких пар конъюгированных кислот и оснований.

Рис. 14.7 Показаны относительные силы нескольких пар конъюгированных кислот и оснований.

Рис. 14.8 На этом рисунке показаны силы сопряженных кислотно-основных пар относительно силы воды в качестве эталонного вещества.

Перечень пар сопряженных кислот и оснований, показанный на рис. 14.8, составлен так, чтобы показать относительную силу каждого вида по сравнению с водой, значения которой выделены в каждом столбце таблицы. В столбце с кислотами те виды, которые указаны под водой, являются более слабыми кислотами, чем вода. Эти виды не подвергаются кислотной ионизации в воде; они не являются кислотами Бренстеда-Лоури.Все перечисленные выше виды воды являются более сильными кислотами, которые в некоторой степени переносят протоны в воду при растворении в водном растворе с образованием ионов гидроксония. Виды над водой, но ниже иона гидроксония представляют собой слабую кислоту , подвергающуюся частичной кислотной ионизации, тогда как те, что выше иона гидроксония, представляют собой сильные кислоты , которые полностью ионизируются в водном растворе.

Если все эти сильные кислоты полностью ионизированы в воде, почему в столбце указано, что они различаются по силе, причем азотная кислота является самой слабой, а хлорная кислота — самой сильной? Обратите внимание, что единственная разновидность кислоты, присутствующая в водном растворе любой сильной кислоты, — это H 3 O + ( водн. ), что означает, что ион гидроксония является самой сильной кислотой, которая может существовать в воде; любая более сильная кислота будет полностью реагировать с водой с образованием ионов гидроксония.Этот предел кислотной силы растворенных веществ в растворе называется эффектом выравнивания . Чтобы измерить разницу в силе кислот для «сильных» кислот, кислоты должны быть растворены в растворителе, который на менее щелочной на , чем вода. В таких растворителях кислоты будут «слабыми», поэтому можно определить любые различия в степени их ионизации. Например, бинарные галогениды водорода HCl, HBr и HI являются сильными кислотами в воде, но слабыми кислотами в этаноле (увеличение концентрации HCl

В правом столбце рисунка 14.8 перечислены вещества в порядке увеличения прочности основания сверху вниз. Следуя той же логике, что и в левом столбце, перечисленные выше вещества являются более слабыми основаниями, поэтому они не подвергаются ионизации основанием при растворении в воде. Виды, перечисленные между водой и сопряженным с ней основанием, гидроксид-ионом, являются слабыми основаниями, которые частично ионизируются. Перечисленные ниже гидроксид-ионы представляют собой сильные основания, которые полностью ионизируются в воде с образованием гидроксид-ионов (т.е.е., они сравнялись с до гидроксида). Сравнение столбцов «кислота» и «основание» в этой таблице подтверждает обратное соотношение между силами конъюгированных кислотно-основных пар. Например, все сопряженные основания сильных кислот (вверху таблицы) имеют незначительную силу. Сильная кислота показывает неизмеримо большие K a , и поэтому ее сопряженное основание будет иметь K b , которое по существу равно нулю:

сильная кислота: Ka≈∞конъюгированная основа: Kb = Kw / Ka = Kw / ∞≈0 сильная кислота: Ka≈∞конъюгированная основа: Kb = Kw / Ka = Kw / ∞≈0

Аналогичный подход может быть использован для подтверждения наблюдения, что конъюгированные кислоты сильных оснований ( K b ≈ ∞) имеют незначительную силу ( K a ≈ 0).

Пример 14,8

Расчет констант ионизации для сопряженных кислотно-основных пар

Используйте K b для нитрит-иона NO2-, NO2-, чтобы вычислить K a для его сопряженной кислоты.

Решение

K b для NO2-NO2- в этом разделе указано как 2,17 × × 10 −11 . Конъюгированная кислота NO2-NO2- — HNO 2 ; K a для HNO 2 можно рассчитать, используя соотношение: Ka × Kb = 1.0 × 10−14 = KwKa × Kb = 1.0 × 10−14 = Kw

Решение относительно K a дает

Ka = KwKb = 1,0 × 10−142,17 × 10−11 = 4,6 × 10−4Ka = KwKb = 1,0 × 10−142,17 × 10−11 = 4,6 × 10−4

Этот ответ можно проверить, найдя K a для HNO 2 в Приложении H.

Проверьте свои знания

Определите относительную концентрацию кислот Nh5 + Nh5 + и HCN, сравнив их константы ионизации. Константа ионизации HCN приведена в Приложении H как 4,9 × 10 −10 .Константа ионизации Nh5 + Nh5 + не указана, но константа ионизации его сопряженного основания, NH 3 , указана как 1,8 × × 10 −5 .

Ответ:

Nh5 + Nh5 + — немного более сильная кислота ( K a для Nh5 + Nh5 + = 5.6 × × 10 −10 ).

Расчет кислотно-основного равновесия

В главе о химическом равновесии были представлены несколько типов расчетов равновесия и различные математические стратегии, которые помогают их выполнять.Эти стратегии обычно полезны для равновесных систем независимо от класса химической реакции, и поэтому они могут быть эффективно применены к задачам кислотно-основного равновесия. В этом разделе представлены несколько примеров упражнений, включающих расчет равновесия для кислотно-основных систем.

Пример 14.9

Определение

K a по равновесным концентрациям

Уксусная кислота является основным ингредиентом уксуса (рис. 14.9), что придает ему кислый вкус.В состоянии равновесия раствор содержит [CH 3 CO 2 H] = 0,0787 M и [h4O +] = [Ch4CO2 -] = 0,00118M. [H4O +] = [Ch4CO2 -] = 0,00118M. Каково значение K a для уксусной кислоты?

