Как узнать кислотность основания

Кислотность и основность разбавленных растворов кислот и оснований

Мерой силы кислоты или основания, согласно теории Брёнстеда – Лоури является константа кислотности или основности соответственно. Поскольку наиболее распространенным растворителем является вода, измерения проводят обычно в воде. Кислота в воде отдает ей свой протон:

НХ + Н₂ O ↔ Н₃ O + + X –

Применяя закон действующих масс, получим:

В разбавленных растворах [Н₂ O ] = const (=55,5 моль/л), поэтому можно записать

Применяя аналогичный вывод для основания, получим:

Величина К_в называется константой основности и является мерой основности относительно стандарта (в данном случае Н₂O ). Аналогично величине pH константы кислотности и основности можно выразить в логарифмической форме:

Константы кислотности и основности связаны соотношением:

где Kw — константа автопротолиза растворителя (для воды — ионное произведение). Принимая во внимание ( 75 ), получаем уравнение ( 76 ) в виде:

pKw=pKa +pKв ( 77)

рКа = 14 – рКв (78)

Константы кислотности слабых кислот, нерастворимых в воде, определяют в других растворителях относительно друг друга, выстраивая таким образом единую шкалу кислотности. Полученные значения рКа носят приблизительный характер и могут быть использованы только для качественных оценок, например, данные таблицы 6-4 по константам кислотности относительно воды некоторых кислот Бренстеда.

Согласно табл. 6-4, в воде кислотами являются HCIO₄, СН₃СООН, основаниями — С₂Н₅ОН, С₂Н₂, NH₃, С₂Н₄, С₂Н₆; в аммиаке кислоты — HCIO₄, СН₃СООН, С₂Н₅ОН, С₂Н₂, основания — С₂Н₄ и С₂Н₆.

Источник

Как узнать кислотность основания

12.4. Сила кислот и оснований

Направление смещения кислотно-основного равновесия определятся следующим правилом:
Кислотно-основные равновесия смещены в сторону более слабой кислоты и более слабого основания.

Кислота тем сильнее, чем легче она отдает протон, а основание тем сильнее, чем легче оно принимает протон и прочнее его удерживает. Молекула (или ион) слабой кислоты не склонна отдавать протон, а молекула (или ион) слабого основания не склонна его принимать, этим и объясняется смещение равновесия в их сторону. Силу кислот, а также силу оснований можно сравнивать только в одном и том же растворителе
Так как кислоты могут реагировать с разными основаниями, то соответствующие равновесия будут смещены в ту или иную сторону в разной степени. Поэтому для сравнения силы разных кислот определяют, насколько легко эти кислоты отдают протоны молекулам растворителя. Аналогично определяется и сила оснований.

Сила кислоты – характеристика кислоты, показывающая, насколько легко кислота отдает протоны молекулам данного растворителя.
Сила основания – характеристика основания, показывающая, насколько прочно основание связывает протоны, оторванные от молекул данного растворителя.

Вы уже знаете, что молекула воды (растворителя) может и принимать, и отдавать протон, то есть проявляет и свойства кислоты, и свойства основания. Поэтому и кислоты, и основания можно сравнивать между собой по силе в водных растворах. В одном и том же растворителе сила кислоты в значительной степени зависит от энергии рвущейся связи А—Н, а сила основания – от энергии образующейся связи В—Н.
Для количественной характеристики силы кислоты в водных растворах можно использовать константу кислотно-основного равновесия обратимой реакции данной кислоты с водой:
HА + Н₂О А + H₃O .

Для характеристики силы кислоты в разбавленных растворах, в которых концентрация воды практически постоянна, пользуются константой кислотности:

,

Совершенно аналогично для количественной характеристики силы основания можно использовать константу кислотно-основного равновесия обратимой реакции данного основания с водой:

А + Н₂О НА + ОН ,

а в разбавленных растворах – константу основности

, где K_о(HA) = K_c·[H₂O].

Практически для оценки силы основания используют константу кислотности кислоты, получающейся из данного основания (так называемой » сопряженной « кислоты), так как эти константы связаны простым соотношением

К_о(А ) = К(Н₂О)/К_к(НА).

Иными словами, основание тем сильнее, чем слабее сопряженная кислота. И наоборот, кислота тем сильнее, чем слабее сопряженное основание.

.

