Таблица химия основания: Основания их химические свойства и способы получения (Таблица)

Содержание

Основания их химические свойства и способы получения (Таблица)

Основания — это сложные вещества, в состав которых входят атомы металла и гидроксогруппы OH (за исключением гидроксид аммония NH4OH — не содержит атомов металла).

Me+n(OH)n-1 — общая формула оснований

Me — металл

n — степень окисления металла

Схема классификации оснований

Все основания делятся на растворимые в воде — щёлочи, амфотерные гидроксиды, и нерастворимые основания (нерастворимые в воде).

 

Химические свойства оснований

Основания

Химические свойства

Щелочи

(во всех реакциях участвуют ионы ОН-, (что видно из кратких ионных уравнений), следовательно, они обуславливают общие химические свойства щелочей)

1. Действие на индикаторы: фенолфталеин — малиновый цвет, метилоранж — желтый цвет, лакмус — синий цвет

2. диссоциация: NaOH → Na+ +ОН

При диссоциации образуются ионы ОН, которые изменяют окраску индикаторов и придают мылкость растворам щелочей.

3. Основание + кислота  →  соль + вода

2КОН + 2НСl → 2КС1 + Н20

4. Щелочь + кислотный оксид  →  соль + вода

Ва(ОН)2 + СO2 → ВаСО3 + Н2O

5. Щелочь + соль 1  →  соль 2 + основание

2KOH + CuSO4 → K2SO4 + Cu(OH)2

Нерастворимые основания

1. Основание + кислота  →  соль + вода

2Fe(OH)3 + 3H2SO→ Fe2(SO4)3 + 6Н

2O

2. Основание  → t°→  оксид + вода

2Fe(OH)3 → t°→ Fe2O3 + ЗН2O,

Си(ОН)2 → t°→ СuО + Н2O

Амфотерные гидроксиды 

(у амфотерных гидроксидов в кислой  среде равновесие смещается в сторону образования солей, а в щелочной — в сторону образования гидрокомплексов)

1. Амфотерный гидроксид + кислота  →  соль + вода

Zn(OH)2 + 2НСl → ZnCl2 + 2Н2O

2. Амфотерный гидроксид + щелочь  →  соль + вода

Zn(OH)2 + 2NaOH → Na2ZnO2 + 2Н2O

Способы получения оснований

Способ получения

Примеры

Примечание

Взаимодействие металлов или их оксидов с водой

2Na + 2Н2O → 2NaOH + Н2

К2O + Н2O → 2КOН

Так можно получить только щелочи

Действие щелочей на водные растворы солей

FeSO4 + 2NaOH → Fe(OH)2↓ + Na2SO

Так можно получить нерастворимые основания

Электролиз растворов солей

2KCl + 2H2O → I, графит, электроды → 2KOH + + H2↑ + Cl2

Промышленный способ получения КОН и NaOH

_______________

Источник информации:Насонова А.Е. Химия в таблицах. 8-11 класс. Справочное пособие, 2000



Свойства оснований

Основания – сложные вещества, состоящие из атома металла и одной или нескольких гидроксильных групп. Общая формула оснований Ме(ОН)n. Основания (с точки зрения теории электролитической диссоциации) – это электролиты, диссоциирующие при растворении в воде с образованием катионов металла и гидроксид-ионов ОН.

Классификация. По растворимости в воде основания делят на щелочи (растворимые в воде основания) и нерастворимые в воде основания. Щелочи образуют щелочные и щелочно-земельные металлы, а также некоторые другие элементы-металлы. По кислотности (числу ионов ОН, образующихся при полной диссоциации, или количеству ступеней диссоциации) основания подразделяют на

однокислотные (при полной диссоциации получается один ион ОН; одна ступень диссоциации) и многокислотные (при полной диссоциации получается больше одного иона ОН; более одной ступени диссоциации). Среди многокислотных оснований различают  двухкислотные (например, Sn(OH)2), трехкислотные (Fe(OH)3) и четырехкислотные (Th(OH)4). Однокислотным является, например, основание КОН.

Выделяют группу гидроксидов, которые проявляют химическую двойственность. Они взаимодействую как с основаниями, так и с кислотами. Это амфотерные гидроксиды (см. таблицу 1).

 

Таблица 1 — Амфотерные гидроксиды

Амфотерный гидроксид (основная и кислотная форма)

Комплексный ион

Zn(OH)2 / H2ZnO2

ZnO2 (II)

[Zn(OH)4]2–

Al(OH)3 / HAlO2

AlO2 (I)

[Al(OH)4], [Al(OH)6]3–

Be(OH)2

/ H2BeO2

BeO2 (II)

[Be(OH)4]2–

Sn(OH)2 / H2SnO2

SnO2 (II)

[Sn(OH)4]2–

Pb(OH)2 / H2PbO2

PbO2 (II)

[Pb(OH)4]2–

Fe(OH)3 / HFeO2

FeO2 (I)

[Fe(OH)4], [Fe(OH)6]3–

Cr(OH)3 / HCrO2

CrO2 (I)

[Cr(OH)4], [Cr(OH)6]3–

 

Физические свойства. Основания — твердые вещества различных цветов и различной растворимости в воде.

 

Химические свойства оснований

 

1) Диссоциация: КОН + nН2О  К+×mН2О + ОН×dН2О или сокращенно: КОН К+ + ОН.

Многокислотные основания диссоциируют по нескольким ступеням (в основном диссоциация протекает по первой ступени). Например, двухкислотное основание Fe(OH)2диссоциирует по двум ступеням:

 

Fe(OH)2FeOH+ + OH (1 ступень);

FeOH+Fe2+ + OH (2 ступень).

 

2) Взаимодействие с индикаторами (щелочи окрашивают фиолетовый лакмус в синий цвет, метилоранж – в желтый, а фенолфталеин – в малиновый):

 

индикатор + ОН

– (щелочь)  окрашенное соединение.

 

3) Разложение с образованием оксида и воды (см. таблицу 2). Гидроксиды щелочных металлов устойчивы к нагреванию (плавятся без разложения). Гидроксиды щелочно-земельных и тяжелых металлов обычно легко разлагаются. Исключение составляет Ba(OH)2, у которого tразл  достаточно высока (примерно 1000 °C).

 

Zn(OH)2 ZnO + H2O.

 

Таблица 2 — Температуры разложения некоторых гидроксидов металлов

Гидроксид
tразл, °C
Гидроксид tразл, °C Гидроксид tразл, °C
LiOH 925 Cd(OH)2 130 Au(OH)3 150
Be(OH)2 130 Pb(OH)2 145 Al(OH)3 >300
Ca(OH)2 580 Fe(OH)2 150 Fe(OH)3 500
Sr(OH)2 535 Zn(OH)2 125 Bi(OH)3 100
Ba(OH)2 1000 Ni(OH)2 230 In(OH)3 150

 

4) Взаимодействие щелочей с некоторыми металлами (например, Al и Zn):

 

В растворе: 2Al + 2NaOH + 6H2O  ® 2Na[Al(OH)4] + 3H2­

2Al + 2OH+ 6H2О ® 2[Al(OH)4] + 3H2­.

При сплавлении: 2Al + 2NaOH + 2H2O   2NaAlО2 + 3H2­.

 

5) Взаимодействие щелочей с неметаллами:

 

6NaOH + 3Cl2 5NaCl + NaClO3 + 3H2O.

 

6) Взаимодействие щелочей с кислотными и амфотерными оксидами:

 

2NaOH + СО2® Na2CO3 + H2O                2OH+ CO2 ® CO32– + H2O.

В растворе: 2NaOH + ZnO + H2O ® Na2[Zn(OH)4]              2OH+ ZnO + H2О ® [Zn(OH)4]2–.

При сплавлении с амфотерным оксидом: 2NaOH + ZnO Na2ZnO2 + H2O.

 

7) Взаимодействие оснований с кислотами:

 

H2SO4+ Ca(OH)2 ® CaSO4¯ + 2H2O            2H+ + SO42–+ Ca2+ +2OH ® CaSO4¯ + 2H2O

H2SO4+ Zn(OH)2 ® ZnSO4 + 2H2O            2H+ + Zn(OH)2 ® Zn2+ + 2H2O.

 

8) Взаимодействие щелочей с амфотерными гидроксидами (см. таблицу 1):

 

В растворе: 2NaOH + Zn(OH)2 ® Na2[Zn(OH)4]                 2OH  +  Zn(OH)2 ® [Zn(OH)4]2–

При сплавлении: 2NaOH + Zn(OH)2 Na2ZnO2 + 2H2O.

 

9) Взаимодействие щелочей с солями. В реакцию вступают соли, которым соответствует нерастворимое в воде основание:

 

CuSО4 + 2NaOH ® Na2SO4 + Cu(OH)2¯               Cu2++ 2OH  ® Cu(OH)2¯.

 

Получение. Нерастворимые в воде основания получают путем взаимодействия соответствующей соли со щелочью:

 

2NaOH + ZnSО4 ® Na2SO4 + Zn(OH)2¯              Zn2++ 2OH ® Zn(OH)2¯.

 

Щелочи получают:

1) Взаимодействием оксида металла с водой:

 

Na2O + H2O ® 2NaOH                     CaO + H2O ® Ca(OH)2.