Рис. 14.9 Уксус содержит уксусную кислоту, слабую кислоту. (кредит: модификация работы «HomeSpot HQ» / Flickr)

Решение

Соответствующее уравнение равновесия и выражение его константы равновесия показаны ниже. Замена предоставленных равновесных концентраций позволяет напрямую рассчитать K на для уксусной кислоты.Ch4CO2H (водн.) + H3O (l) ⇌h4O + (водн.) + Ch4CO2− (водн.) Ch4CO2H (водн.) + H3O (l) ⇌h4O + (водн.) + Ch4CO2− (водн.)
Ka = [h4O +] [Ch4CO2 -] [Ch4CO2H] = (0,00118) (0,00118) 0,0787 = 1,77 × 10−5Ka = [h4O +] [Ch4CO2 -] [Ch4CO2H] = (0,00118) (0,00118) 0,0787 = 1,77 × 10− 5

Проверьте свои знания

Ион HSO4-HSO4-, слабая кислота, используемая в некоторых бытовых чистящих средствах:
HSO4− (водный) + h3O (l) ⇌h4O + (водный) + SO42− (водный) HSO4− (водный) + h3O (l) ⇌h4O + (водный) + SO42− (водный)

Какова константа кислотной ионизации этой слабой кислоты, если равновесная смесь имеет следующий состав: [h4O +] [h4O +] = 0.027 M ; [HSO4 -] = 0,29 М; [HSO4 -] = 0,29 М; и [SO42 -] = 0,13M? [SO42 -] = 0,13M?

Ответ:

K a для HSO4 − HSO4− = 1,2 × ··· × 10 −2

Пример 14.10

Определение

K b по равновесным концентрациям

Кофеин, C 8 H 10 N 4 O 2 — слабое основание. Каково значение K b для кофеина, если раствор в состоянии равновесия имеет [C 8 H 10 N 4 O 2 ] = 0.050 M , [C8h20N4O2H +] [C8h20N4O2H +] = 5,0 × × 10 −3 M и [OH ] = 2,5 × × 10 −3 M ?

Решение

Соответствующее уравнение равновесия и выражение его константы равновесия показаны ниже. Замена предоставленных равновесных концентраций позволяет напрямую рассчитать K b для кофеина.
C8h20N4O2 (водн.) + H3O (ж) ⇌C8h20N4O2H + (водн.) + OH− (водн.) C8h20N4O2 (водн.) + H3O (l) ⇌C8h20N4O2H + (водн.) + OH− (водн.)
Kb = [C8h20N4O2H +] [OH -] [C8h20N4O2] = (5.0 × 10–3) (2,5 × 10–3) 0,050 = 2,5 × 10–4Kb = [C8h20N4O2H +] [OH -] [C8h20N4O2] = (5,0 × 10–3) (2,5 × 10–3) 0,050 = 2,5 × 10−4

Проверьте свои знания

Какова константа равновесия ионизации иона HPO42-HPO42-, слабого основания?
HPO42− (водн.) + H3O (l) ⇌h3PO4− (водн.) + OH− (водн.) HPO42− (aq) + h3O (l) ⇌h3PO4− (водн.) + OH− (водн.)

, если состав равновесной смеси следующий: [OH ] = 1,3 × × 10 −6 M ; [h3PO4 -] = 0,042 М; [h3PO4 -] = 0,042 М; и [HPO42 -] = 0,341M? [HPO42 -] = 0,341M?

Ответ:

K b для HPO42− = 1.6 × 10−7HPO42− = 1,6 × 10−7

Пример 14.11

Определение

K a или K b при pH

PH раствора азотистой кислоты HNO 2 0,0516- M составляет 2,34. Какой у него K a ?
HNO2 (водный раствор) + h3O (l) ⇌h4O + (водный раствор) + NO2- (водный раствор) HNO2 (водный раствор) + h3O (l) ⇌h4O + (водный раствор) + NO2− (водный раствор)

Решение

Предоставленная концентрация азотистой кислоты составляет формальную концентрацию , которая не учитывает какое-либо химическое равновесие, которое может быть установлено в растворе.Такие концентрации рассматриваются как «начальные» значения для расчетов равновесия с использованием табличного подхода ICE. Обратите внимание, что начальное значение иона гидроксония указано как приблизительно ноль, потому что присутствует небольшая концентрация H 3 O + (1 × 10 −7 M ) из-за автопротолиза воды. Во многих случаях, таких как все, представленные в этой главе, эта концентрация намного меньше, чем концентрация, создаваемая ионизацией рассматриваемой кислоты (или основания), и ею можно пренебречь.

Приведенный pH является логарифмической мерой концентрации иона гидроксония, возникающей в результате кислотной ионизации азотистой кислоты, и поэтому представляет собой «равновесное» значение для таблицы ICE:

[h4O +] = 10-2,34 = 0,0046M [h4O +] = 10-2,34 = 0,0046M

Таблица ICE для этой системы тогда

Наконец, рассчитайте значение константы равновесия, используя данные в таблице:

Ka = [h4O +] [NO2 -] [HNO2] = (0,0046) (0,0046) (0,0470) = 4,6 × 10−4Ka = [h4O +] [NO2 -] [HNO2] = (0,0046) (0,0046) (0.0470) = 4,6 × 10−4

Проверьте свои знания.

PH раствора бытового аммиака 0,950- M раствора NH 3, составляет 11,612. Что такое K b для NH 3 .

Пример 14.12

Расчет равновесных концентраций в слабокислом растворе

Муравьиная кислота, HCO 2 H, является одним из раздражителей, вызывающих реакцию организма на укусы и укусы некоторых муравьев (рис. 14.10).

Рис. 14.10 Боль при укусах и укусах некоторых муравьев вызывается муравьиной кислотой.(кредит: Джон Танн)

Каковы концентрация иона гидроксония и pH раствора муравьиной кислоты 0,534– M ?