Здесь величина с индексом » пр» (в числителе) характеризует прореагировавшую часть молекул кислоты НА, а величина с индексом » исх» (в знаменателе) – исходную порцию кислоты.
В соответствии с уравнением реакции

n_пр(HA) = n(H₃O ) = n(A ) c_пр(HA) = c(H₃O ) = c(A );
[H₃O ] = [A ] = a · с_исх(НА);
[HA] = (1 – a ) · с_исх(НА).

Подставив эти выражения в уравнение константы кислотности, получим

.

Таким образом, зная константу кислотности и общую концентрацию кислоты, можно определить степень протолиза этой кислоты в данном растворе. Аналогично через степень протолиза можно выразить и константу основности основания, поэтому в общем виде

Это уравнение представляет собой математическое выражение закона разбавления Оствальда. Если растворы разбавленные, то есть исходная концентрация не превышает 0,01 моль/л, то можно использовать приближенное соотношение

Для грубой оценки степени протолиза это уравнение можно использовать и при концентрациях до 0,1 моль/л.
Кислотно-основные реакции – процессы обратимые, но не всегда. Рассмотрим поведение в воде молекул хлороводорода и фтороводорода:

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, H₂SO₄, H₂SeO₄, HNO₃ и некоторые другие.
Теперь обратим внимание на правые части уравнений реакций с водой хлороводорода и фтороводорода. Фторид-ион может принимать протон (отрывая его у иона оксония) и превращаться в молекулу фтороводорода, а хлорид-ион не может. Следовательно, фторид-ион проявляет свойства основания, а хлорид-ион таких свойств не проявляет (но только в разбавленных растворах).
Как и кислоты, существуют сильные и слабые основания.

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 (К_О = 1,74· 10 –5 ) 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 , SO₃ 2 , S 2 , CO₃ 2 , PO₄ 3 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 , Ca 2 , Ba 2 и другие катионы, входящие в состав сильных оснований.

Кроме частиц-кислот и частиц-оснований, существуют еще частицы, проявляющие и кислотные, и основные свойства. Такие свойства молекулы воды вам уже известны. 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
HSO₃ + H₂O H₂SO₃ + OH .

Подобные частицы называются амфолитами.

Амфолит – частица, способная как отдавать протон молекуле растворителя, так и принимать протон от молекулы растворителя.

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 вы уже, наверное, заметили, у кислотно-основных и окислительно-восстановительных реакций есть много общего. Проследить общие черты и найти отличия этих типов реакций вам поможет схема, изображенная на рисунке 12.3.

СИЛА КИСЛОТЫ, СИЛА ОСНОВАНИЯ, КОНСТАНТА КИСЛОТНОСТИ, КОНСТАНТА ОСНОВНОСТИ, СОПРЯЖЕННАЯ КИСЛОТА, СОПРЯЖЕННОЕ ОСНОВАНИЕ, СТЕПЕНЬ ПРОТОЛИЗА, ЗАКОН РАЗБАВЛЕНИЯ ОСТВАЛЬДА, СИЛЬНАЯ КИСЛОТА, СЛАБАЯ КИСЛОТА, СИЛЬНОЕ ОСНОВАНИЕ, СЛАБОЕ ОСНОВАНИЕ, ЩЕЛОЧЬ, АНИОННОЕ ОСНОВАНИЕ, АМФОЛИТЫ, КИСЛЫЕ СОЛИ
1.Какая из кислот в большей степени склонна отдавать протон в водном растворе а) азотная или азотистая, б) серная или сернистая, в) серная или соляная, г) сероводородная или сернистая? Составьте уравнения реакций. В случае обратимых реакций запишите выражение для констант кислотности.
2.Сравните энергию атомизации молекул HF и HCl. Согласуются ли эти данные с силой плавиковой и соляной кислот?
3.Какая частица является более сильной кислотой: а) молекула угольной кислоты или гидрокарбонат-ион, б) молекула фосфорной кислоты, дигидрофосфат-ион или гидрофосфат-ион, в) молекула сероводорода или гидросульфид-ион?
4.Почему в приложении 13 вы не найдете константы кислотности серной, соляной, азотной и некоторых других кислот?
5.Докажите справедливость соотношения, связывающего константу основности и константу кислотности сопряженных кислоты и основания.
6.Запишите уравнения реакций с водой а) бромоводорода и азотистой кислоты, б) серной и сернистой кислот, в) азотной кислоты и сероводорода. В чем отличия этих процессов?
7.Для следующих амфолитов: HS , HSO₃ , HCO₃ , H₂PO₄ , HPO₄ 2 , H₂O – составьте уравнения реакций этих частиц с водой, запишите выражения для констант кислотности и основности, выпишите значения этих констант из приложений 13 и 14. Определите, какие свойства, кислотные или основные преобладают у этих частиц?
8.Какие процессы могут происходить при растворении в воде фосфорной кислоты?
Сравнение реакционной способности сильных и слабых кислот.