 

2) Взаимодействием щелочных и щелочно-земельных металлов с водой:

 

2Na + H2O ® 2NaOH + H2­                    Ca + 2H2O ® Ca(OH)2 + H2­.

 

3) Электролизом растворов солей:

 

2NaCl + 2H2O H2­ + 2NaOH + Cl2­.

 

4) Обменным взаимодействием гидроксидов щелочно-земельных металлов с некоторыми солями. В ходе реакции должна обязательно получаться нерастворимая соль.

 

Ba(OH)2+ Na2CO3® 2NaOH + BaCO3¯                    Ba2+ + CO32 ® BaCO3¯.

 

Л.А. Яковишин

Химические свойства оснований — урок. Химия, 8–9 класс.

Химические свойства гидроксида металла во многом зависят от того, к какой группе он принадлежит — к щелочам или к нерастворимым основаниям.

Общие химические свойства щелочей

1. Кристаллы щелочей при растворении в воде полностью диссоциируют, то есть распадаются на положительно заряженные ионы металла и отрицательно заряженные гидроксид-ионы.

 

A) Например, при диссоциации гидроксида натрия образуются положительно заряженные ионы натрия и отрицательно заряженные гидроксид-ионы:

NaOH→Na++OH−.

 

Б) Процесс диссоциации гидроксида кальция отображается следующим уравнением:

Ca(OH)2→Ca2++2OH−.

 

2. Растворы щелочей изменяют окраску индикаторов.

 

Фактически с индикатором взаимодействуют гидроксид-ионы, содержащиеся в растворе любой щёлочи. При этом протекает химическая реакция с образованием нового продукта, признаком протекания которой является изменение окраски вещества.

 

Изменение окраски индикаторов в растворах щелочей

 

Индикатор

Изменение окраски индикатора

Лакмус

Фиолетовый лакмус становится синим

Фенолфталеин

Беcцветный фенолфталеин становится

малиновым

Универсальный

индикатор

Универсальный индикатор становится

синим

 

Видеофрагмент:

Действие щелочей на индикаторы

 

3. Щёлочи взаимодействуют с кислотами, образуя соль и воду.

Реакция нейтрализации — частный случай реакции обмена: при взаимодействии щелочи и кислоты образуются соль и вода.

А) Например, при взаимодействии гидроксида натрия с соляной кислотой образуются хлорид натрия и вода: NaOH+HCl→NaCl+h3O.

 

Видеофрагмент:

Взаимодействие гидроксида натрия с соляной кислотой

 

Б) Если нейтрализовать гидроксид кальция азотной кислотой, образуются нитрат кальция и вода:

Ca(OH)2+2HNO3→Ca(NO3)2+2h3O.

 

4. Щёлочи взаимодействуют с кислотными оксидами, образуя соль и воду.

  

А) Например, при взаимодействии гидроксида кальция с оксидом углерода(\(IV\)) т. е. углекислым газом, образуются карбонат кальция и вода:

Ca(OH)2+CO2→CaCO3↓+h3O.

 

Обрати внимание!

При помощи этой химической реакции можно доказать присутствие оксида углерода(\(IV\)): при пропускании углекислого газа через известковую воду (насыщенный раствор гидроксида кальция) раствор мутнеет, поскольку выпадает осадок белого цвета — образуется нерастворимый карбонат кальция.

Б) При взаимодействии гидроксида натрия с оксидом фосфора(\(V\)) образуются фосфат натрия и вода:

6NaOH+P2O5→2Na3PO4+3h3O.

 

5. Щёлочи могут взаимодействовать с растворимыми в воде солями.

 

Обрати внимание!

Реакция обмена между основанием и солью возможна в том случае, если оба исходных вещества растворимы, а в результате образуется хотя бы одно нерастворимое вещество (выпадает осадок).

А) Например, при взаимодействии гидроксида натрия с сульфатом меди(\(II\)) образуются сульфат натрия и гидроксид меди(\(II\)):

2NaOH+CuSO4→Na2SO4+Cu(OH)2↓.

 

Б) При взаимодействии гидроксида кальция с карбонатом натрия образуются карбонат кальция и гидроксид натрия:

Ca(OH)2+Na2CO3→CaCO3↓+2NaOH.

 

6. Малорастворимые щёлочи при нагревании разлагаются на оксид металла и воду.

  

Например, если нагреть гидроксид кальция, образуются оксид кальция и водяной пар:

Ca(OH)2⟶t°CaO+h3O↑.

 

Общие химические свойства нерастворимых оснований

1. Нерастворимые основания взаимодействуют с кислотами, образуя соль и воду.

 

А) Например, при взаимодействии гидроксида меди(\(II\)) с серной кислотой образуются сульфат меди(\(II\)) и вода:

Cu(OH)2+h3SO4→CuSO4+2h3O.

 

Б) При взаимодействии гидроксида железа(\(III\)) с соляной (хлороводородной) кислотой образуются хлорид железа(\(III\)) и вода:

Fe(OH)3+3HCl→FeCl3+3h3O.

 

Видеофрагмент:

Взаимодействие гидроксида железа(\(III\)) с соляной кислотой

 

2. Некоторые нерастворимые основания могут взаимодействовать с некоторыми кислотными оксидами, образуя соль и воду.

  

Например, при взаимодействии гидроксида меди(\(II\)) с оксидом серы(\(VI\)) образуются сульфат меди(\(II\)) и вода:

Cu(OH)2+SO3⟶t°CuSO4+h3O.

 

3. Нерастворимые основания при нагревании разлагаются на оксид металла и воду.

  

А) Например, при нагревании гидроксида меди(\(II\)) образуются оксид меди(\(II\)) и вода:

 Cu(OH)2⟶t°CuO+h3O.

 

Видеофрагмент:

Разложение гидроксида меди(\(II\))

 

Б) Гидроксид железа(\(III\)) при нагревании разлагается на оксид железа(\(III\)) и воду:

2Fe(OH)3⟶t°Fe2O3+3h3O.

11. Химические свойства оснований. Химические свойства кислот.

Кислоты — это сложные вещества, состоящие из одного или нескольких атомов водорода и кислотного остатка. 

Общая формула кислот НnА, где А — кислотный остаток.

1. Диссоциация

HCl = H+ + Cl

Многоосновные кислоты диссоциируют по ступеням (в основном по первой):

H2SO4 = H+ + НSO4  (1 ступень) 

HSO4 = H+ + SO42– (2 ступень)

2. Взаимодействие с основаниями и амфотерными гидроксидами

H2SO4 + Ca(OH)2 = CaSO4 + 2H2O       

H2SO4 + Zn(OH)2 = ZnSO4 + 2H2O               

3. Взаимодействие с основными и амфотерными оксидами

H2SO4 + CaO = CaSO4 + H2O         

H2SO4 + ZnO = ZnSO4 + H2O          

4. Взаимодействие с металлами

а) кислоты-окислители по Н+ (HCl, HBr, HI, HClO4, h3SO4, h4PO4 и др.).

В реакцию вступают металлы, расположенные в ряду активности до водорода:

Li, Rb, K, Ba, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb, H, Sb, Bi, Cu, Hg, Ag, Pd, Pt, Au

2HCl + Fe = FeCl2 + H 

б) кислоты-окислители по аниону (концентрированная серная, азотная любой концентрации):

2Fe + 6H2SO4 (конц.)  = Fe2(SO4)3 + 3SO2­ + 6H2O

5. Взаимодействие с солями

Реакция происходит, если соль образована более слабой или летучей кислотой, или если образуется осадок:

2HCl + Na2CO3 = 2NaCl + CO2­ + H2O

СaCl2 + H2SO4 = CaSO4 + 2HCl

6. Разложение. 

При разложении кислородсодержащих кислот получаются кислотный оксид и вода.

H2SiO3  = SiO2 + H2O

Кислоты-окислители разлагаются сложнее:

4НNO3 = 4NO2­ + 2H2O + O2­

Интернет-источники

Основания — классификация, получение и свойства » HimEge.ru

Основаниями называют гидроксиды, которые диссоциируют (распадаются) на гидроксильную группу и положительно заряженный катион.

Общая формула оснований — Э(OН)m, где m –  степень окисления металла.

Классификация оснований

Взаимодействие активных металлов с водой (только щелочи)

2Na + 2H2O = 2NaOH + H2,

Ba + 2H2O = Ba(OH)2 + H2,

Взаимодействие основных оксидов с водой (только щелочи)

Na2O + H2O = 2NaOH,

Взаимодействие солей со щелочами (малорастворимые основания)

CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2↓+ Na2SO4,

Cu2+ + 2OH = Cu(OH)2,

AlCl3 + 3NaOH = Al(OH)3↓ + 3NaCl,

Al3+ + 3OH = Al(OH)3.

Электролиз водных растворов солей (промышленный способ)

2NaCl + 2H2O = 2NaOH + H2 + Cl2.

1) Растворы оснований мыльные на ощупь, изменяют окраску индикаторов:  лакмуса – в синий цвет, бесцветного фенолфталеина – в малиновый.

В водном растворе растворимые основания диссоциируют, образуя катион металла и гидроксогруппу:

NaOH = Na+ + OH.

Многоосновные основания диссоциируют ступенчато:

Ba(OH)2 = BaOH+ + OH,

BaOH+ = Ba2+ + OH,

суммарное уравнение:

Ba(OH)2 = Ba2+ + 2OH.