HCO2H (водн.) + H3O (л) ⇌h4O + (водн.) + HCO2− (водн.) Ka = 1,8 × 10−4HCO2H (водн.) + H3O (l) ⇌h4O + (водн.) + HCO2− (вод.) Ka = 1,8 × 10−4

Решение

Таблица ICE для этой системы —

Подстановка членов равновесной концентрации в K выражение дает

Ka = 1,8 × 10-4 = [h4O +] [HCO2 -] [HCO2H] Ka = 1,8 × 10-4 = [h4O +] [HCO2 -] [HCO2H] = (x) (x) 0.534 − x = 1,8 × 10−4 = (x) (x) 0,534 − x = 1,8 × 10−4

Относительно большая начальная концентрация и малая константа равновесия позволяет сделать упрощающее предположение, что x будет намного меньше 0,534, и поэтому уравнение принимает вид

Ka = 1,8 · 10−4 = x20,534 · Ka = 1,8 · 10−4 = x20,534

Решение уравнения для x дает

x2 = 0,534 × (1,8 × 10–4) = 9,6 × 10–5×2 = 0,534 × (1,8 × 10–4) = 9,6 × 10–5x = 9,6 × 10–5x = 9,6 × 10–5 = 9,8 × 10 −3M = 9,8 × 10−3M

Чтобы проверить предположение, что x мало по сравнению с 0.534, его относительная величина может быть оценена:

x0,534 = 9,8 · 10−30,534 = 1,8 · 10−2 (1,8% от 0,534) x0,534 = 9,8 · 10−30,534 = 1,8 · 10−2 (1,8% от 0,534)

Поскольку x составляет менее 5% от начальной концентрации, предположение верно.

Как определено в таблице ICE, x равно равновесной концентрации иона гидроксония:

x = [h4O +] = 0,0098Mx = [h4O +] = 0,0098M

Наконец, вычисленное значение pH составляет

.
pH = −log [h4O +] = — log (0,0098) = 2,01 pH = −log [h4O +] = — log (0.0098) = 2,01

Проверьте свои знания

В водном растворе ионизируется лишь небольшая часть слабой кислоты. Каков процент ионизации раствора уксусной кислоты 0,100– M , CH 3 CO 2 H?
Ch4CO2H (водн.) + H3O (л) ⇌h4O + (водн.) + Ch4CO2− (водн.) Ka = 1,8 × 10−5Ch4CO2H (водн.) + H3O (л) h4O + (водн.) + Ch4CO2− (водн.) Ka = 1,8 × 10−5

Ответ:

процент ионизации = 1,3%

Пример 14.13

Расчет равновесных концентраций в слабом основном растворе

Найдите концентрацию гидроксид-иона, pOH и pH 0.25- M раствор триметиламина, слабое основание:
(Ch4) 3N (aq) + h3O (l) ⇌ (Ch4) 3NH + (aq) + OH− (aq) Kb = 6.3 × 10-5 (Ch4) 3N (aq) + h3O (l) ⇌ (Ch4) 3NH + (водный) + OH− (водный) Kb = 6.3 × 10−5

Решение

Таблица ICE для этой системы —

Подстановка членов равновесной концентрации в выражение K b дает

Кб = [(Ch4) 3NH +] [OH -] [(Ch4) 3N] = (x) (x) 0,25 − x = 6,3 × 10−5 Кбайт = [(Ch4) 3NH +] [OH -] [(Ch4) 3N] = (x) (x) 0,25 − x = 6,3 × 10-5

Предполагая, что x << 0.25 и решение для x дает

x = 4,0 × 10−3Mx = 4,0 × 10−3M

Это значение меньше 5% от начальной концентрации (0,25), поэтому предположение оправдано.
Как определено в таблице ICE, x равно равновесной концентрации гидроксид-иона:

[OH -] = ~ 0 + x = x = 4,0 × 10–3M [OH -] = ~ 0 + x = x = 4,0 × 10–3M = 4,0 × 10–3M = 4,0 × 10–3M

По расчетам pOH составляет

pOH = −log (4,0 × 10−3) = 2,40 pOH = −log (4,0 × 10−3) = 2,40

Используя отношение, представленное в предыдущем разделе этой главы:

pH + pOH = pKw = 14.00pH + pOH = pKw = 14,00

позволяет вычислять pH:

pH = 14,00 − pOH = 14,00−2,40 = 11,60 pH = 14,00 − pOH = 14,00−2,40 = 11,60

Проверьте свои знания

Рассчитайте концентрацию гидроксид-иона и процент ионизации 0,0325– M раствора аммиака, слабого основания с K b 1,76 × × 10 −5 .

В некоторых случаях сила слабой кислоты или основания и его формальная (начальная) концентрация приводят к значительной ионизации.Хотя стратегия ICE остается эффективной для этих систем, алгебра немного сложнее, потому что упрощающее предположение о том, что x пренебрежимо мало, не может быть сделано. Расчеты такого рода показаны в примере 14.14 ниже.