а) Реакции ионов оксония с оксид-ионами

В этих реакциях оксид-ион не успевает перейти в раствор, а сразу реагирует с ионом оксония. Следовательно, реакция протекает на поверхности оксида. Такие реакции идут до конца, так как из сильной кислоты и сильного основания образуется очень слабый амфолит (вода).

Пример. Реакция азотной кислоты с оксидом магния:

MgO + 2HNO_3p = Mg(NO₃)_2p + H₂O.

б) Реакции ионов оксония с гидроксид-ионами

Из всех частиц-оснований, существующих в водных растворах, гидроксид-ион является самым сильным основанием. Его константа основности (55,5) во много раз превышает константы основности остальных частиц-оснований. Гидроксид-ионы входят в состав щелочей и при их растворении переходят в раствор. Механизм реакции ионов оксония с гидроксид-ионами:

.

Пример 1. Реакция соляной кислоты с раствором гидроксида натрия:

HCl_p + NaOH_p = NaCl_p + H₂O.

Но если в воду добавить вещество-кислоту или вещество-основание, то в растворе появится избыток одного из этих ионов. Раствор станет кислым или щелочным.

Гидроксид-ионы входят в состав не только щелочей, но и практически нерастворимых оснований, а также амфотерных гидроксидов (амфотерные гидроксиды в этом отношении можно рассматривать как ионные соединения). Со всеми этими веществами ионы оксония также реагируют, причем, как и в случае основных оксидов, реакция протекает на поверхности твердого вещества. Механизм реакции для гидроксида состава M(OH)₂:

.

Cu(OH)₂ + 2H₃O = Cu 2 + 4H₂O
Cu(OH)₂ + H₂SO_4р = CuSO₄ + 2H₂O.

в) Реакции ионов оксония со слабыми основаниями

Как и в растворах щелочей, в растворах слабых оснований также присутствуют гидроксид-ионы, но их концентрация во много раз меньше, чем концентрация самих частиц-оснований (это отношение равно степени протолиза основания). Поэтому скорость реакции нейтрализации гидроксид-ионов во много раз меньше, чем скорость реакции нейтрализации самих частиц-оснований. Следовательно, преобладающей будет реакция между ионами оксония и частицами-основаниями.

Пример 1. Реакция нейтрализации соляной кислоты раствором аммиака:

.

Но равновесие в ней очень сильно сдвинуто вправо (в сторону продуктов реакции), настолько сильно, что обратимостью часто пренебрегают, записывая молекулярное уравнение этой реакции со знаком равенства:

Пример 2. Реакция бромоводородной кислоты с раствором гидрокарбоната натрия. Будучи амфолитом, гидрокарбонат-ион в присутствии ионов оксония ведет себя как слабое основание:

Образующаяся угольная кислота может содержаться в водных растворах лишь в очень небольших концентрациях. При увеличении концентрации она разлагается. Механизм разложения можно представить себе следующим образом:

Суммарные химические уравнения:

H₃O + HCO₃ = CO₂ + 2H₂O
HBr_р + NaHCO_3р = NaBr_р + CO₂ + H₂O.

Пример 3. Реакции, протекающие при сливании растворов хлорной кислоты и карбоната калия. Карбонат-ион тоже слабое основание, хотя и более сильное, чем гидрокарбонат-ион. Реакции между этими ионами и ионом оксония полностью аналогичны. В зависимости от условий проведения, реакция может остановиться на стадии образования гидрокарбонат-иона, а может привести и к образованию углекислого газа:

а) H₃O + CO₃ = HCO₃ + H₂O
HClO_4р + K₂CO_3р = KClO_4р + KHCO_3р;
б) 2H₃O + CO₃ = CO₂ + 3H₂O
2HClO_4р + K₂CO_3р = 2KClO_4р + CO_2­ + H₂O.

