Кислотность и основность – важнейшие понятия, определяющие многие фундаментальные физико-химические свойства и биологическую активность органических соединений.
Теории кислот и оснований: – теория электролитической диссоциации (Аррениус); – протолитическая теория (Бренстед-Лоури, 1923 г.); – теория Льюиса (1925 г.).
Протолитическая теории Бренстеда Кислота – это вещество, способное отдавать протон. Основание – это вещество, способное присоединять протон. Кислота + основание = сопряженная пара
Кислоты Атом, с которым связан протон, – центр кислотности. Центрами кислотности могут быть атомы C, O, N, S: Соответственно – CH-,OH-,NH- иSH-кислоты.
Основания Центрами основности являются атомы, имеющие неподеленную пару электронов (n-электроны): N, O, S. Соответственно различаются аммониевые, оксониевые и тиониевые основания (n-основания). Это могут быть нейтральные молекулы или анионы. Существуют также π-основания – соединения с кратными связями или сопряженной системой π-связей. Они присоединяют протон, образуя сопряженные кислоты – π-комплексы.
Количественная оценка кислотности
Сила кислоты – это степень сдвига вправо следующего равновесия:
Количественная оценка основности
Сила основания – это степень сдвига вправо следующего равновесия:
Из этих соотношений следует, что для сопряженной пары мерой основности основания В может быть кислотность сопряженной кислоты ВН+: рКВ = 14 – рКВН+ Сила основания↑ → КВ↑ → рКВ↓ → рКВН+↑
Качественная оценка кислотности Сила кислоты определяется устойчивостью сопряженного основания (аниона). Чем стабильнее анион, тем сильнее кислота. Устойчивость аниона, в свою очередь, зависит от следующих факторов: – свойства атома в центре кислотности – его электроотрицательность и поляризуемость – степень делокализации (-)-заряда в анионе в результате сопряжения; – действие окружающих заместителей; – способность аниона к сольватации.
Факторы, определяющие кислотность 1. Свойства атома в центре кислотности а) электроотрицательность С увеличением электроотрицательности атома Х полярность связи Х-Н увеличивается, прочность её уменьшается, облегчается отрыв протона. В результате кислотность увеличивается. ЭО↑ → Кислотность↑
Нейтральные молекулы в реакциях с кислотами образуют ониевые соли:
Выделяются три типа органических оснований: Сила основания определяется стабильностью образующегося катиона, а также доступностью неподеленной пары электронов для присоединения протона. На силу основания влияют те же факторы, что и на силу кислоты, но направление действие их противоположно.
Амины – наиболее сильные основания. Они образуют с кислотами устойчивые соли растворимые в воде. Это свойство аминов широко применяется для их выделения и очистки, а также для получения растворимых лекарственных форм.
Ряд уменьшения основности:R-NH-R >R-O-R >R-S-R – основность оксониевых оснований уменьшается за счет большей ЭО кислорода; – тиониевые основания более слабые, чем оксониевые потому, что больший радиус серы увеличивает длину связи S-H в катионе, делает её менее прочной и тем самым снижает устойчивость катиона. На силу оснований большое влияние оказывают заместители у центра основности: а) электроноакцепторы Электроноакцепторы увеличивают (+)-заряд на катионе, уменьшают его устойчивость и, следовательно, уменьшают основность.
б) электронодоноры Электронодоноры уменьшают (+)-заряд на катионе, увеличивают его устойчивость и, следовательно, увеличивают основность.
Включение неподеленной электронной пары в сопряженную систему понижает её доступность для присоединения протона и снижает основность:
Из-за такого сопряжения основность амидов по сравнению с аминами резко снижена, в водных растворах амиды не протонируются (их основность ниже, чем у воды):
Теория кислот и оснований Льюиса Кислота – акцептор электронов; Основание – донор электронов При взаимодействии кислот и оснований образуются донорно-акцепторные комплексы:
Основное различие между Кислотностью и Основностью заключается в том, что Кислотность вызывает низкий рН, тогда как Основность вызывает высокий рН в водной среде.