Пример 14.14

Расчет равновесных концентраций без упрощающих предположений

Бисульфат натрия, NaHSO 4 , используется в некоторых бытовых чистящих средствах в качестве источника иона HSO4-HSO4-, слабой кислоты. Какой pH у 0.50- M раствор HSO4-? HSO4-?
HSO4− (водный раствор) + h3O (l) ⇌h4O + (водный раствор) + SO42− (водный раствор) Ka = 1,2 × 10−2HSO4− (водный раствор) + h3O (l) ⇌h4O + (водный раствор) + SO42− (водный раствор) Ka = 1,2 × 10−2

Решение

Таблица ICE для этой системы —

Подставляя члены равновесной концентрации в K , выражение дает

Ka = 1,2 × 10−2 = [h4O +] [SO42 -] [HSO4 -] = (x) (x) 0,50 − xKa = 1,2 × 10−2 = [h4O +] [SO42 -] [HSO4 -] = ( х) (х) 0,50 − х

Если предположить, что x << 0,5, упрощение и решение приведенного выше уравнения дает

Это значение x явно ненамного меньше 0.50 M ; скорее, это примерно 15% от начальной концентрации:
Когда мы проверяем предположение, мы вычисляем:

x0,50 = 7,7 × 10−20,50 = 0,15 (15%) x0,50 = 7,7 × 10−20,50 = 0,15 (15%)

Поскольку упрощающее предположение для этой системы неприменимо, выражение константы равновесия решается следующим образом:

Ka = 1,2 × 10−2 = (x) (x) 0,50 − xKa = 1,2 × 10−2 = (x) (x) 0,50 − x

Преобразуя это уравнение, получаем

6,0 × 10−3−1,2 × 10−2x = x26,0 × 10−3−1,2 × 10−2x = x2

Запись уравнения в квадратичной форме дает

х2 + 1.2 × 10−2x − 6,0 × 10−3 = 0x2 + 1,2 × 10−2x − 6,0 × 10−3 = 0

Решение для двух корней этого квадратного уравнения приводит к отрицательному значению, которое может быть отброшено как физически нерелевантное, и положительному значению, равному x . Как указано в таблице ICE, x равно концентрации гидроксония.

x = [h4O +] = 0,072MpH = −log [h4O +] = — log (0,072) = 1,14x = [h4O +] = 0,072MpH = −log [h4O +] = — log (0,072) = 1,14

Проверьте свои знания

Рассчитайте pH в 0,010- M растворе кофеина, слабого основания:
C8h20N4O2 (водн.) + H3O (l) ⇌C8h20N4O2H + (водн.) + OH− (водн.) Kb = 2.5 × 10−4C8h20N4O2 (водн.) + H3O (l) ⇌C8h20N4O2H + (водн.) + OH− (водн.) Kb = 2,5 × 10−4

Влияние молекулярной структуры на кислотно-щелочную прочность

Бинарные кислоты и основания

В отсутствие какого-либо выравнивающего эффекта кислотная сила бинарных соединений водорода с неметаллами (A) увеличивается по мере уменьшения прочности связи H-A вниз по группе в периодической таблице. Для группы 17 порядок увеличения кислотности HF 2 O 2 S 2 Se 2 Te.

По всей строке периодической таблицы, кислотная сила бинарных водородных соединений увеличивается с увеличением электроотрицательности атома неметалла, потому что полярность связи H-A увеличивается. Таким образом, порядок увеличения кислотности (для удаления одного протона) во втором ряду: CH 4 3 2 O 4 3 2 S

Рисунок 14.11 На рисунке показаны тенденции силы бинарных кислот и оснований.

Тройные кислоты и основания

Тройные соединения, состоящие из водорода, кислорода и некоторого третьего элемента («E»), могут иметь структуру, как показано на изображении ниже. В этих соединениях центральный атом E связан с одним или несколькими атомами O, и по крайней мере один из атомов O также связан с атомом H, что соответствует общей молекулярной формуле O m E (OH) n . Эти соединения могут быть кислотными, основными или амфотерными в зависимости от свойств центрального атома E.Примеры таких соединений включают серную кислоту, O 2 S (OH) 2 , серную кислоту, OS (OH) 2 , азотную кислоту, O 2 NOH, хлорную кислоту, O 3 ClOH, алюминий гидроксид, Al (OH) 3 , гидроксид кальция, Ca (OH) 2 , и гидроксид калия, KOH:

Если центральный атом E имеет низкую электроотрицательность, его притяжение для электронов низкое. У центрального атома существует небольшая тенденция к образованию прочной ковалентной связи с атомом кислорода, и связь a между элементом и кислородом легче разрывается, чем связь b между кислородом и водородом.Следовательно, связь a является ионной, гидроксид-ионы выделяются в раствор, и материал ведет себя как основание, как в случае с Ca (OH) 2 и KOH. Более низкая электроотрицательность характерна для более металлических элементов; следовательно, металлические элементы образуют ионные гидроксиды, которые по определению являются основными соединениями.

Если, с другой стороны, атом E имеет относительно высокую электроотрицательность, он сильно притягивает электроны, которые он разделяет с атомом кислорода, делая связь относительно сильно ковалентной.Связь кислород-водород, связь b , тем самым ослабляется, потому что электроны смещаются в сторону E. Связь b полярна и легко выделяет ионы водорода в раствор, поэтому материал ведет себя как кислота. Высокие электроотрицательности характерны для более неметаллических элементов. Таким образом, неметаллические элементы образуют ковалентные соединения, содержащие кислотные группы -OH, которые называются оксикислотами.

Увеличение степени окисления центрального атома E также увеличивает кислотность оксикислоты, потому что это увеличивает притяжение E для электронов, которые он разделяет с кислородом, и тем самым ослабляет связь O-H.Серная кислота, H 2 SO 4 , или O 2 S (OH) 2 (со степенью окисления серы +6), более кислая, чем сернистая кислота, H 2 SO 3 , или OS (OH) 2 (со степенью окисления серы +4). Аналогично, азотная кислота, HNO 3 или O 2 NOH (степень окисления N = +5), более кислая, чем азотистая кислота, HNO 2 или ONOH (степень окисления N = +3). В каждой из этих пар степень окисления центрального атома больше для более сильной кислоты (Рисунок 14.12).

Рис. 14.12 По мере увеличения степени окисления центрального атома E кислотность также увеличивается.