2) Взаимодействие с кислотами (реакция нейтрализации)
NaOH + HCl = NaCl + H2O,

OH + H+ = H2O.

При реакции нейтрализации взаимодействие сводится к взаимодействию ионов водорода и гидроксогруппы с образованием малодиссоциирующего вещества – воды.

Многоосновные основания образуют основные и средние соли:

Ba(OH)2 + HCl = BaOHCl + H2O,

Ba(OH)2 + 2HCl = BaCl2 + 2H2O.

3) Взаимодействие с кислотными оксидами
 Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3 + H2O,

4) Взаимодействие с солями

Fe2(SO4)3 + 6NaOH = 2Fe(OH)3 + 3Na2SO4,

2Fe3+ + 6OH = 2Fe(OH)3.

5) Термическое разложение

Cu(OH)2 = CuO + H2O,

2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O .

Щелочи термическому разложению не подвергаются, например, гидроксид натрия кипит при 1400°С без разложения, из всех растворимых оснований разлагается только гидроксид лития:

2LiOH = Li2O + H2O.

6)Взаимодействие с неметаллами

6KOH + 3S = K2SO3 + 2K2S + 3H2O,

2NaOH + Cl2 = NaCl + NaOCl + H2O (на холоде).

Урок по теме «Химические свойства оснований»

Поэтому исходя из темы сразу же 1 вопрос:

? Какой класс веществ называется основания (дать определение).

О.: Основаниями, называют сложные вещества, в состав которых входят атомы металлов, соединенные с одной или несколькими гидромогруппами.

? Исходя из определения класса – оснований выведите общую формулу для этого класса веществ.

О.: Me (OH)n.

Давайте попытаемся расшифровать, что означает это запись

? Сочетание букв Me.

О.: На месте этих букв может находится химический знак любого металла из периодической таблицы. Д.И. Менделеева.

? ОН – это, что за сочетание.

О.: Группе ОН или её второе название гидроксогруппа.

? Какова валентность гидроксогруппы.

О.: Валентность гидроксогруппы постоянная и ровна I.

? Что означает буква n стоящая после гидроксогруппы.

О.: n – это индекс показывающий, число групп ОН входящих в данное соединение, он равен валентности металла образовавшего данный гидроксид.

? Руководствуясь всеми перечисленными правилами и особенностями, составьте и произнесите формулы следующих гидроксидов: гидроксид натрия, гидроксид кальция, гидроксид железа (III), гидроксид калия, гидроксид аммония, гидроксид магния.

.

Раз существует в химии целый класс веществ называемых основание, значит известно большое количество различных оснований, для которых характерны свои свойства, обычаев химии вещества с одинаковыми свойствами объединяют в одну группу, или говоря другими совами классифицируют.

? Есть и такая классификация у оснований

О.: Да есть.

? Перечислите на какие группы можно разделить все основания:


? Какие основания называются амфотерными.

О.: Амфотерные – Это основания, которые могут проявлять в одних случаях свойства характерные для оснований, а в других случаях свойства характерные
для кислот.

? Согласно приведенной классификации приведите примеры оснований, на каждую группу по 2 примера.

О.:Щелочи: NaOH – гидроксид натрия, KOH – гидроксид калия.

Амфотерные:  

Нерастворимые:

Обратите внимание на демонстрационном столе представлены некоторые из представителей класса оснований, все они в твердом виде, а рядом с растворимыми основаниями – щелочами, представлены и их растворы.

? Давайте вспомним какие же физические свойства характерны для оснований.

О.: Основания в основном твердые вещества с различной растворимостью в воде.

Стенд по химии «Таблица растворимости кислот, солей и оснований в воде» р-р 100*61 см, в золотом цвете

Стенд по химии «Таблица растворимости кислот, солей и оснований в воде»  без борта . Стоимость за 1 шт. 

Стенд выполнен на твердом пластике толщиной 3 мм, с креплением для стены (скрытые металлические завесы). 

 Доставка в любой город,  район, агрогородок  Республики Беларусь. 

Доставка в Москву. 

Стенды для оформления кабинета химии. Стенд по химии «Таблица растворимости кислот, солей и оснований в воде», Стенды по химии Классификация неорганических веществ, Физические понятия, применяемые при решении задач, Генетические связи между гомологическими рядами и классами органических веществ. Окраска индикаторов, Ряд активных металлов. Ряд электроотрицательности неметаллов. . Стенды для школ.Стенды в учебные кабинеты . Оформить учебные кабинеты стендами. Плакаты учебные наглядные для кабинетов. Стенды в кабинет химии, стенды по химии, портреты химиков, заказать стенды для школы, у нас можно заказать портреты великих химиков, так же изготавливаем тематические стенды по химии, изготавливаем стенды любых размеров и цветов, изготавливаем стенды с карманами любых размеров, собственное производство стендов для школ, у нам самые дешевые стенды, в нашей организации осуществляется доставка в любой город и район нашей республики, наши стенды разработаны с участием и под руководством преподавателей школ и гимназий, у нас производятся качественный и красочные  стенды  для школ, гимназий и других учебных заведений, в нашей организации стенды разработаны нашими дизайнерами с участием преподавателей учебных заведений, мы и сегодня разрабатываем стенды для школ и других учебных организаций.

Стенды для оформления кабинета химии. Стенды по химии Классификация неорганических веществ, Физические понятия, применяемые при решении задач, Генетические связи между гомологическими рядами и классами органических веществ. Окраска индикаторов, Ряд активных металлов. Ряд электроотрицательности неметаллов. . Стенды для школ.Стенды в учебные кабинеты . Оформить учебные кабинеты стендами. Плакаты учебные наглядные для кабинетов. Стенды в кабинет химии, стенды по химии, портреты химиков, заказать стенды для школы, у нас можно заказать портреты великих химиков, так же изготавливаем тематические стенды по химии, изготавливаем стенды любых размеров и цветов, изготавливаем стенды с карманами любых размеров, собственное производство стендов для школ, у нам самые дешевые стенды, в нашей организации осуществляется доставка в любой город и район нашей республики, наши стенды разработаны с участием и под руководством преподавателей школ и гимназий, у нас производятся качественный и красочные  стенды  для школ, гимназий и других учебных заведений, в нашей организации стенды разработаны нашими дизайнерами с участием преподавателей учебных заведений, мы и сегодня разрабатываем стенды для школ и других учебных организаций.

Стенды для оформления кабинета химии. Стенды по химии Классификация неорганических веществ, Физические понятия, применяемые при решении задач, Генетические связи между гомологическими рядами и классами органических веществ. Окраска индикаторов, Ряд активных металлов. Ряд электроотрицательности неметаллов. . Стенды для школ.Стенды в учебные кабинеты . Оформить учебные кабинеты стендами. Плакаты учебные наглядные для кабинетов. Стенды в кабинет химии, стенды по химии, портреты химиков, заказать стенды для школы, у нас можно заказать портреты великих химиков, так же изготавливаем тематические стенды по химии, изготавливаем стенды любых размеров и цветов, изготавливаем стенды с карманами любых размеров, собственное производство стендов для школ, у нам самые дешевые стенды, в нашей организации осуществляется доставка в любой город и район нашей республики, наши стенды разработаны с участием и под руководством преподавателей школ и гимназий, у нас производятся качественный и красочные  стенды  для школ, гимназий и других учебных заведений, в нашей организации стенды разработаны нашими дизайнерами с участием преподавателей учебных заведений, мы и сегодня разрабатываем стенды для школ и других учебных организаций.

 

 стенды в кабинет химии, таблица растворимости,  стенды для школы, таблица менделеева

 стенды в кабинет химии, таблица растворимости,  стенды для школы, таблица менделеева

 стенды в кабинет химии, таблица растворимости,  стенды для школы, таблица менделеева

 стенды в кабинет химии, таблица растворимости,  стенды для школы, таблица менделеева

 стенды в кабинет химии, таблица растворимости,  стенды для школы, таблица менделеева

 стенды в кабинет химии, таблица растворимости,  стенды для школы, таблица менделеева

 стенды в кабинет химии, таблица растворимости,  стенды для школы, таблица менделеева

 стенды в кабинет химии, таблица растворимости,  стенды для школы, таблица менделеева

 стенды в кабинет химии, таблица растворимости,  стенды для школы, таблица менделеева

 стенды в кабинет химии, таблица растворимости,  стенды для школы, таблица менделеева

3.3: Жесткие и мягкие кислоты и основания

Кислоты и основания Льюиса можно разделить на твердые и мягкие.

Твердые кислоты / Основания:

«Твердые» кислоты и основания имеют отношение высокого заряда (положительный для кислот, отрицательный для оснований) к ионному радиусу наряду с более высокими степенями окисления. Твердые кислоты не очень поляризуемы и имеют высокую плотность заряда. Таким образом, ионы металлов с высокими положительными зарядами и меньшими ионными размерами обычно являются твердыми кислотами.Ионы ранних переходных металлов в 3-й серии обычно являются твердыми кислотами Льюиса. Твердые основания обычно представляют собой небольшие анионы и нейтральные молекулы. Некоторые примеры твердых кислот и оснований включают: H + , O 2-, OH , F , Fe 3+ и Al 3+ .