Кислотность и основность соединений влияют на показатели уровня рН. Кислотность среды вызвана кислотными соединениями, которые могут выделять ионы водорода (H + ), что приводит к низкому pH в этой среде. Основность среды обусловлена основными соединениями, которые могут выделять гидроксид- ионы (ОН — ), что приводит к высокому рН в этой среде.
Содержание
Что такое Кислотность?
Кислотность — это уровень кислоты в веществах. Концентрация ионов водорода (Н + ) является основным параметром, используемым для определения кислотности. Концентрация ионов водорода выражается в виде значения рН. pH — это отрицательный логарифм концентрации ионов водорода. Следовательно, чем выше концентрация ионов водорода, тем ниже pH. Низкое значение pH указывает на более высокую кислотность.
Лимонный сок обладает высокой кислотностью
В зависимости от кислотности веществ существует два типа кислот: сильные и слабые кислоты. Сильные кислоты вызывают более высокий уровень кислотности в водной среде, тогда как слабые кислоты приводят к низкой кислотности. Сильные кислоты могут полностью диссоциировать на ионы, высвобождая все возможные ионы водорода (Н + ). Напротив, слабая кислота частично диссоциирует, выделяя только некоторые ионы водорода. Кислоты также могут быть классифицированы как монопротонные кислоты и полипротонные кислоты:
Величина кислотности у кислот определяется рКа кислоты. рКа — это отрицательный логарифм Ка. Ка — это константа диссоциации кислоты раствора, кроме того э то количественная величина силы кислоты в растворе (кислотность). Чем ниже рКа, тем сильнее кислота. Чем выше рКа, тем слабее кислота.
Что такое Основность?
Основность вещества — это число атомов водорода, заменяемых основанием в конкретной кислоте. Другими словами, основность соединения — это число ионов водорода, которые могут полностью реагировать с ионами гидроксида, высвобождаемыми основанием.
Химическая структура гидроксид-иона
Факторы, которые могут повлиять на основность соединения:
Электроотрицательность атома относится к его сродству к электронам. Атом, имеющий высокую электроотрицательность, притягивает электроны по сравнению с атомами с более низкой электроотрицательностью. Чем выше электроотрицательность, тем ниже основность. Чтобы высвободить ион гидроксида, электроны связи между атомом кислорода и остальной частью молекулы должны полностью притягиваться атомом кислорода (атом кислорода в гидроксидной группе должен быть более электроотрицательным, чем другой атом, с которым он связан). Пример: если основность ROH высока, электроотрицательность R меньше, чем у атома кислорода.
Мыло является слабым основанием, образованными реакцией жирных кислот с гидроксидом натрия или гидроксидом калия
Радиус атома является еще одним фактором, который влияет на основность соединения. Если радиус атома маленький, электронная плотность этого атома высокая. Следовательно, гидроксид-ион может быть легко освобожден. Тогда основность этого соединения сравнительно высока.
Формальные заряды, являются либо положительными, либо отрицательными. Положительный формальный заряд указывает на меньшую плотность электронов. Следовательно, связующие электроны не могут полностью притягиваться гидроксид-ионом. При этом, ионы гидроокиси не могут быть легко отпущены, указывая на более низкую основность. Напротив, отрицательный формальный заряд вызывает более высокую основность.
В чем разница между Кислотностью и Основностью?
Кислотность против Основности
Кислотность — это уровень кислоты в веществах
Основность относится к состоянию основания, которое может высвобождать гидроксид-ионы (ОН-)
pH
Кислотность вызывает низкий pH в водных средах
Основность вызывает высокий рН в водных средах
Ионы
Кислотность свидетельствует о высокой концентрации ионов водорода в среде
Основность указывает на высокую концентрацию гидроксид-ионов в среде
Периодические Тенденции
Кислотность увеличивается слева направо на период и вниз по группе
Основность уменьшается слева направо на период и вниз по группе
Влияние электроотрицательности
Кислотность высока, если высока электроотрицательность атома, с которым связан атом водорода
Основность высока, если низкая электроотрицательность атома, с которым связан атом кислорода гидроксид-иона
Заключение — Кислотность против Основности
Кислотность и Основность — два фундаментальных термина, используемых в химии. Кислотность обусловлена кислотными соединениями. Основность обусловлена основными соединениями. Основное различие между Кислотностью и Основностью заключается в том, что Кислотность вызывает низкий рН, тогда как Основность вызывает высокий рН в водной среде.