Гидроксисоединения элементов со средней электроотрицательностью и относительно высокой степенью окисления (например, элементы, расположенные рядом с диагональной линией, отделяющей металлы от неметаллов в периодической таблице), обычно являются амфотерными. Это означает, что гидроксисоединения действуют как кислоты, когда они реагируют с сильными основаниями, и как основания, когда они реагируют с сильными кислотами.Амфотеризм гидроксида алюминия, который обычно существует в виде гидрата Al (H 2 O) 3 (OH) 3 , отражается на его растворимости как в сильных кислотах, так и в сильных основаниях. В сильных основаниях относительно нерастворимый гидратированный гидроксид алюминия, Al (H 2 O) 3 (OH) 3 , превращается в растворимый ион [Al (h3O) 2 (OH) 4] -, [ Al (h3O) 2 (OH) 4] -, реакцией с гидроксид-ионом:

Al (h3O) 3 (OH) 3 (водн.) + OH− (водн.) ⇌h3O (l) + [Al (h3O) 2 (OH) 4] — (водн.) Al (h3O) 3 (OH) 3 (водн. ) + OH− (водн.) ⇌h3O (l) + [Al (h3O) 2 (OH) 4] — (водн.)

В этой реакции протон передается от одной из связанных с алюминием молекул H 2 O к гидроксид-иону в растворе.Таким образом, соединение Al (H 2 O) 3 (OH) 3 действует как кислота в этих условиях. С другой стороны, при растворении в сильных кислотах он превращается в растворимый ион [Al (h3O) 6] 3+ [Al (h3O) 6] 3+ посредством реакции с ионом гидроксония:

3h4O + (водн.) + Al (h3O) 3 (OH) 3 (водн.) ⇌Al (h3O) 63+ (водн.) + 3h3O (l) 3h4O + (водн.) + Al (h3O) 3 (OH) 3 (водн.) ⇌ Al (h3O) 63+ (водн.) + 3h3O (л)

В этом случае протоны переносятся от ионов гидроксония в растворе на Al (H 2 O) 3 (OH) 3 , и соединение действует как основание.

Определение силы кислот и оснований

Сильные электролиты полностью диссоциируют на ионы в воде. Молекула кислоты или основания не существует в водном растворе, только ионы. Слабые электролиты диссоциируют не полностью. Вот определения и примеры сильных и слабых кислот, сильных и слабых оснований.

Сильные кислоты

Сильные кислоты полностью диссоциируют в воде с образованием H + и аниона. Есть шесть сильных кислот.Остальные считаются слабыми кислотами. Вы должны запомнить сильные кислоты:

  • HCl: соляная кислота
  • HNO 3 : азотная кислота
  • H 2 SO 4 : серная кислота
  • HBr: бромистоводородная кислота
  • HI: иодистоводородная кислота
  • HClO 4 : хлорная кислота

Если кислота диссоциирует на 100 процентов в растворах с концентрацией 1,0 М и менее, ее называют сильной. Серная кислота считается сильной только на первой стадии диссоциации; 100-процентная диссоциация не верна, поскольку растворы становятся более концентрированными.

H 2 SO 4 → H + + HSO 4

Слабые кислоты

Слабая кислота лишь частично диссоциирует в воде с образованием H + и аниона. Примеры слабых кислот включают плавиковую кислоту, HF и уксусную кислоту, CH 3 COOH. К слабым кислотам относятся:

  • Молекулы, содержащие ионизируемый протон. Молекула с формулой, начинающейся с H, обычно представляет собой кислоту.
  • Органические кислоты, содержащие одну или несколько карбоксильных групп, -COOH.H ионизируется.
  • Анионы с ионизируемым протоном (например, HSO 4 → H + + SO 4 2-).
  • Катионы
  • Катионы переходных металлов
  • Катионы тяжелых металлов с высоким зарядом
  • NH 4 + диссоциирует на NH 3 + H +

Прочные основания

Сильные основания на 100 процентов диссоциируют на катион и OH (гидроксид-ион).Гидроксиды металлов I и II групп обычно считаются сильными основаниями.

  • LiOH: гидроксид лития
  • NaOH: гидроксид натрия
  • КОН: гидроксид калия
  • RbOH: гидроксид рубидия
  • CsOH: гидроксид цезия
  • * Ca (OH) 2 : гидроксид кальция
  • * Sr (OH) 2 : гидроксид стронция
  • * Ba (OH) 2 : гидроксид бария

* Эти основания полностью диссоциируют в растворах 0.01 М или меньше. Другие основания образуют 1,0 М растворы и при этой концентрации диссоциируют на 100 процентов. Есть и другие сильные основания, чем перечисленные, но они встречаются не часто.

Слабые основания

Примеры слабых оснований включают аммиак, NH 3 , и диэтиламин, (CH 3 CH 2 ) 2 NH. Как и слабые кислоты, слабые основания не полностью диссоциируют в водном растворе.

  • Наиболее слабые основания — анионы слабых кислот.
  • Слабые основания не выделяют ионы OH путем диссоциации. Вместо этого они реагируют с водой с образованием ионов OH .

кислотно-основных пар, сила кислот и оснований и pH

Кислотно-основные пары,
Сила кислот и оснований и pH


Кислотно-щелочной конъюгат
Пары

Кислоты и основания существуют как сопряженных кислотно-основных пар . В
термин конъюгат происходит от латинского корня, означающего
«соединены вместе» и относятся к тому, что соединено,
особенно парами, такими как кислоты и основания Бренстеда.

Каждый раз, когда кислота Бренстеда действует как H + -ион
донор, он образует сопряженное основание. Представьте себе обычную кислоту, HA.
Когда эта кислота отдает воде ион H + , один продукт
реакции представляет собой ион A , который является ионом водорода
акцептор или основание Бренстеда.

HA + H 2 O H 3 O + + А
кислота база

И наоборот, каждый раз, когда база
приобретает ион H + , продукт представляет собой кислоту Бренстеда, HA.