Мягкие кислоты / основания:

«Мягкие» кислоты или основания имеют низкое отношение заряда к радиусу с низкими степенями окисления. Обычно это более крупные ионы, поляризуемые .Например, I и S 2– являются мягкими основаниями, а переходные металлы с низкой плотностью заряда, такие как Ag + , считаются мягкими кислотами. Мягкие кислоты часто включают переходные металлы во втором и третьем ряду периодической таблицы, которые имеют заряд +1 или +2, а также поздние переходные металлы (особенно в сериях 4d и 5d) с заполненными или почти полностью заполненными d орбиталей.

Кислоты и основания не являются строго твердыми или мягкими, многие ионы и соединения классифицируются как промежуточные.Например, катионы триметилборана, Fe 2+ и Pb 2+ являются промежуточными кислотами, а пиридин и анилин являются примерами промежуточных оснований. Элемент также может изменять свой твердый / мягкий характер в зависимости от степени окисления. Наиболее ярким примером является водород, где H + — твердая кислота, а H — мягкое основание. Ni 3+ (как в слоистом соединении NiOOH) — твердая кислота, а Ni 0 (как в Ni (CO) 4 ) — мягкая кислота.На рисунках ниже показаны жесткие / мягкие тенденции для кислот (слева) и оснований (справа) в периодической таблице. Для оснований основной разрыв между твердым и мягким слоем находится между 2-м рядом (N, O, F) и нижними рядами.

Тенденции жестких и мягких кислот

Hard-soft тренды для баз

Like связывает с Like
Твердые кислоты сильнее взаимодействуют с твердыми основаниями, чем с мягкими основаниями, а мягкие кислоты сильнее взаимодействуют с мягкими основаниями, чем с твердыми основаниями.Таким образом, наиболее стабильными являются комплексы с твердым и мягким взаимодействиями. Эта тенденция проиллюстрирована в таблице ниже, которая показывает тенденцию изменения констант образования твердых и мягких кислот. Твердые кислоты связывают галогениды в порядке F > Cl > Br > I , тогда как мягкие кислоты имеют противоположную тенденцию.

Лог К 1 фторид хлорид бромид йодид классификация кислот
Fe 3+ 6.0 1,4 0,5 Жесткий
Пб 2+ 1,3 0,9 1,1 1,3 Средний
Ag + 0,4 ​​ 3,3 4,7 6.6 Мягкий
рт. Ст. 2+ 1,0 6,7 8,9 12,9 Мягкий

Самый мягкий ион металла в периодической таблице — Au + (водн.). Он образует стабильные комплексы с мягкими основаниями, такими как фосфины и CN , но не с твердыми основаниями, такими как O 2- или F .{-}} \]

Эта реакция используется при добыче золота для отделения мелких хлопьев золота от больших объемов песка и других оксидов. Аналогичным образом Ag растворяется при окислении на воздухе в цианидных растворах. Затем драгоценные металлы выделяют из раствора с помощью химических восстановителей или гальваникой. Однако использование цианид-иона в больших количествах в горнодобывающей промышленности создает потенциально серьезную опасность для окружающей среды. В 2000 году разлив в Бая-Маре, Румыния, привел к самой серьезной экологической катастрофе в Европе со времен Чернобыля.Цианид, который является высокотоксичным, постепенно окисляется воздухом до менее токсичного цианат-иона (OCN ). В лабораторных условиях цианидные гальванические растворы обычно утилизируются с использованием отбеливателя для окисления CN до OCN , а металл извлекается в виде нерастворимой хлоридной соли.

Пруд с сеткой рядом с кучным цианидным выщелачиванием золотой руды недалеко от Элко, Невада (1992).

Ион Au 3+ из-за своего более высокого положительного заряда является более твердой кислотой, чем Au + , и может образовывать комплексы с более твердыми основаниями, такими как H 2 O и амины.В соответствии с принципом «подобное связывает подобное», соединение AuI (мягкое-мягкое) стабильно, но AuI 3 (твердое-мягкое) неизвестно. Напротив, AuF никогда не выделяли, но AuF 3 (твердый) является стабильным.

Как использовать стол pKa — Репетитор по органической химии

В этом уроке я хочу поговорить об основах кислотно-щелочного равновесия и о том, как мы используем его в рамках органической химии. Но прежде чем мы углубимся в детали самого кислотно-основного равновесия, давайте рассмотрим, что такое основание и что такое кислота в соответствии с различными определениями.Существует три наиболее распространенных определения кислот и оснований, и, пожалуй, самым простым является определение Аррениуса.

Аррениусовы кислоты и основания

Согласно определению Аррениуса, предложенному шведским физико-химиком Сванте Аррениусом, кислота является донором протона (H + ), в то время как основание является донором иона гидроксила (OH ). Типичным примером кислоты Аррениуса является что-то вроде соляной кислоты (HCl). Хотя типичным примером основания Аррениуса является что-то вроде гидроксида натрия (NaOH).Как только эти частицы диссоциируют, HCl дает H + в раствор, а NaOH выделяет ион OH .

Проблема с этим определением состоит в том, что оно чрезвычайно ограничено и применимо только к водным растворам. Однако в органической химии мы редко имеем дело с водными растворами. Таким образом, это определение не подходит для наших целей.

Кислоты и основания Бренстеда-Лоури

Датский физико-химик Йоханнес Бронстед и английский физико-химик Томас Лоури предложили более общее определение кислотного основания.Согласно теории Бренстеда-Лоури, кислота является донором H + , а основание — акцептором H + . Таким образом, теория может быть расширена на кислоты и основания в любых средах и не ограничивается только водными растворами.

Таким образом, кислота Бренстеда является той же разновидностью, что и кислота Аррениуса. Однако, когда дело доходит до основания, только тот вид, который принимает протон, является основанием. Итак, в гидроксиде натрия (NaOH) только OH является основанием, а не всей молекулой.Это очень распространенная ошибка, поэтому вы можете ожидать некоторого обмана вокруг этого определения на экзамене.

Также помните, что если вид принял протон, это основа, независимо от того, как мы привыкли думать об этом. Например, если мы возьмем уксусную кислоту и протонируем ее (добавим к ней протон), то уксусная кислота будет действовать как основание в такой реакции.

Конъюгированные кислоты и основания

Теория Бренстеда-Лоури также описывает взаимосвязь между реагентами в кислотно-основной реакции и продуктами.Продукты в кислотно-основной реакции называются конъюгатами . Возьмем, к примеру, реакцию между метилацетатом (сложным эфиром) и серной кислотой. В этой реакции сложный эфир действует как основание, принимая протон, а серная кислота действует как кислота Бренстеда, предоставляя указанный протон. Как только наш сложный эфир (который является основанием на стороне реагента) принимает протон, он становится сопряженной кислотой. Точно так же, как только серная кислота теряет протон, она становится сопряженным основанием.

Таким образом, , как только кислота теряет протон, она становится сопряженным основанием , как только основание принимает протон, оно становится сопряженной кислотой . Помните, что когда мы говорим о конъюгатах, мы всегда говорим о продуктах специфической кислотно-основной реакции. Основание конъюгата, которое мы получили в приведенной выше реакции (HSO 4 ), может диссоциировать дальше и быть кислотой в другой реакции. Но в данном конкретном случае ион HSO 4 является сопряженным основанием.

Кислоты и основания Льюиса

Есть еще одна, еще более общая теория кислотного основания, предложенная американским физико-химиком Гилбертом Льюисом.Его кислотно-щелочную теорию иногда называют электронной теорией кислот и оснований. Согласно теории Льюиса, кислота является акцептором электронной пары, а основание — донором электронной пары.

Для целей этого урока я не собираюсь углубляться в детали теории Льюиса и оставлю это для другого урока. Однако в остальной части этого обсуждения я сосредоточусь исключительно на теории кислот и оснований Бренстеда-Лоури.

Сильные кислоты против слабых

Теперь, когда мы знаем, что такое кислоты и основания, давайте немного поговорим о качественной разнице между ними.А именно, я хочу посмотреть на разницу между сильными и слабыми кислотами.

Когда мы говорим, что кислота сильная, мы имеем в виду, что указанная кислота полностью диссоциирует в растворе. Точно так же, если кислота слабая, она будет только частично диссоциировать.

Ну а что это значит? Давайте посмотрим на эти два примера:

С левой стороны у меня бромистоводородная кислота (HBr), которая является очень сильной кислотой. Справа — уксусная кислота (CH 3 COOH), типичная слабая кислота.Когда сильная кислота полностью диссоциирует, это означает, что в растворе практически не останется HBr. Напротив, когда уксусная кислота диссоциирует, она не дает нам много продуктов диссоциации и в основном остается как есть.

Как определить кислотную силу?

Сказать, что одна кислота сильная, а другая слабая, — это немного махать рукой. Итак, есть ли способ, как мы можем количественно определить «сильные» и «слабые», используя какое-то числовое значение?

Для этой цели мы используем константы кислотной диссоциации (значения K и ).По определению, константа диссоциации кислоты равна отношению концентраций продукта к концентрации реагентов.

Рассмотрим это на примере диссоциации HCN:

Цианистый водород — слабая кислота, диссоциирующая лишь частично. Реагентом в этом случае является сама кислота (HCN). А продуктами являются протон (H + ) и цианид-анион (CN ). Теперь мы можем получить выражение константы диссоциации, поместив концентрации этих частиц в уравнение для K a .А поскольку цианистый водород — слабая кислота, у нас будет очень небольшое количество наших продуктов. Это приводит к очень маленькому значению K и .