Водоро́дный показа́тель, pH (произносится «пэ аш»), — это мера активности (в случае разбавленных растворов отражает концентрацию) ионов водорода в растворе, количественно выражающая его кислотность, вычисляется как отрицательный (взятый с обратным знаком) десятичный логарифм концентрации водородных ионов, выраженной в молях на литр:
Содержание
История
Уравнения, связывающие pH и pOH
Вывод значения pH
Для удобства представления, чтобы избавиться от отрицательного показателя степени, вместо концентраций ионов водорода пользуются их десятичным логарифмом, взятым с обратным знаком, который собственно и является водородным показателем — pH).
Несколько меньшее распространение получила обратная pH величина — показатель основности раствора, pOH, равная отрицательному десятичному логарифму концентрации в растворе ионов OH − :
Значения pH в растворах различной кислотности
Методы определения значения pH
Для определения значения pH растворов широко используют несколько методик. Водородный показатель можно приблизительно оценивать с помощью индикаторов, точно измерять pH-метром или определять аналитически путём, проведением кислотно-основного титрования.
Для расширения рабочего интервала измерения pH используют так называемый универсальный индикатор, представляющий собой смесь из нескольких индикаторов. Универсальный индикатор последовательно меняет цвет с красного через жёлтый, зелёный, синий до фиолетового при переходе из кислой области в щелочную. Определения pH индикаторным методом затруднено для мутных или окрашенных растворов.
0.001 мол/Л HCl при 20 °C имеет pH=3, при 30 °C pH=3
0.001 мол/Л NaOH при 20 °C имеет pH=11.73, при 30 °C pH=10.83
Влияние температуры на значения pH объяснятеся различной диссоциацией ионов водорода (H + ) и не является ошибкой эксперимента. Температурный эффект невозможно компенсировать за счет электроники pH-метра.
Роль pH в химии и биологии
Кислотность среды имеет важное значение для множества химических процессов, и возможность протекания или результат той или иной реакции часто зависит от pH среды. Для поддержания определённого значения pH в реакционной системе при проведении лабораторных исследований или на производстве применяют буферные растворы, которые позволяют сохранять практически постоянное значение pH при разбавлении или при добавлении в раствор небольших количеств кислоты или щёлочи.
Водородный показатель pH широко используется для характеристики кислотно-основных свойств различных биологических сред.
Кислотность реакционной среды особое значение имеет для биохимических реакций, протекающих в живых системах. Концентрация в растворе ионов водорода часто оказывает влияние на физико-химические свойства и биологическую активность белков и нуклеиновых кислот, поэтому для нормального функционирования организма поддержание кислотно-основного гомеостаза является задачей исключительной важности. Динамическое поддержание оптимального pH биологических жидкостей достигается благодаря действию буферных систем организма.
Водоро́дный показа́тель, pH (произносится «пэ аш»), — это мера активности (в случае разбавленных растворов отражает концентрацию) ионов водорода в растворе, количественно выражающая его кислотность, вычисляется как отрицательный (взятый с обратным знаком) десятичный логарифм концентрации водородных ионов, выраженной в молях на литр:
Содержание
История
Уравнения, связывающие pH и pOH
Вывод значения pH
Для удобства представления, чтобы избавиться от отрицательного показателя степени, вместо концентраций ионов водорода пользуются их десятичным логарифмом, взятым с обратным знаком, который собственно и является водородным показателем — pH).
Несколько меньшее распространение получила обратная pH величина — показатель основности раствора, pOH, равная отрицательному десятичному логарифму концентрации в растворе ионов OH − :
Значения pH в растворах различной кислотности
Методы определения значения pH
Для определения значения pH растворов широко используют несколько методик. Водородный показатель можно приблизительно оценивать с помощью индикаторов, точно измерять pH-метром или определять аналитически путём, проведением кислотно-основного титрования.
