ВУЗ:
Составители:
Рубрика:
71
Согласно представлениям Бренстеда можно различить три типа
кислот и оснований (табл.2.2): нейтральные, катионные и анионные.
Таблица 2.2
Типы кислот и оснований (по Дж.Бренстеду)
Электролит Кислоты Основания
Нейтральные
(незаряженные)
HCl, H
2
SO
4
, H
3
PO
4
,
C
n
H
2n+1
COOH и др.
H
2
O, NH
3
, NR
3
, PR
3
и др.
Анионные (от-
рицательные
ионы)
HSO
4
−
, HCO
3
−
, H
2
PO
4
−
,
HPO
4
2−
,C
n
H
2n
(COOH)COO
−
и др.
OH
−
, CH
3
COO
−
,
Cl
−
, Br
−
, I
−
, ClO
4
−
,
SO
4
2−
и др.
Катионные (по-
ложительные
ионы)
H
3
O
+
, NH
4
+
, RNH
3
+
, гидра-
тированные ионы метал-
лов: [Al(H
2
O)
6
]
3+
↔
Al(H
2
O)
5
OH]
2−
+ H
+
, ком-
плексные ионы:
[Pt(NH
3
)
5
H
2
O]
4+
↔
[Pt(H
2
O)
5
OH]
3+
+ H
+
и др.
NH
2
-NH
3
+
, R
2
N-
NR
3
+
, комплексные
катионы металлов с
аминными, амид-
ными, гидроксид-
ными группами и
т.д.
Многие соединения, имеющие амфотерные свойства, в зависи-
мости от условий могут быть или кислотами, или основаниями. На-
пример, к амфотерным Бренстед отнес протолитические соединения
(H
2
O, NH
3
и др.), анионы многоосновных кислот (HSO
4
−
, H
2
PO
4
−
и
другие), которые могут быть и кислотами, отдавая протон:
HSO
4
−
↔ SO
4
2-
+ H
+
H
2
PO
4
−
↔ HPO
4
2-
+ H
+
и основаниями, акцептируя ион водорода
HSO
4
−
+ H
+
↔ H
2
SO
4
H
2
PO
4
−
+ H
+
↔ H
3
PO
4
Главный вывод из концепции Бренстеда можно сформулировать
следующим образом: способность соединения реагировать в качест-
ве кислоты или основания является функциональной характери-
стикой вещества, а не его абсолютным свойством.
В теорию кислот и оснований Бренстед, помимо представлений
о качественных изменениях, внес количественный аспект, который
иногда называют термодинамической теорией протонного равнове-
сия, в основу которой положены представления о кислотно-основном
взаимодействии как о двойном протолитическом. Показано, что сила
кислот и оснований оценивается термодинамическими константа-
ми кислотности К
а
и основности К
в
.
72
Рассмотрим простейший протолитический кислотно-основный
процесс:
A ↔ B + H
+
+
=
H
Ba
aaK /
A
a ;
,/
+
=
H
BAb
aaaK
где
+
H
BA
aaa ,, - активности кислоты, основания и протона.
+++
+
===
H
BA
HH
BBAA
fffHfaBfaAfa ,,];[],[],[ - коэффици-
енты активности; ][],[],[
+
HBA - концентрации кислоты, основания и
протона.
Термодинамические константы
ba
KK , отличаются от концен-
трационных констант кислотности и основности
BA
KK , тем, что вво-
дятся коэффициенты активности
f . Отметим, что термодинамические
константы диссоциации при кислотно-основном взаимодействии более
правильно отражают состояние в реальных системах (хотя существуют
определенные трудности в оценке коэффициентов активности). Тогда
A
H
BAa
fffKK /
+
=
и
+
=
H
BABb
fffKK /
Для взаимодействия кислоты
НА
с растворителем S
HA + S ↔ SH
+
+ A
−
,
термодинамическая константа равновесия равна
****
/
SHA
ASH
HAS
aaaaK ⋅⋅=
−+
, (2.1)
где a
*
- активности, отнесенные к бесконечно разбавленному раствору,
ионная сила которого равна нулю.
Двойное протолитическое равновесие, описывающее взаимо-
действие кислоты с растворителем, может быть представлено
как результат двух сопряженных равновесных процессов:
HA ↔ H
+
+ A
−
H
+
+ S ↔ HS
+
.