Как читать значения K

и ?

Поскольку K a представляет собой математическое выражение для состояния равновесия, его довольно легко интерпретировать. Если значение K a невелико, у нас не так много наших продуктов. Отсутствие продуктов означает отсутствие диссоциации. Отсутствие диссоциации означает слабую кислоту. Точно так же большое значение K или означает тонны продукции.Тонны продуктов — полная диссоциация. Полная диссоциация означает сильную кислоту. Довольно просто.

Проблема со значениями K a заключается в том, что это, как правило, очень уродливые числа, с которыми трудно работать, но с которыми сложно работать — помните. Поэтому, как правило, вместо этого мы будем использовать значения pKa. По определению, значение pKa является отрицательным логарифмом значений K и . Это не имеет никакого физического значения, кроме удобства.

Важной особенностью шкалы pKa является то, что она инвертирована по сравнению со шкалой K на шкалу .Таким образом, сильные кислоты будут иметь отрицательные значения pKa, тогда как слабые кислоты будут иметь положительные значения pKa.

Примеры значений pKa и способы их использования

Давайте посмотрим на несколько видов, чтобы увидеть, как значения K , и pKa сравниваются друг с другом.

На этой картинке есть метанол, уксусная кислота, метантиол и метиламин. Рядом с каждым из этих видов указаны соответствующие значения K , и pKa. Проведя быстрое сравнение этих чисел, мы можем увидеть, что уксусная кислота — самая сильная кислота среди этих молекул.Между тем, разновидность амина в самом конце представляет собой самую слабую кислоту с самым низким значением K , и, соответственно, самым высоким значением pKa. Таким образом, если бы мы хотели, например, отсортировать эти молекулы в соответствии с их кислотной силой от самой слабой до самой сильной, мы получили бы следующее:

Вопросы, подобные этому, довольно часто встречаются на экзаменах, поэтому вы можете дополнительно потренироваться, чтобы подготовиться к экзамену.

Использование значений pKa для прогнозирования состояния равновесия

Теперь мы использовали значения K , и pKa для ранжирования силы кислоты.Что еще мы можем с ними сделать?

Ну, еще один типичный вопрос, который вы увидите в тесте, — это вопрос типа «предсказать состояние равновесия». У вас будет какая-то реакция, и вам нужно будет обосновать свой подход к значениям pKa и выяснить, благоприятствует ли ваша реакция продуктам или реагентам.

Как бы вы подошли к подобному вопросу? На самом деле это довольно простая проблема.

  1. Во-первых, вам нужно определить кислоту и сопряженную кислоту в вашей реакции.
  2. Затем найдите соответствующие значения pKa в своей таблице pKa.
  3. И, наконец, сравните эти значения. Равновесие всегда в пользу более слабой кислоты!

Посмотрите на эти два примера здесь:

В первом случае сопряженное основание имеет более низкое значение pKa, поэтому равновесие благоприятствует продуктам. Во втором примере кислота реагента имеет более низкое значение pKa, что делает ее более подходящей разновидностью, таким образом, равновесие благоприятствует реагентам.

Использование значений pKa для оценки Keq реакции

Наконец, мы можем использовать значения pKa для оценки константы равновесия самой реакции.По сути, это то же самое, что сказать, какую сторону реакции поддерживает равновесие, но в количественной (то есть числовой) манере.

Например, давайте посмотрим на эту реакцию:

Первое, что нам нужно сделать, это найти кислоту и сопряженную кислоту. Затем мы найдем для них значения pKa. Мы знаем, что кислота теряет протон в кислотно-щелочной реакции, поэтому очевидно, что ацетилен слева — это наша кислота. И поскольку NH 2 принимает этот протон, NH 3 является сопряженной кислотой.

Находя их в моей таблице pKa, я получаю следующие числа:

Основываясь на нашем разговоре, состоявшемся несколько минут назад, мы уже знаем, что это равновесие благоприятствует продуктам, поскольку значение pKa для моей конъюгированной кислоты составляет 36 по сравнению с 25 для исходной кислоты. Но насколько именно это равновесие сдвинуто?

Вот уловка: мы можем легко оценить константу равновесия, взяв 10 в степени pKa для моей конъюгированной кислоты минус pKa для исходной кислоты.Я не собираюсь утомлять вас подробностями того, как это получается. Я покажу точные детали в другом посте, или вы можете увидеть вывод в моих кислотно-щелочных заметках.

Этот расчет для этого конкретного примера дает 10 11 , что указывает на очень благоприятную реакцию. Таким образом, если раньше мы знали, что равновесие благоприятствует продуктам, то теперь мы знаем соотношение продуктов и реагентов, и оно составляет 10 11 !

Вот еще один пример:

В данном случае мы имеем исходную кислоту, которая намного слабее сопряженной кислоты.Итак, мы знаем, что равновесие будет смещено в сторону реагентов и реакция будет неблагоприятной. Однако, подставив значения в формулу, которую я показал вам минуту назад, мы можем увидеть, что константа равновесия здесь составляет 10 -6,5 . И мы знаем, что небольшое число для константы равновесия относится к неблагоприятной реакции.

Ознакомьтесь со своим столом pKa

В этом уроке мы довольно широко использовали значения pKa. Итак, я хочу подчеркнуть, насколько важно ознакомиться с вашей таблицей pKa.Большинство инструкторов предоставят вам на экзамене что-то вроде таблицы pKa. Однако есть некоторые, которые заставят вас запомнить типичные значения и ничего не дадут. Убедитесь, что вы знаете, чего ожидать, и заранее выясните, будет ли у вас на тесте таблица pKa!

Я предлагаю вам сделать копию таблицы, которую использует ваш инструктор, и положить ее под лицевую обложку связующего вещества по органической химии. Это сэкономит вам массу времени, когда вам нужно быстро найти значения pKa. И поверьте мне, в этом курсе вы довольно часто будете искать значения pKa!

Затем убедитесь, что вы знаете, как пользоваться своим столом.Некоторым инструкторам нравится использовать таблицу pKa с видами, расположенными в соответствии со значениями pKa. Лично я ненавижу их, потому что в них действительно сложно ориентироваться. Есть еще один тип, в котором таблица организована по функциональным группам. На мой взгляд, это лучшая версия, поскольку вы можете легко перемещаться по ней, зная, какое соединение и какие функциональные группы находятся перед вами.

Наконец, я настоятельно рекомендую вам запомнить типичные значения pKa для наиболее распространенных функциональных групп.Хотя большинство инструкторов скажут вам, что не нужно ничего запоминать, это не совсем так. Да, вы, вероятно, будете иметь доступ к таблице pKa во время теста. Но представьте, если бы вам приходилось перечитывать инструкции к кофеварке каждое утро, когда вы хотели сварить чашку вкусного кофе. Разве это не будет ужасной тратой времени и неудобством (особенно если вы так же сварливы утром, как я до того, как я выпил свою первую чашку). Вы определенно не захотите этого. То же самое и с таблицей pKa.Если вам придется каждый раз копаться в таблице, когда вы хотите дважды проверить значение pKa для чего-то вроде карбоновой кислоты или спирта, вы потратите много драгоценного времени на тест. И несколько моментов здесь плюс несколько моментов там складываются.

Итак, это была лишь верхушка айсберга того, как может выглядеть кислотно-щелочное равновесие. В следующем уроке мы подробнее поговорим о различных типичных экзаменационных вопросах и о том, как их решать.

Как использовать таблицу pKa

Ключевой навык — Как использовать таблицу pKa

Сегодня мы поговорим о невероятно важном навыке, освоение которого может занять некоторое время, но приносит огромные дивиденды.Мы подробно рассмотрим , как использовать таблицу pKa. [Предпосылки для pKa — прочтите этот пост] Понимание правильного использования таблицы pKa даст вам возможность распознать, какие кислотно-основные реакции будут происходить, а какие нет. Это будет много по мере прохождения через Org 1 и Org 2. Было бы полезно вернуться назад и рассмотреть некоторые факторы, влияющие на кислотность, о которых говорилось ранее.

Содержание

  1. Пример кислотно-основного вопроса
  2. Ключевое правило кислотно-основных реакций: при благоприятной кислотно-основной реакции более сильная кислота плюс более сильное основание дает более слабую кислоту и более слабое основание
  3. Используйте принцип «Чем слабее кислота, тем сильнее сопряженное основание», чтобы получить сильные стороны оснований из таблицы pKa
  4. Выделите четыре компонента кислотно-основной реакции (кислота, основание, сопряженная кислота, конъюгат основания ) И оцените, соответствует ли реакция ключевому правилу
  5. в отношении соединений, которые похожи, но не указаны в таблице pKa

1.Примерный вопрос

Допустим, вам задали следующий вопрос:

Под кислотностью мы здесь говорим о кислотности по Бренстеду — другими словами, о способности отдавать протон.

Допустим, нам дана таблица pKa со следующими значениями.

2. Ключевое правило кислотно-основных реакций: более сильная кислота плюс более сильное основание дает более слабую кислоту и более слабое основание

С чего начать с этой проблемы?