Для расширения рабочего интервала измерения pH используют так называемый универсальный индикатор, представляющий собой смесь из нескольких индикаторов. Универсальный индикатор последовательно меняет цвет с красного через жёлтый, зелёный, синий до фиолетового при переходе из кислой области в щелочную. Определения pH индикаторным методом затруднено для мутных или окрашенных растворов.
0.001 мол/Л HCl при 20 °C имеет pH=3, при 30 °C pH=3
0.001 мол/Л NaOH при 20 °C имеет pH=11.73, при 30 °C pH=10.83
Влияние температуры на значения pH объяснятеся различной диссоциацией ионов водорода (H + ) и не является ошибкой эксперимента. Температурный эффект невозможно компенсировать за счет электроники pH-метра.
Роль pH в химии и биологии
Кислотность среды имеет важное значение для множества химических процессов, и возможность протекания или результат той или иной реакции часто зависит от pH среды. Для поддержания определённого значения pH в реакционной системе при проведении лабораторных исследований или на производстве применяют буферные растворы, которые позволяют сохранять практически постоянное значение pH при разбавлении или при добавлении в раствор небольших количеств кислоты или щёлочи.
Водородный показатель pH широко используется для характеристики кислотно-основных свойств различных биологических сред.
Кислотность реакционной среды особое значение имеет для биохимических реакций, протекающих в живых системах. Концентрация в растворе ионов водорода часто оказывает влияние на физико-химические свойства и биологическую активность белков и нуклеиновых кислот, поэтому для нормального функционирования организма поддержание кислотно-основного гомеостаза является задачей исключительной важности. Динамическое поддержание оптимального pH биологических жидкостей достигается благодаря действию буферных систем организма.
Водоро́дный показа́тель, pH (произносится «пэ аш», английское произношение англ. pH — piː’eɪtʃ «Пи эйч») — мера активности (в очень разбавленных растворах она эквивалентна концентрации) ионов водорода в растворе, и количественно выражающая его кислотность, вычисляется как отрицательный (взятый с обратным знаком) десятичный логарифм активности водородных ионов, выраженной в молях на литр:
Содержание
История
Это понятие было введено в 1909 году датским химиком Сёренсеном. Показатель называется pH, по первым буквам латинских слов potentia hydrogeni — сила водорода, или pondus hydrogenii — вес водорода. Вообще в химии сочетанием pX принято обозначать величину, равную −lgX, а буква H в данном случае обозначает концентрацию ионов водорода (H + ), или, точнее, термодинамическую активность гидроксоний-ионов.
Уравнения, связывающие pH и pOH
Вывод значения pH
В чистой воде при 25 °C концентрации ионов водорода ([H + ]) и гидроксид-ионов ([OH − ]) одинаковы и составляют 10 −7 моль/л, это напрямую следует из определения ионного произведения воды, которое равно [H + ] · [OH − ] и составляет 10 −14 моль²/л² (при 25 °C).
Когда концентрации обоих видов ионов в растворе одинаковы, говорят, что раствор имеет нейтральную реакцию. При добавлении к воде кислоты концентрация ионов водорода увеличивается, а концентрация гидроксид-ионов соответственно уменьшается, при добавлении основания — наоборот, повышается содержание гидроксид-ионов, а концентрация ионов водорода падает. Когда [H + ] > [OH − ] говорят, что раствор является кислым, а при [OH − ] > [H + ] — щелочным.
Для удобства представления, чтобы избавиться от отрицательного показателя степени, вместо концентраций ионов водорода пользуются их десятичным логарифмом, взятым с обратным знаком, который собственно и является водородным показателем — pH.
Несколько меньшее распространение получила обратная pH величина — показатель основности раствора, pOH, равная отрицательному десятичному логарифму концентрации в растворе ионов OH − :
как в любом водном растворе при 22 °C , очевидно, что при этой температуре:
Значения pH в растворах различной кислотности
Методы определения значения pH
Для определения значения pH растворов широко используют несколько методик. Водородный показатель можно приблизительно оценивать с помощью индикаторов, точно измерять pH-метром или определять аналитически путём, проведением кислотно-основного титрования.