Аналогичные реакции протекают даже в том случае, когда соли, содержащие частицы-основания, нерастворимы в воде. Как и в случае основных оксидов или нерастворимых оснований, в этом случае реакция тоже протекает на поверхности нерастворимой соли.

Пример 4. Реакция между соляной кислотой и карбонатом кальция:
CaCO₃ + 2H₃O = Ca 2 + CO₂ + 3H₂O
CaCO_3р + 2HCl_р = CaCl_2р + CO₂ + H₂O.

Препятствием к проведению таких реакций может послужить образование нерастворимой соли, слой которой будет затруднять проникновение ионов оксония к поверхности реагента (например, в случае взаимодействия карбоната кальция с серной кислотой).

НЕЙТРАЛЬНЫЙ РАСТВОР, КИСЛЫЙ РАСТВОР, ЩЕЛОЧНОЙ РАСТВОР, РЕАКЦИЯ НЕЙТРАЛИЗАЦИИ.
1.Составьте схемы механизмов реакций ионов оксония со следующими веществами и частицами: FeO, Ag₂O, Fe(OH)₃, HSO₃ , PO₄ 3 и Cu₂(OH)₂CO₃. По схемам составьте ионные уравнения реакций.
2.С какими из следующих оксидов будут реагировать ионы оксония: CaO, CO, ZnO, SO₂, B₂O₃, La₂O₃? Составьте ионные уравнения этих реакций.
3.С какими из следующих гидроксидов будут реагировать ионы оксония: Mg(OH)₂, B(OH)₃, Te(OH)₆, Al(OH)₃? Составьте ионные уравнения этих реакций.
4.Составьте ионные и молекулярные уравнения реакций бромоводородной кислоты с растворами следующих веществ: Na₂CO₃, K₂SO₃, Na₂SiO₃, KHCO₃.
5.Составьте ионные и молекулярные уравнения реакций раствора азотной кислоты со следующими веществами: Cr(OH)₃, MgCO₃, PbO.
Реакции растворов сильных кислот с основаниями, основными оксидами и солями.

В отличии от растворов сильных кислот в растворах слабых кислот в качестве частиц-кислот присутствуют не только ионы оксония, но и молекулы самой кислоты, причем молекул кислоты во много раз больше, чем ионов оксония. Поэтому в этих растворах преобладающей реакцией будет реакция самих частиц-кислот с частицами-основаниями, а не реакции ионов оксония. Скорость реакций с участием слабых кислот всегда меньше скорости аналогичных реакций с участием сильных кислот. Часть этих реакций обратима, и тем больше, чем слабее участвующая в реакции кислота.

а) Реакции слабых кислот с оксид-ионами

Это единственная группа реакций слабых кислот, которые протекают необратимо. Скорость реакции зависит от силы кислоты. Некоторые слабые кислоты (сероводородная, угольная и др.) в реакции с малоактивными основными и амфотерными оксидами (CuO, FeO, Fe₂O₃, Al₃O₃, ZnO, Cr₂O₃ и др.) не вступают.

Пример. Реакция, протекающая между оксидом марганца(II) и раствором уксусной кислоты. Механизм этой реакции:

Уравнения реакции:
MnO + 2CH₃COOH = Mn 2 + 2CH₃COO + H₂O
MnO + 2CH₃COOH_р = Mn(CH₃COO)_2р + H₂O.(Соли уксусной кислоты называются ацетатами)

б) Реакции слабых кислот с гидроксид-ионами

В качестве примера рассмотрим, как реагируют с гидроксид-ионами молекулы фосфорной (ортофосфорной) кислоты:

В результате реакции получаются молекулы воды и дигидрофосфат-ионы.
Если после завершения этой реакции в растворе остаются гидроксид-ионы, то дигидрофосфат-ионы, являясь амфолитами, будут с ними реагировать:

Образуются гидрофосфат-ионы, которые, также являясь амфолитами, могут реагировать с избытком гидроксид-ионов:

.

Ионные уравнения этих реакций

H₃PO₄ + OH H₂PO₄ + H₂O;
H₂PO₄ + OH HPO₄ 2 + H₂O;
HPO₄ + OH PO₄ 3 + H₂O.

Равновесия этих обратимых реакций смещены вправо. В избытке раствора щелочи (например, NaOH) все эти реакции протекают практически необратимо, поэтому их молекулярные уравнения обычно записывают так:

Если целевым продуктом этих реакций является фосфат натрия, то можно записать и суммарное уравнение:
H₃PO₄ + 3NaOH = Na₃PO₄ + 3H₂O.