  1. Помните, что таблица pKa ранжирует молекулы в порядке их кислотности, от до сильнокислой (например.г. HCl с pKa от –8) до слабокислой (например, метана, pKa ~ 50).
  2. Что определяет, произойдет ли кислотно-основная реакция вообще? Мы применяем следующий принцип к кислотно-основным реакциям: Более сильная кислота будет иметь тенденцию реагировать с более сильным основанием с образованием более слабой кислоты и более слабого основания.
  3. Достаточно легко использовать таблицу pKa для определения силы кислоты — мы можем сразу увидеть, что H 2 O (pKa 15) является более сильной кислотой, чем NH 3 (pKa 38) .Вопрос в том, как определить базовую прочность?

Вот как мы это делаем. Вытяните сопряженные основания кислот на вашей таблице pka, удалив протон.

Например, Nh4 -> Nh3 (-) или Ch5 -> Ch4 (-).

3. Используйте принцип «Чем слабее кислота, тем сильнее сопряженное основание», чтобы получить сильные стороны оснований из A pKa Таблица

Вот ключевой принцип: Порядок силы основания обратен силе кислоты . Чем слабее кислота, тем сильнее сопряженное основание. Используя этот принцип, вы также можете использовать таблицу pKa, чтобы определить сильные стороны оснований. Я называю это обратной таблицей pKa.

Вот таблица pKa с включенными конъюгированными основаниями:

4. Выделите четыре компонента кислотно-основной реакции (кислота, основание, конъюгированная кислота, конъюгат основания) и оцените, следует ли реакция ключевому Правило

4 .Вот как мы применяем эти знания к проблеме.

Найдите кислоту на таблице pKa. Найдите базу на обратной таблице pKa. Проведите кислотно-основную реакцию, то есть добавьте протон к основанию и удалите протон из кислоты.

5. Оцените : Новая кислота сильнее или слабее? Новая база сильнее или слабее?

6. Примеры.

Пример A: У нас есть CH 4 и HO (-) Мы можем найти CH 4 в таблице pKa — у него pKa 50.Гидроксид-ион, HO (-) равен , а не в левой части таблицы pKa, но равен в «обратной» таблице pKa — это сопряженное основание воды, H 2 O. Итак, CH 4 — кислота, а HO (-) — основание в этой реакции.

Проводя предложенную кислотно-основную реакцию, мы переносим протон от CH 4 к HO (-). Следовательно, продуктами этой реакции будут CH 3 (-) и вода.

Теперь мы задаемся вопросом — как они соотносятся по силе с нашими исходными кислотами и основаниями? Вода имеет pKa ~ 15, а у CH 4 pKa = 50. Наш продукт — более сильная кислота. Из обратной таблицы pKa мы также отмечаем, что CH 3 (-) является более сильным основанием, чем HO (-). Наш продукт — это более прочная основа.

Вердикт — реакции не будет. Нам нужно перейти к более слабой кислотно-щелочной паре (см. № 2 выше). Итак, мы пишем «НР».

Вот еще пример.

Пример B — Возьмите HCΞCH и NH 2 (-). HCΞCH имеет pKa 25; с другой стороны, NH 2 (-) находится в таблице сопряженных оснований.Вытягивание продуктов кислотно-основной реакции даст нам NH 3 ( кислота слабее, чем HCΞCH) и HCΞC (-) ( основание слабее, чем NH 2 (-). Эта реакция пойдет.

Пример C : Возьмите NH 3 и HCl. На этот раз мы можем найти и HCl, и Nh4 в таблице pKa. Но для HCl pKa составляет (–8), а у NH 3 pKa. из 38. Здесь очевидно, что HCl будет действовать как кислота, а NH 3 будет действовать как основание.

Мы можем записать нашу кислотно-основную реакцию: HCl + NH 3 → NH 4 (+) Cl (-)

Наш кислый продукт, Nh5, имеет pKa 9. Наш продукт — более слабая кислота. чем HCl. Наш основной продукт, Cl (-), находится ниже NH 3 по нашей обратной шкале pKa. Наш продукт — более слабая база, чем Nh4. Вывод: такая реакция тоже ходовая. И действительно, если вы окажетесь в морозильной хижине, где есть только бутылка концентрированной HCl и водный раствор нашатырного спирта, чтобы составить вам компанию, их добавление определенно согреет ваш день.Это единственная ситуация, в которой я бы рекомендовал это.

5. Работа с подобными соединениями, но не находящимися в таблице pKa

В. Как поступить с подобными соединениями, которых нет в таблице? Возьмем, к примеру, гексан. Хотя технически его нет в списке, его поведение достаточно похоже на поведение метана — в конце концов, они оба алканы — так что мы делаем предположение, что pKa примерно одинаковы. Точно так же амин, подобный триметиламину [N (CH 3 ) 3 ], будет иметь поведение, подобное NH 3 , в реакции с HCl.

Одна заключительная точка на большом изображении. Обратите внимание на узор. Сопряженное основание метана (H 3 C (-)) достаточно сильно, чтобы депротонировать все, что находится ниже его в таблице pKa (то есть почти все). Метиллитий, CH 3 Li, является невероятно сильным основанием. И наоборот, ацетилид-ион, HCC (-), достаточно силен, чтобы эффективно депротонировать любую кислоту с pKa ниже ~ 25, а ацетат-ион (Ch4COO (-)) еще слабее и способен депротонировать любую кислоту только с pKa ниже 5.


Вот почему я сравниваю сильное основание, такое как метиллитий, с флеш-роялем в покере — оно по существу побьет любую руку (кислоту), с которой столкнется.

Следующее сообщение: Практическое правило для кислотно-основных реакций

Кислоты и основания



Вода

Обычно мы говорим о кислотно-основных реакциях в водной фазе, то есть в присутствии воды. Самая фундаментальная кислотно-основная реакция — диссоциация воды:
H 2 O H + + OH

В этой реакции вода распадается с образованием иона водорода (H + ) и иона гидроксида (OH ).В чистой воде мы можем определить специальную константу равновесия (K w ) следующим образом:

K W = [H + ] [OH ] = 1,00×10 -14

Где K w — константа равновесия для воды при 25 ° C (без единиц измерения)
[H + ] — молярная концентрация водорода
[OH ] — молярная концентрация гидроксида

Константа равновесия меньше единицы (1) предполагает, что реакция предпочитает оставаться на стороне реагентов — в этом случае вода предпочитает оставаться в виде воды.Поскольку вода почти не ионизируется, она очень плохо проводит электричество.

pH

Однако что представляет интерес в этом чтении, так это кислотно-основная природа вещества. как вода. Вода на самом деле ведет себя как кислота и щелочь. Кислотность или основность вещества чаще всего определяется значение pH, определяется следующим образом:

pH = -log [H + ]

В состоянии равновесия концентрация H + составляет 1,00 × 10 -7 , поэтому мы можем рассчитать pH воды в состоянии равновесия как:

pH = -log [H + ] = -log [1.00 × 10 -7 ] = 7,00

Растворы с pH равным семи (7) считаются нейтральными, тогда как растворы со значениями pH ниже семи (7) определяются как кислые, а растворы с pH выше семи (7) как основные.

pOH дает нам еще один способ измерения кислотности раствора. Это полная противоположность pH. Высокое значение pOH означает, что раствор является кислым, а низкий уровень pOH означает, что раствор является основным.

pOH = -log [OH ]

pH + pOH = 14,00 при 25 ° C

Определения кислот и оснований

  • Аррениуса
    кислота : образует [H + ] в растворе
    основание : образует [OH ] в растворе
    нормальное уравнение Аррениуса: кислота + основная соль + вода
    пример: HCl ( водн.) + NaOH (водн.) NaCl (водн.) + H 2 O (l)
  • Бренстед-Лоури:
    кислота : все, что отдает [H + ] (донор протонов)
    основание : все, что принимает [H + ] (акцептор протонов)
    нормальное уравнение Бренстеда-Лоури: кислота + основание кислота + основание
    пример: HNO 2 (водн.) + H 2 O (водн.) NO 2 (водн.) + H 3 O + (водн.)
    Каждая кислота имеет сопряженное основание, а каждое основание — сопряженную кислоту.Эти сопряженные пары отличаются только протоном. В этом примере: NO 2 — сопряженное основание кислоты HNO 2 и H 3 O + — сопряженная кислота основания H 2 O.
  • Льюис:
    кислота : принимает электронную пару
    основание : передает электронную пару
    Преимущество этой теории состоит в том, что многие другие реакции могут считаться кислотно-основными реакциями, потому что они не обязательно должны происходить в растворе.

Соли

Соль образуется, когда кислота и основание смешиваются, и кислота высвобождает ионы H + , а основание высвобождает ионы OH . Этот процесс называется гидролизом. PH соли зависит от силы исходных кислот и оснований:
Кислота Основа pH соли
сильная сильная pH = 7
слабая сильная pH> 7
сильный слабый pH <7
слабый слабый зависит от того, что сильнее

Эти соли являются кислотными или основными из-за их кислотных или основных ионов.Когда слабые кислоты или слабые основания реагируют с водой, они образуют сильные сопряженные основания или сопряженные кислоты, соответственно, что определяет pH соли.

Чтобы молекула со связью H-X была кислотой, водород должен иметь положительную степень окисления, чтобы он мог ионизироваться с образованием положительного иона +1. Например, в гидриде натрия (NaH) водород имеет заряд -1, так что это не кислота, а на самом деле основание. Такие молекулы, как CH 4 с неполярными связями, также не могут быть кислотами, потому что H не ионизируется.Молекулы с сильными связями (большие различия электроотрицательности) с меньшей вероятностью будут сильными кислотами, потому что они не очень хорошо ионизируются. Для молекулы со связью X-O-H (также называемой оксокислота), чтобы быть кислотой, водород должен снова ионизироваться с образованием H + . Чтобы быть основанием, O-H должен отщепиться с образованием гидроксид-иона (OH ). И то, и другое случается при работе с оксокислотами.