А + H 2 O HA + ОН
основание кислота

Кислоты и основания в модели Брнстеда
поэтому существуют как сопряженные пары, формулы которых связаны соотношением
приобретение или потеря иона водорода.

Мы используем символы HA и A
для сопряженной пары кислота-основание не означает, что все кислоты
нейтральные молекулы или что все основания являются отрицательными ионами. Это
означает только, что кислота содержит ион H + , который
нет в сопряженной базе. Кислоты или основания Бренстеда могут
быть нейтральными молекулами, положительными ионами или отрицательными ионами. Разные
Кислоты Бренстеда и их сопряженные основания приведены в таблице.
ниже.

Типичный Брнстед
Кислоты и их сопряженные основания

Кислота База
H 3 O + H 2 O
H 2 O ОН
ОН O 2-
HCl Класс
H 2 SO 4 HSO 4
HSO 4 СО 4 2-
NH 4 + NH 3
NH 3 NH 2

Соединение может быть как кислотой Бренстеда
и база Брнстеда.H 2 O, OH , HSO 4 ,
и NH 3 , например, можно найти в обоих столбцах в
таблица выше. Вода — прекрасный пример такого поведения
потому что он одновременно действует как кислота и основание, когда он
образует ионы H 3 O + и OH .


Сильный
и слабые кислоты и основания

Многие хозяйственные магазины продают «муриатик».
кислота»
6 M раствор соляной кислоты HCl ( водн. ) до
чистые кирпичи и бетон.В продуктовых магазинах продается уксус, который
1 M раствор уксусной кислоты: CH 3 CO 2 H.
Хотя оба вещества являются кислотами, соляную кислоту использовать нельзя.
кислота в заправке для салатов, а уксус неэффективен для очистки
кирпичи или бетон.

Разница между ними в том, что
соляная кислота — сильная кислота , а уксус — слабая
Кислота
. Соляная кислота сильна, потому что она очень хороша в
перенос иона H + на молекулу воды.В 6 M
раствор соляной кислоты, 99,996% молекул HCl вступают в реакцию
с водой для образования H 3 O + и Cl
ионы.

HCl ( водн., ) +
H 2 O ( л ) H 3 O + ( водн. )
+ Cl ( водн. )

Уксус — слабая кислота, потому что
он не очень хорошо переносит ионы H + в воду.
В растворе 1 M меньше 0.4% от CH 3 CO 2 H
молекулы реагируют с водой с образованием H 3 O + и
CH 3 CO 2 ионов.

CH 3 CO 2 H ( водн. ) + H 2 O ( л )
H 3 O + ( водн. ) + CH 3 CO 2 ( водн. )

Более 99,6% молекул уксусной кислоты
остаются нетронутыми.


В
Константа равновесия диссоциации кислоты, K
a

Относительная сила кислот
часто описывается в терминах диссоциации кислоты
константа равновесия
, K a . К
понять природу этой константы равновесия, давайте предположим
что реакция между кислотой и водой может быть представлена ​​как
следующее общее уравнение.

HA ( водн. ) + H 2 O ( л ) H 3 O + ( водн. ) + А ( водн. )

Другими словами, некоторые из HA
молекулы реагируют с образованием H 3 O + и A
ионы, как показано на рисунке ниже.

По соглашению
концентрации этих ионов в молях на литр равны
представлены символами [H 3 O + ] и [A ].
Концентрация молекул ГК, которые остаются в растворе, составляет
представлен символом [HA].

Значение K a
для кислоты рассчитывается по следующему уравнению.

Когда сильная кислота растворяется в
вода, кислота активно реагирует с водой с образованием H 3 O +
и ионы A .(Только небольшая остаточная концентрация
молекулы ГК остаются в растворе).
концентрации H 3 O + и A
поэтому намного больше, чем концентрация HA
молекул, поэтому K a для сильной кислоты
более 1.

Пример: соляная кислота имеет
a K a примерно 1 x 10 6 .

Слабые кислоты, с другой стороны,
незначительно реагирует с водой.Произведение концентраций
ионов H 3 O + и A
поэтому меньше, чем концентрация остаточной ГК
молекулы. В итоге K a для слабого
кислота меньше 1.

Пример: уксусная кислота имеет K a
всего 1,8 x 10 -5 .

K a банка
поэтому может использоваться для различения сильных кислот и слабых
кислоты.

Сильные кислоты: К а
> 1
Слабые кислоты: К а
<1


The
Относительные силы конъюгированных кислотно-основных пар

  • Сильные кислоты
    имеют слабое сопряженное основание.

Пример: HCl — сильная кислота.
Если HCl — сильная кислота, она должна быть хорошим донором протонов. HCl может
быть хорошим донором протонов, однако, если ион Cl
является плохим акцептором протонов. Таким образом, ион Cl должен быть
слабая база.

HCl ( г ) + H 2 O ( л ) H 3 O + ( водн. ) + Класс ( водн. )
Сильный
кислота
Слабая
база
  • Прочные основания
    имеют слабую сопряженную кислоту
    .

Пример. Рассмотрим
соотношение между концентрацией аммония (NH 4 + )
и его сопряженное основание, аммиак (NH 3 ). NH 4 +
ион — слабая кислота, потому что аммиак — достаточно хорошее основание.

NH 4 + ( водн. ) + H 2 O ( л ) H 3 O + ( водн. ) + NH 3 ( водн. )
Слабая
кислота
Хорошо
база
Практическая задача 3:

Используйте кислотную диссоциацию
константы равновесия сопряженных кислот этих
оснований для прогнозирования наличия CH 3 CO 2
ион или ион OH является более сильным основанием.

CH 3 CO 2 H: К а
= 1,8 х 10 -5
H 2 O: К а
= 1,8 х 10 -16

Нажмите
здесь, чтобы проверить свой ответ на практическую задачу 3


Сравнение
Относительная сила пар кислот и оснований

Значение K a
для кислоты можно использовать, чтобы решить, является ли она сильной кислотой или
слабая кислота в абсолютном смысле.Его также можно использовать для
сравните относительную силу пары кислот.