Тогда
K
A
=
**
/
HA
AH
aaa
−+
⋅ ; (2.2)
**
)(
/
+++
⋅=
SHH
S
SHA
aaaK
. (2.3)
Константы K
A
и K
SH
+ называются константами кислотно-
сти, а обратные им величины K
B
и K
B(S)
– константами основности:
**
/
−+
⋅=
AH
HAB
aaaK (2.4)
Согласно представлениям Бренстеда можно различить три типа Рассмотрим простейший протолитический кислотно-основный
кислот и оснований (табл.2.2): нейтральные, катионные и анионные. процесс:
Таблица 2.2 A ↔ B + H+
Типы кислот и оснований (по Дж.Бренстеду) K a = a B a H + / a A ; K b = a A / aB aH + ,
Электролит Кислоты Основания
Нейтральные HCl, H2SO4, H3PO4, H2O, NH3, NR3, PR3 где a A , a B , a H + - активности кислоты, основания и протона.
(незаряженные) CnH2n+1COOH и др. и др.
Анионные (от- HSO4−, HCO3−, H2PO4−, OH−, CH3COO−,
a A = f A [ A], a B = f B [ B], a H + = f H + [ H + ]; f A , f B , f H + - коэффици-
−
рицательные 2−
HPO4 ,CnH2n(COOH)COO Cl , Br , I−, ClO4−,
− − +
енты активности; [ A], [ B ], [ H ] - концентрации кислоты, основания и
ионы) и др. SO42− и др. протона.
+
Катионные (по- H3O , NH4 , RNH3 , гидра- NH2-NH3+,
+ +
R2N-
Термодинамические константы K a , K b отличаются от концен-
ложительные тированные ионы метал- NR3+, комплексные
ионы) лов: [Al(H2O)6]3+↔ катионы металлов с трационных констант кислотности и основности K A , K B тем, что вво-
Al(H2O)5OH]2− + H+, ком- аминными, амид- дятся коэффициенты активности f . Отметим, что термодинамические
плексные ионы: ными, гидроксид-
ными группами и константы диссоциации при кислотно-основном взаимодействии более
[Pt(NH3)5H2O]4+↔
т.д. правильно отражают состояние в реальных системах (хотя существуют
[Pt(H2O)5OH]3+ + H+ и др.
определенные трудности в оценке коэффициентов активности). Тогда
Многие соединения, имеющие амфотерные свойства, в зависи- Ka = K A f B f H + / f A и Kb = K B f A / f B f H +
мости от условий могут быть или кислотами, или основаниями. На- Для взаимодействия кислоты НА с растворителем S
пример, к амфотерным Бренстед отнес протолитические соединения
HA + S ↔ SH+ + A−,
(H2O, NH3 и др.), анионы многоосновных кислот (HSO4−, H2PO4− и термодинамическая константа равновесия равна
другие), которые могут быть и кислотами, отдавая протон:
HSO4− ↔ SO42- + H+ K HAS = a SH
*
+ ⋅ a − / a HA ⋅ a S ,
*
A
* *
(2.1)
H2PO4− ↔ HPO42- + H+ *
где a - активности, отнесенные к бесконечно разбавленному раствору,
и основаниями, акцептируя ион водорода ионная сила которого равна нулю.
HSO4− + H+ ↔ H2SO4 Двойное протолитическое равновесие, описывающее взаимо-
H2PO4− + H+ ↔ H3PO4 действие кислоты с растворителем, может быть представлено
Главный вывод из концепции Бренстеда можно сформулировать как результат двух сопряженных равновесных процессов:
следующим образом: способность соединения реагировать в качест- HA ↔ H+ + A−
ве кислоты или основания является функциональной характери- H+ + S ↔ HS+.
стикой вещества, а не его абсолютным свойством. Тогда
В теорию кислот и оснований Бренстед, помимо представлений KA = a H + ⋅ a A− / a HA ;
* *
(2.2)
о качественных изменениях, внес количественный аспект, который
иногда называют термодинамической теорией протонного равнове- K A( SH + ) = a S* ⋅ a H + / a SH
*
+ . (2.3)
сия, в основу которой положены представления о кислотно-основном
взаимодействии как о двойном протолитическом. Показано, что сила Константы KA и KSH+ называются константами кислотно-
кислот и оснований оценивается термодинамическими константа- сти, а обратные им величины KB и KB(S) – константами основности:
ми кислотности Ка и основности Кв. K B = a HA
*
/ a H + ⋅ a *A− (2.4)
71 72
Страницы
- « первая
- ‹ предыдущая
- …
- 34
- 35
- 36
- 37
- 38
- …
- следующая ›
- последняя »