Сильные кислоты: Эти кислоты полностью ионизируются в растворе, поэтому они всегда представлены в химических уравнениях в их ионизированной форме.Всего семь (7) сильных кислот:

HCl, HBr, HI, H 2 SO 4 , HNO 3 , HClO 3 , HClO 4

. Чтобы рассчитать значение pH, проще всего следовать стандартному процессу «Запуск, изменение, равновесие».

Пример задачи: определить pH 0,25 М раствора HBr.

Ответ:
HBr (водн.) H + (водн.) + Br (водн.)
Начало: .25 Месяцев 0 млн 0 млн
Изменение: -,25 +.25 + 25
Равновесие: 0 ,25 ,25
pH = -log [H + ] = -log (0,25) = 0,60

Слабые кислоты: Это наиболее распространенный тип кислот. Они следуют уравнению:

HA (водн.) H + (водн.) + A (водн.)

Константа равновесия диссоциации кислоты известна как K a .Чем больше значение K a , тем сильнее кислота.

К а = [H + ] [A ]

[HA]

Пример задачи: Определите pH 0,30 М уксусной кислоты (HC 2 H 3 O 2 ) с помощью K a 1,8×10 -5 .

Сильные основания: Подобно сильным кислотам, эти основания полностью ионизируются в растворе и всегда представлены в их ионизированной форме в химических уравнениях.Всего восемь (8) сильных оснований:

LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ca (OH) 2 , Sr (OH) 2 , Ba (OH) 2

Пример задачи: определить pH 0,010 М раствора Ba (OH) 2 .

Ответ:
Ba (OH) 2 (водн.) Ba 2+ (водн.) + 2OH (водн.)
Начало: .010 M 0 млн 0 млн
Изменение: -.010 +.010 +.020
Равновесие: 0 .010 0,020
pOH = -log [OH ] = -log (0,020) = 1,70
pH = 14,00 — 1,70 = 12,30

Слабое основание: Следуют уравнению:

Слабое основание + H 2 O, сопряженная кислота + OH

Например: NH 3 + H 2 O NH 4 + + OH

K b — константа диссоциации оснований:

K b = [сопряженная кислота] [OH ]

[слабое основание]
пример: K b = [NH 4 + ] [OH ]

[NH 3 ]

K a x K b = K w = 1.00×10 -14

Чтобы рассчитать pH слабого основания, мы должны следовать очень похожему процессу «Начало, изменение, равновесие», как и для слабой кислоты, однако мы должны добавить несколько шагов.

Пример задачи: Определите pH 0,15 М аммиака (NH 3 ) с помощью K b = 1,8×10 -5 .

Имея дело со слабыми кислотами и слабыми основаниями, вам также, возможно, придется иметь дело с «общим ионным эффектом». Это когда вы добавляете соль к слабой кислоте или основанию, которые содержат один из ионов, присутствующих в кислоте или основании.Чтобы иметь возможность использовать тот же процесс для определения pH, когда это происходит, все, что вам нужно изменить, — это ваши «начальные» числа. Сложите молярность иона, который образуется из соли, а затем решите уравнение K a или K b , как вы делали ранее.

Пример задачи: найти pH раствора, образованного растворением 0,100 моль из HC 2 H 3 O 2 с K a из 1.8×10 -8 и 0.200 моль NaC 2 H 3 O 2 в общем объеме 1,00 л.

Ответ:
HC 2 H 3 O 2 (водн.) H + (водн.) + C 2 H 3 O 2 (водн.)
Начало: .10 М 0 млн .20 млн.
Изменение: + х + х
Равновесие: . 10 — х х ,20 + х
K a = 1,8×10 -8 = (х) (. 20 + х)

(.10 — х)
= (x) (. 20)

(.10)
x = [H + ] = -9.0×10 -9
pH = -log (9,0×10 -9 ) = 8,05

Кислотно-основное титрование

Кислотно-основное титрование — это когда вы добавляете основание к кислоте до тех пор, пока не будет достигнута точка эквивалентности, когда количество молей кислоты равно количеству молей основания. Для титрования сильного основания и сильной кислоты эта точка эквивалентности достигается, когда pH раствора равен семи (7), как видно на следующей кривой титрования:

Для титрования сильного основания слабой кислотой точка эквивалентности достигается, когда pH больше семи (7).Половина эквивалентности точка — это когда половина от общего количества базы, необходимой для нейтрализации кислота была добавлена. Именно в этот момент pH = p K a слабая кислота.

При кислотно-основном титровании основание будет реагировать со слабой кислотой и образовывать раствор, содержащий слабую кислоту и сопряженное с ней основание, до тех пор, пока кислота полностью не уйдет. Чтобы решить эти типы проблем, мы будем использовать K a значение слабой кислоты и молярности таким же образом, как и раньше.Перед демонстрируя этот способ, давайте сначала рассмотрим сокращенный вариант, названный Уравнение Хендерсона-Хассельбаха . Это можно использовать, только если у вас есть немного кислоты и сопряженного основания в вашем растворе. Если у вас есть только кислота, вы должны выполнить задачу с чистым K a , а если у вас есть только основание (например, после завершения титрования), вы должны выполнить задачу K b .

pH = pK a + log [ основание ]

[ кислота ]

Где:
pH — логарифм молярной концентрации водорода
p K a — константа равновесной диссоциации кислоты
[основание] — молярная концентрация основного раствора
[кислота] — молярная концентрация кислого раствора

Пример проблемы: 25.0 мл 0,400 М КОН добавляют к 100 мл 0,150 М бензойной кислоты, HC 7 H 5 O 2 ( K a = 6,3×10 -5 ). Определите pH раствора.

Это уравнение часто используется при поиске pH буферных растворов. Буферный раствор — это раствор, который сопротивляется изменению pH при добавлении небольших количеств кислоты или основания. Они состоят из пары сопряженных кислот и оснований, таких как HC 2 H 3 O 2 / C 2 H 3 O 2 или NH 4 + / NH 3 .Они работают, потому что кислые частицы нейтрализуют ионы OH , а основные частицы нейтрализуют ионы H + . Буферная емкость — это количество кислоты или основания, которое буфер может нейтрализовать до того, как pH начнет существенно изменяться. Это зависит от количества кислоты или основания в буфере. Высокая буферная емкость обеспечивается решениями с высокими концентрациями кислоты и основания, и где эти концентрации близки по величине.

Практика проблемы слабой кислоты :

C 6 H 5 COONa представляет собой соль слабой кислоты C 6 H 5 COOH.0,10 М раствор C 6 H 5 COONa имеет pH 8,60.

  1. Вычислить [OH ] C 6 H 5 COONa
  2. Вычислить K b для: C 6 H 5 COO + H 2 O C 6 H 5 COOH + OH
  3. Вычислить K a для C 6 H 5 COOH

См. Слабый кислотный раствор.

Задача практического титрования :

20,00 мл 0,160 M HC 2 H 3 O 2 ( K a = 1,8×10 -5 ) титруют 0,200 M NaOH.

  1. Каков pH раствора перед началом титрования?
  2. Каков pH после добавления 8,00 мл NaOH?
  3. Каков pH в точке эквивалентности?
  4. Каков pH после добавления 20,00 мл NaOH?

См. Раствор для титрования.


[Базовый указатель] [Химическая номенклатура] [Атомная структура] [Периодическая таблица]
[Структура Льюиса] [Химические реакции] [Стехиометрия] [Кислотно-основная химия]

Как выбрать кислоту или основание для протонирования или депротонирования данного соединения

Кислотно-основные реакции очень важны в органической химии, поскольку они закладывают основу многих принципов, используемых в других главах, таких как резонансная стабилизация, замещение и устранение реакции и многое другое.

Одним из ключевых навыков в кислотно-основной химии является понимание таблицы p K a и способность использовать ее для прогнозирования результатов кислотно-основной реакции.

Допустим, вам дали следующее соединение (фенол) и попросили его депротонировать:

Прежде всего, депротонирование означает удаление наиболее кислого протона соединения с помощью основания, которое вам нужно выбрать. Мы называем это основанием, потому что если данное соединение депротонировано, то оно является донором протона, а по определению Бренстеда-Лоури донором протона является кислота в кислотно-основной реакции.Итак, мы можем визуализировать задачу как таковую, нам нужно что-то (основание), чтобы реагировать с фенолом и удалять красный цвет H:

И как нам найти эту основу?

Принцип, на который нужно положиться, чтобы найти подходящее основание, заключается в том, что любая кислотно-основная реакция идет в сторону образования более слабой кислоты и основания .

Помните, сильная кислота и основание реагируют с образованием слабой кислоты и основания.

И поскольку сила кислоты количественно определяется значением p K a, нам необходимо идентифицировать p K a кислоты и сопряженной кислоты (справа) реакции, чтобы определить, с какой стороны равновесие сместится.

Итак, для начала мы собираемся идентифицировать p K a соединения, которое нам нужно депротонировать. В данном случае это фенол с p K a = 10 .