0.001 моль/Л HCl при 20 °C имеет pH=3, при 30 °C pH=3
0.001 моль/Л NaOH при 20 °C имеет pH=11.73, при 30 °C pH=10.83
Влияние температуры на значения pH объясняется различной диссоциацией ионов водорода (H + ) и не является ошибкой эксперимента. Температурный эффект невозможно компенсировать за счет электроники pH-метра.
Роль pH в химии и биологии
Кислотность среды имеет важное значение для множества химических процессов, и возможность протекания или результат той или иной реакции часто зависит от pH среды. Для поддержания определённого значения pH в реакционной системе при проведении лабораторных исследований или на производстве применяют буферные растворы, которые позволяют сохранять практически постоянное значение pH при разбавлении или при добавлении в раствор небольших количеств кислоты или щёлочи.
Водородный показатель pH широко используется для характеристики кислотно-основных свойств различных биологических сред.
Кислотность реакционной среды особое значение имеет для биохимических реакций, протекающих в живых системах. Концентрация в растворе ионов водорода часто оказывает влияние на физико-химические свойства и биологическую активность белков и нуклеиновых кислот, поэтому для нормального функционирования организма поддержание кислотно-основного гомеостаза является задачей исключительной важности. Динамическое поддержание оптимального pH биологических жидкостей достигается благодаря действию буферных систем организма.
См. также
Комментарии
Об источнике
В переводе по сравнению с оригиналом внесены некоторые исправления, сделанные автором для русского издания, и выпущено описание приборов, производимых американскими фирмами.
Кроме того, мы сочли полезным сделать два добавления, помещённые после X главы. Первое дополнение — о современном состоянии теории стеклянного электрода — написано Б. П. Никольским, М. М. Шульцем и А. А. Белюстиным, и второе — о разработке, исследовании и применении стеклянных электродов с металлическими функциями — М. М. Шульцем и А. А. Белюстиным. В этих дополнениях изложены результаты последних работ советских авторов в области теории стеклянного электрода и, в частности, описываются стеклянные электроды с металлическими функциями, пригодные для определения концентрации (активности) ионов натрия, калия, лития и др.
В книге дается очень краткое изложение вопроса об абсолютных потенциалах электродов. Мы считали необходимым отослать читателя к классическим работам школы А. Н. Фрумкина, в которых наиболее исчерпывающим образом разработана эта проблема.
. Некоторые трудности представлял перевод терминов. Так, например, выражения: «operational pH scale» (англ. операционная шкала pH ), «operational definition of the measured pH» (англ. рабочее определение величины pH ) мы перевели: «инструментальная шкала pH» и «инструментальное определение величины pH», поскольку термин «инструментальный» в этом смысле уже получил распространение среди русских специалистов по pH-метрии.
В 1965 году Роджер Бейтс пишет проф. Б. П. Никольскому и проф. М. М. Шульцу:
Глубокоуважаемые профессора Никольский и Шульц!
Занимаясь стандартизацией измерений pH, я смог по достоинству оценить ваши превосходные работы по стеклянному электроду, которые значительно расширили понимание механизма действия иона водорода. Я надеюсь в скором времени получить возможность побывать в вашей стране в связи с Московским конгрессом Международного союза общей и прикладной химии. Я был бы очень признателен вам, если бы смог посетить ваш институт и познакомиться с вами. Предполагая, что сессия конгресса закончится 18 июля, я надеюсь быть в Ленинграде 19 июля. Возможно ли моё посещение Вашего института 20 или 21 июля? Я хорошо знаком также с некоторыми работами доктора Л. Л. Макарова и, если это удобно, хотел бы встретиться и с ним.
С наилучшими пожеланиями искренне Ваш Роджер Г.Бейтс, руководитель отдела электрохимического анализа Национального бюро стандартов. [4]
Нейтральные молекулы в реакциях с кислотами образуют ониевые соли:
Лимонный сок обладает высокой кислотностью
Химическая структура гидроксид-иона
Мыло является слабым основанием, образованными реакцией жирных кислот с гидроксидом натрия или гидроксидом калия
, очевидно, что при этой температуре:
