39. Современные теории кислот и оснований. Буферные растворы.

1. Электролитическая теория, основана на теории электролитической диссоциации, в соответствии с ней кислоты это электролиты которые при диссоциации в одном растворе в качестве катионов дают только катионы водорода, и анионы кислотного остатка.

Основание-электролиты при диссоциации который в водных растворах в качестве анионов образуются только анионы гидроксида.

2. Протолитическая теория (Бренстеда-Лоури).

Согласно ей:

Кислоты – донор катионов водорода

Кислоты могут быть: молекулярными

катионными

анионными.

Основания – акцептор катионов водорода.

Основания могут быть: молекулярными

катионными

анионными.

Амфолитами (амфотерными веществами) – вещества, которые могут быть как донарами, так и акцепторами протонов, могут быть заряженными или нейтральными.

Кислоты и основания существуют только в виде сопряженных пар. Кислота=основание+протон

3. Электронная теория (Льюиса).

К кислотам относятся вещества, являющиеся акцепторами электронной пары.

Основания-доноры электронной пары.

Кислоты и основания взаимодействуют между собой с образованием связи по донорно-акцепторному механизму.

A+:B=A:B (A-кислота, B-основание).

В результате приобретения атомом, ответственным за кислотные свойства электронной пары возникает завершенная электронная конфигурация, образуется устойчивое соединение.

Растворение кислот Льюиса в растворителях приводит к увеличению концентрации ионов водорода. Растворение оснований Льюиса приводит к увеличению ОН групп.

Буферные растворы (англ. buffer, от buff — смягчать удар) — растворы с определённой устойчивой концентрацией водородных ионов; смесь слабой кислоты и её соли (напр., СН₃СООН и CH₃COONa) или слабого основания и его соли (напр., NH₃ и NH₄CI). Величина рН буферного раствора мало изменяется при добавлении небольших количеств свободной сильной кислоты или щёлочи, при разбавлении или концентрировании. Буферные растворы широко используют в различных химических исследованиях.

Буферные растворы имеют большое значение для протекания процессов в живых организмах. Например, в крови постоянство водородного показателя рН поддерживается буферными смесями, состоящими из карбонатов и фосфатов. Известно большое число буферных растворов (ацетатно-аммиачный буферный раствор, фосфатный буферный раствор, боратный буферный раствор, формиатный буферный раствор и др.).

Значение pH буферного раствора можно рассчитать по формуле:

  ,

где pK это отрицательный десятичный логарифм от константы диссоциации кислоты HA.

Билет 25

Соли бывают 4-х видов.они получаются при реагировании основания и кислоты.если реагирует сильная к-та и сильное основание- соль 1 типа.сильная+слаб=2 тип

3тип: слаб + сильное, 4 тип : слаб+слаб

Гидролиз-взаимодеействие ионов соли с ионами воды,приводящее к изменению концентрации последних и изменению хар-ра среды.

Причина: наличие иона слабого электролита в молекуле соли.результат-образование слабого электролита.он обратим и зависит от концентрации и температуры.

Количественные хар-ки : К(р) и h(степень гидролиза)

Соль 1 типа не идет на гидролиз.

Соль 2 типа :

Zn(NO3)2Zn + 2 NO3

2H2O + Zn(NO3)2<-- Zn(OH)2 + 2HNO3

Zn(NO3)2 + HOH ZnOHNO3 + HNO3

К(Г)=Кв/Кд2основания(zn(oh)2 по второй ступени)

h =sqrt(Кг\С), с – концентрация

соли 3-го типа:

Na2SO3 2Na + SO3

2NaOH + H2SO3 Na2SO3 + 2H2O

SO3 + HOHHSO3 + OH pH>7 ЩЕЛОЧНАЯ

Na2SO3 + HOH NaHSO3(КИСЛАЯ СОЛЬ) + NaOH

Кг=Кв\Кд2 к-ты

h = sqrt(Кг\С), с-конц-ия

соли 4 типа:

тут идет по катионам и анионам

NH4CN NH4 + CN

NH4OH ,HCN

NH4 + HOH NH4OH + H

CN + HOH HCN + OH

NH4CN + 2H2O NH4OH + HCN + H2O

Кг=Кв\Кд(осн)*Кд(к-ты)