Пример: рассмотрим HCl и H 3 O +
ион.

HCl К а
= 1 х 10 6
H 3 O + К а
= 55

Эти K a
значения предполагают, что оба являются сильными кислотами, но HCl является более сильным
кислоты, чем ион H 3 O + .

Высокая доля HCl
молекулы в водном растворе реагируют с водой с образованием H 3 O +
и ионы Cl . Теория Брнстеда предполагает, что каждый
кислотно-основная реакция превращает кислоту в сопряженное основание и
основание в его сопряженную кислоту.

Есть две кислоты и две
оснований в этой реакции. Однако более сильная кислота находится на
левая часть уравнения.

HCl ( г ) + H 2 O ( л ) H 3 O + ( водн. ) + Cl ( водн. )
сильнее
кислота
слабее
кислота

Общие правила предполагают, что
более сильная из пары кислот должна образовывать более слабую из пары
сопряженные основания.Тот факт, что HCl является более сильной кислотой, чем H 3 O +
ион означает, что ион Cl является более слабым основанием, чем
вода.

Прочность кислоты: HCl> H 3 O +
Прочность основания: Класс 2 O

Таким образом, уравнение для
реакцию HCl с водой можно записать следующим образом.

HCl ( г ) + H 2 O ( л ) H 3 O + ( водн. ) + Класс ( водн. )
сильнее
кислота
сильнее
база
слабее
кислота
слабее
база

Неудивительно, что
99.996% молекул HCl в растворе 6 M реагируют с
вода с образованием ионов H 3 O + и Cl
ионы. Более сильная из пары кислот должна реагировать с
более сильная пара оснований с образованием более слабой кислоты и более слабой
база.

Давайте посмотрим на относительную
сильные стороны уксусной кислоты и иона H 3 O + .

CH 3 CO 2 H К а
= 1.8 х 10 -5
H 3 O + К а
= 55

Значения K a
для этих кислот предполагают, что уксусная кислота является гораздо более слабой кислотой
чем ион H 3 O + , что объясняет, почему
уксусная кислота — это слабая кислота в воде. И снова реакция
между кислотой и водой должно превратить кислоту в ее
конъюгировать основание и основание в его конъюгат с кислотой.

Но на этот раз сильнее
кислота и более сильное основание находятся в правой части уравнения.

CH 3 CO 2 H ( водн. ) + H 2 O ( л ) H 3 O + ( водн. ) + CH 3 CO 2 ( водн. )
слабее
кислота
слабее
база
сильнее
кислота
сильнее
база

В результате только некоторые из CH 3 CO 2 H
молекулы фактически отдают ион H + воде
молекула с образованием H 3 O + и CH 3 CO 2
ионы.

Величина К а
также можно использовать для объяснения того, почему некоторые соединения, которые квалифицируются как
Кислоты или основания Бренстеда не действуют как кислоты или основания, когда они
растворить в воде. При значении K a
для кислоты относительно большой, кислота реагирует с водой до тех пор, пока
практически все молекулы кислоты были израсходованы.
Серная кислота ( K a = 1 x 10 3 ),
например, реагирует с водой до 99.9% H 2 SO 4
молекулы в растворе 1 M потеряли протон с образованием HSO 4
ионы.

H 2 SO 4 ( водн. )
+ H 2 O ( л )
H 3 O + ( водн. ) + HSO 4 ( водн. )

As K a
становится меньше, степень реакции кислоты с водой
уменьшается.

До K a
для кислоты значительно больше, чем значение K a
для воды кислота в некоторой степени ионизируется. Уксусная кислота, для
Например, до некоторой степени реагирует с водой с образованием H 3 O +
и CH 3 CO 2 , или ацетат-ионы.

CH 3 CO 2 H ( водн. )
+ H 2 O ( л )
H 3 O + ( водн. ) + CH 3 CO 2 ( водн. )

Как K a
значение для кислоты приближается к K a для
вода, соединение становится более похожим на воду по кислотности.Хотя это все еще кислота Бренстеда, она настолько слабая, что мы можем
невозможно обнаружить эту кислотность в водном растворе.

Некоторые потенциальные кислоты Бренстеда
настолько слабы, что их значения K a
меньше, чем у воды. Аммиак, например, имеет K a
всего 1 x 10 -33 . Хотя NH 3 может быть
Кислота Бренстеда, поскольку она может действовать как
донор иона водорода, нет никаких доказательств этой кислотности, когда он
растворяется в воде.


The
Выравнивающий эффект воды

Все сильные кислоты и основания кажутся
иметь одинаковую крепость при растворении в воде, независимо от
значение K a . Это явление
известный как эффект выравнивания воды
склонность воды ограничивать силу сильных кислот и
базы. Мы можем объяснить это, заметив, что сильные кислоты реагируют
обильно водой с образованием H 3 O +
ион.Более 99% молекул HCl в соляной кислоте
реагирует с водой с образованием H 3 O + и Cl
ионы, например,

HCl ( г )
+ H 2 O ( л )
H 3 O + ( водн. ) + Cl ( водн. )

и более 99% H 2 SO 4
молекулы в растворе 1 M реагируют с водой с образованием H 3 O +
ионы HSO 4 ионы.

H 2 SO 4 ( водн. )
+ H 2 O ( л )
H 3 O + ( водн. ) + HSO 4 ( водн. )

Таким образом, сила сильного
кислоты ограничено силой кислоты (H 3 O + )
образуется, когда молекулы воды захватывают ион H + .