Соответствующая характеристика основания называется кислотностью.

в) Реакции слабых кислот со слабыми основаниями

Практически все эти реакции обратимы. В соответствии с общим правилом равновесия в таких обратимых реакциях смещены в сторону более слабых кислот и более слабых оснований.

ОСНОВНОСТЬ КИСЛОТЫ, КИСЛОТНОСТЬ ОСНОВАНИЯ.
1.Составьте схемы механизмов реакций, протекающих в водном растворе между муравьиной кислотой и следующими веществами: Fe₂O₃, KOH и Fe(OH)₃. По схемам составьте ионные и молекулярные уравнения этих реакций.
2.С какими из перечисленных веществ будет реагировать в растворе сернистая кислота: LiOH, K₂CO₃, Na₂SO₄, KCl? Составьте ионные и молекулярные уравнения реакций.
3.Раствор какого вещества получится в результате сливания раствора, содержащего 29,4 г фосфорной кислоты, с раствором, содержащим 8 г гидроксида натрия? Определите массу соли, которая может быть выделена из этого раствора при выходе, равном 98 %.
Реакции растворов слабых кислот с основаниями, основными оксидами и солями.

Среди частиц, проявляющих кислотные свойства, особое место занимают гидратированные катионы некоторых элементов, образующих металлы. Эти ионы появляются в растворе, например, при растворении соответствующей соли:

Образовавшиеся гидратированные катионы представляют собой сложные частицы состава [Zn(H₂O)₄] 2 (ион тетрааквацинка) и [Al(H₂O)₆] 3 (ион гексаакваалюминия), в которых атомы цинка или алюминия связаны с атомами кислорода химическими связями, образовавшимися по донорно-акцепторному механизму. Структурные формулы этих частиц можно изобразить двумя способами:

Причина кислотных свойств таких ионов в том, что на атомах водорода, входящих в их состав, образуется большой положительный частичный заряд, значительно больший, чем на атомах водорода в свободных молекулах воды. Поэтому эти ионы могут отдавать протон частицам-основаниям, а также частицам-амфолитам, в том числе и молекулам воды. В качестве примера рассмотрим реакцию с водой иона тетрааквацинка:

Zn_aq 2 + 2H₂O Zn OH _aq+ H₃O .

Так как катионные кислоты представляют собой слабые кислоты, равновесие этих обратимых реакции смещено в сторону исходных веществ.

Кроме таких гидратированных катионов, существуют гидратированные катионы и другого типа, например: [K(H₂O)_n] или [Ba(H₂O)_n] 2 . В этих сложных частицах молекулы воды связаны с центральным ионом электростатическими силами, а число молекул воды непостоянно. Гидратированные катионы этого типа кислотными свойствами не обладают. К ним относятся катионы щелочных металлов, кальция, стронция, бария, то есть катионы элементов, атомы которых не склонны образовывать ковалентные связи, а также ионы серебра и некоторые другие.

1.Разделите перечисленные гидратированные катионы на две группы по типу связи, удерживающей гидратную оболочку: Cr 3 _aq, Li _aq, Sr 2 _aq, Be 2 _aq, Mg 2 _aq, Na aq, Ca 2 _aq, Fe 3 _aq, Fe 2 _aq, Cu 2 _aq, Ag _aq. Какие из этих ионов представляют собой катионные кислоты? 2.В растворах каких из перечисленных солей реакция среды кислотная:
а) Na₂SO₄, MgSO₄, NaHSO₄;
б) AlCl₃, FeCl₂, CaCl₂;
в) Ca(HCO₃)₂, NaHCO₃, Na₂CO₃?
3.Используя общее правило, объясните направление смещения равновесия обратимой реакции Mg 2 _aq + 2H₂O Mg OH _aq+ H₃O .
4.В каком направлении сместится равновесие в этом растворе а) при его разбавлении водой, б) при добавлении в него раствора сильной кислоты?

Сервер создается при поддержке Российского фонда фундаментальных исследований
Не разрешается копирование материалов и размещение на других Web-сайтах
Вебдизайн: Copyright (C) И. Миняйлова и В. Миняйлов
Copyright (C) Химический факультет МГУ
Написать письмо редактору

Источник