Подобное явление происходит в
решения сильных оснований.Сильные основания количественно реагируют с
вода с образованием иона ОН . Как только это произойдет,
решение не может стать более простым. Сила сильного
баз ограничено прочностью основания (OH )
образуется, когда молекулы воды теряют ион H + .


The
Преимущества определения Бренстеда

Определение Брнстеда
кислоты и основания имеют много преимуществ перед аррениусовыми и
операционные определения.

  • Расширяет список
    потенциальные кислоты включают положительные и отрицательные ионы, так как
    а также нейтральные молекулы.
  • Расширяет список
    основания для включения любой молекулы или иона по крайней мере с одним
    пара несвязывающих валентных электронов.
  • Это объясняет роль
    вода в кислотно-основных реакциях: вода принимает H +
    ионы из кислот с образованием H 3 O +
    ион.
  • Его можно расширить до
    включают растворители, отличные от воды, и реакции, которые
    происходят в газовой или твердой фазах.
  • Связывает кислоты и основания
    на сопряженные кислотно-основные пары.
  • Это может объяснить
    соотношение между силой кислоты и ее
    сопряженное основание.
  • Он может объяснить различия
    в относительной силе пары кислот или пары
    базы.
  • Это может объяснить
    выравнивающий эффект воды
    тот факт, что сильные кислоты и основания имеют одно и то же
    прочность при растворении в воде.

Благодаря этим преимуществам,
всякий раз, когда химики используют слова кислота или основание
без какого-либо дальнейшего описания, они относятся к
Brnsted acid или Brnsted base .


pH
Как мера концентрации H
3 O +
Ион

Чистая вода одновременно является слабой кислотой
и слабая база.Сама по себе вода образует очень небольшое количество
ионов H 3 O + и OH , которые
характеризуют водные растворы более сильных кислот и оснований.

H 2 O ( л ) + H 2 O ( л ) H 3 O + ( водн. ) + OH ( водн. )
основание кислота кислота база

Концентрации H 3 O +
и ионы OH в воде могут быть определены тщательно
измерение способности воды проводить электрический ток.В
25 o C, концентрации этих ионов в чистой воде
составляет 1,0 x 10 -7 моль на литр.

[H 3 O + ]
= [OH ] = 1,0 x 10 -7 M (при 25 ° C)

Когда мы добавляем сильную кислоту в
вода, концентрация иона H 3 O +
увеличивается.

HCl ( водн., ) +
H 2 O ( л )
H 3 O + ( водн. ) + Cl ( водн. )

В то же время ОН
концентрация ионов уменьшается, потому что H 3 O +
ионы, образующиеся в этой реакции, нейтрализуют часть OH
ионы в воде.

H 3 O + ( водн. )
+ OH ( водн. )
2 H 2 O ( л )

Продукт
концентрации H 3 O + и OH
ионов постоянно, независимо от того, сколько кислоты или основания добавлено к
вода. В чистой воде при 25 o C продукт
концентрация этих ионов составляет 1,0 х 10 -14 .

[H 3 O + ] [OH ]
= 1.0 х 10 -14

Диапазон концентраций H 3 O +
и ионов OH в водном растворе настолько велики, что
с ним сложно работать. В 1909 году датский биохимик С.П.Л.
Соренсон предложил указывать концентрацию H 3 O +
ion в логарифмической шкале, которую он назвал шкалой pH .
Поскольку концентрация ионов H 3 O + в воде
почти всегда меньше единицы, логарифм этих концентраций
отрицательное число.Чтобы избежать постоянной работы с
отрицательные числа, Соренсон определил pH как отрицательное значение журнала
концентрации ионов H 3 O + .

pH = -log [H 3 O + ]

Концепция pH-компрессов
диапазон концентраций ионов H 3 O + в
масштаб, с которым намного проще обращаться. Как H 3 O +
концентрация ионов уменьшается примерно с 10 0 до 10 -14 ,
pH раствора увеличивается от 0 до 14.

Если концентрация H 3 O +
ион в чистой воде при 25 o C составляет 1,0 x 10 -7 M ,
pH чистой воды 7.

pH = -log [H 3 O + ]
= -log (1,0 x 10 -7 ) = 7

Когда pH раствора
менее 7, раствор кислый. Когда pH больше 7,
решение простое.

Кислый: pH <7
Базовый: pH> 7


pH
кислот и оснований

pH раствора зависит от
сила кислоты или основания в растворе.Измерения
поэтому pH разбавленных растворов являются хорошими индикаторами
относительная сила кислот и оснований. Значения pH 0,10 M
растворы ряда распространенных кислот и оснований приведены в
Таблица ниже.

pH 0,10 M растворов обычных кислот и оснований

Соединение pH
HCl (соляная
кислота)
1.1
H 2 SO 4
(серная кислота)
1,2
NaHSO 4
(гидросульфат натрия)
1,4
H 2 SO 3
(сернистая кислота)
1,5
H 3 PO 4
(фосфорная кислота)
1.5
HF (плавиковая кислота) 2,1
CH 3 CO 2 H
(уксусная кислота)
2,9
H 2 CO 3
(угольная кислота)
3,8 (насыщенный
раствор)
H 2 S
(сероводород)
4.1
NaH 2 PO 4
(дигидрофосфат натрия)
4,4
NH 4 Cl
(хлорид аммония)
4,6
HCN (синильная кислота) 5,1
Na 2 SO 4
(сульфат натрия)
6.1
NaCl (хлорид натрия) 6,4
NaCH 3 CO 2
(ацетат натрия)
8,4
NaHCO 3
(бикарбонат натрия)
8,4
Na 2 HPO 4
(гидрофосфат натрия)
9.3
Na 2 SO 3
(сульфит натрия)
9,8
NaCN (цианид натрия) 11,0
NH 3
(водный аммиак)
11,1
Na 2 CO 3
(карбонат натрия)
11.

Добавить комментарий

Ваш адрес email не будет опубликован.