Затем мы можем отреагировать на это гипотетической базой, сокращенно B . В продуктах мы собираемся иметь депротонированный фенол (сопряженное основание фенола) и протонированный B, обозначенный как BH, который является сопряженной кислотой этого основания:

Равновесие этой реакции необходимо сместить на правая сторона, чтобы мы могли сказать, что B является правильным выбором в качестве основания для депротонирования фенола.Это означает, что B-H должен иметь более высокое значение p K a (более слабая кислота), чем фенол.

На этом этапе посмотрите в таблице, чтобы найти соединение с p K a> 10 и поместите его вместо B-H.

Вариантов достаточно много, и мы можем выбрать любой из них. Например, мы возьмем спирт и добавим этанол вместе с продуктом.

Это означает, что B должно быть сопряженным основанием этанола. Итак, этоксид (с противоионом) можно использовать для депротонирования фенола.Давайте тогда напишем полное уравнение:

Натрий здесь является противоионом, который чаще всего не играет роли в органических реакциях, поэтому уравнение можно показать и без него:

Итак, чтобы обобщить это; если вам нужно выбрать основание для депротонирования соединения, которое имеет, например, ap K a = 10, вы можете выбрать что угодно из таблицы p K , в которой ap K a> 10, и использовать его сопряженное основание .

Помните, чем слабее кислота, тем сильнее сопряженное основание:

В качестве примера: Может ли амид натрия депротонировать следующий алкин?

Углеводороды обычно считаются очень слабыми кислотами, но среди них алкины с p K a = 25 являются довольно кислыми.Это означает, что наиболее кислотный протон в этой молекуле — это алкин на конце ( sp C-H).

Чтобы выяснить, может ли амид натрия депротонировать алкин, нам нужно сначала идентифицировать сопряженную кислоту амида, добавив к нему протон:

Аммиак — это сопряженная кислота основания, поэтому теперь мы можем использовать p K таблица для записи кислотно-щелочной реакции с p K значением аммиака. Аммиак является амином, а амины имеют pKa ~ 38, поэтому реакция идет от p K a ~ 25 до p K a ~ 38, что является благоприятным изменением p K , и поэтому эта реакция будет work:

Глядя на диаграмму p K , вы можете увидеть, что сопряженные основания алканов и алкенов также будут работать, чтобы депротонировать алкин.

Теперь давайте узнаем, как выбрать подходящую кислоту для протонирования данного соединения.

В этом случае мы также будем следовать основному принципу кислотно-основных реакций, а именно: нам нужно выбрать такое соединение, чтобы в результате реакции образовывалась более слабая кислота (и основание), т.е. более высокое значение p K ценность.

Например:

Соединение A является промежуточным продуктом в реакции Гриньяра (обычная реакция в органической химии). Выберите соединение из таблицы p K для протонирования этого алкоксид-иона:

Во-первых, давайте запишем уравнение этой реакции протонирования.Мы будем использовать гипотетическую кислоту ( A-H ), чтобы достичь этого:

Один из продуктов справа — это протонированная форма (конъюгированная кислота) алкоксида, который представляет собой спирт. Продуктом этой реакции является 3 o (третичный) спирт, который менее кислый и находится на верхнем конце диапазона спирта p K (16-18). Подходящим реагентом для протонирования был бы реагент с p K ниже 18.

Итак, A-H может быть любым с p K a <18.Например, вода может быть использована для протонирования этого промежуточного продукта:

Теоретически другими вариантами могут быть фенол, уксусная кислота и все неорганические кислоты, такие как HCl, H 2 SO 4 и т. Д. Однако на практике , не каждая кислотно-основная реакция подходит для проведения в лаборатории, потому что это одна из самых быстрых и экзотермических реакций, и реакция очень сильных кислот с очень сильными основаниями часто бывает опасной, а другим фактором, конечно же, является цена химикаты.

Подводя итог, все, что связано с кислотно-основными реакциями, можно и объясняет значениями p K a (и p K b для оснований) кислот. Выбор подходящего основания или кислоты не является исключением, и при этом нужно иметь в виду, что кислотно-основное равновесие смещено в сторону слабой кислоты (более высокой) pKa и образования основания.

Чтобы найти подходящую кислоту , вспомните, например, что любое соединение с более низким значением p K a (более сильная кислота) может протонировать другое соединение, сопряженная кислота которого имеет более высокое значение pKa.

Пример:

Любое основание с сопряженной кислотой, имеющей более высокое значение p K (более слабая кислота), может депротонировать другое соединение.

Пример:

Кислоты и основания

Согласно теории Бренстеда, кислота является донором протонов , а основание является акцептором протонов . В кислотно-основной реакции каждая сторона равновесия имеет кислотный и основной реагент или продукт, и они могут быть нейтральными частицами или ионами.

Структурно связанные пары кислота-основание, такие как {H-A и A: (-) } или {B: (-) и B-H}, называются парами конъюгатов . Вещества, которые могут служить как кислотами, так и основаниями, например вода, называются амфотерными .

Кислотность
Относительная сила группы кислот может быть оценена путем измерения степени реакции каждого члена с общим основанием. Вода прекрасно служит общей базой для таких определений.Таким образом, для кислоты H-A ее сила пропорциональна степени ее реакции с основной водой, которая задается константой равновесия K экв. .

Поскольку эти исследования обычно экстраполируются на высокие разведения, молярная концентрация воды (55,5) постоянна и может быть исключена из знаменателя. Полученное значение K называется константой кислотности , K a . Ясно, что сильные кислоты имеют больше K и , чем более слабые кислоты.Действительно, если HA полностью ионизируется в растворе, K a стремится к бесконечности ([HA] почти равно нулю). Из-за очень большого диапазона концентраций кислоты (более 10 40 ) обычно используется логарифмическая шкала кислотности (pK a ). Более сильные кислоты имеют меньшие или более отрицательные значения pK и , чем более слабые кислоты.

Во всех приведенных выше примерах вода действует как общее основание, причем самая слабая кислота и самое слабое основание будут преобладать и обязательно будут находиться на одной стороне равновесия).В идеале следует использовать концентрацию кислоты не более 0,1 М. Поскольку вода является амфотерной, она может подвергаться автопротолизу, как показано в следующем уравнении. Автоионизация показана как Keq, и если рассматривать концентрацию воды, как и раньше, константа кислотности (K a ) для воды обозначается K w (водная постоянная). Таким образом, pH чистой воды составляет 7,0.

Диапазон выделяемых сильных кислот ограничен. Таким образом, кислоты, которые сильнее, чем катион гидроксония, H 3 O (+) , и слабые кислоты, имеющие сопряженные основания сильнее, чем гидроксид-анион, OH (-) , не могут быть измерены непосредственно в водном растворе.Если сильная кислота (HA) имеет Ka = 100, 0,1 М раствор в воде будет полностью ионизирован, давая концентрацию гидроксония 100 и концентрацию [HA] 10 -4 . Аналогичный раствор кислоты, более сильной в 10 3 раз, будет необнаружимо отличаться из-за этого выравнивающего эффекта растворителя. Термин выравнивающий эффект относится к влиянию амфотерного растворителя, такого как вода, на измерения кислотности и основности. Сила сильной кислоты выравнивается основностью растворителя, а основность сильных оснований также ограничивается кислотностью растворителя.

Поскольку многие органические реакции протекают либо в водной среде (живые клетки), либо гасятся или обрабатываются в воде, важно учитывать, как кислотно-щелочная равновесная смесь конъюгата изменяется с изменением pH. Эту информацию предоставляет простая связь, известная как уравнение Хендерсона-Хассельбаха .

Когда pH водного раствора или смеси равен pK a кислотного компонента, концентрации кислотных и основных конъюгированных форм должны быть равны (логарифм 1 равен 0).Если pH понижен на две или более единицы относительно pK a , концентрация кислоты будет больше 99%. С другой стороны, если pH (относительно pK a ) повышается на две или более единицы, концентрация основания конъюгата будет более 99%. Следовательно, смеси кислых и некислотных соединений легко разделяются путем регулирования pH водного компонента при двухфазной экстракции растворителем.

Основность
В водном растворе основание представляет собой растворенное вещество, которое увеличивает концентрацию гидроксид-ионов.Алкоксиды металлов, такие как NaOCH 3 и KOC (CH 3 ) 3 , реагируют с водой с образованием сольватированных катионов металлов и ионов алкоксида и гидроксида. Эти 100% ионизации делают такие соединения очень сильными основаниями. Многие нейтральные основания представляют собой соединения азота. Для этого мы можем записать основные-кислотные равновесия, которые определяют K b и соответствующий pK b , как показано для аммиака в первом уравнении ниже. Однако более распространенной процедурой является определение кислотности сопряженных кислот оснований, как показано во втором уравнении (эти сопряженные кислоты обычно являются «ониевыми» катионами).Значения pK и для баз в этой системе пропорциональны прочности основания. Обратите внимание, что в таких отношениях pK a + pK b = 14.

Большинство простых алкиламинов имеют pK a в диапазоне от 9,5 до 11,0, а их водные растворы являются основными (имеют pH От 11 до 12, в зависимости от концентрации). Первые четыре соединения в следующей таблице, включая аммиак, попадают в эту категорию. Последние шесть соединений (цветные ячейки) являются значительно более слабыми основаниями вследствие трех факторов.Первый из них — гибридизация азота. В пиридине азот sp 2 гибридизован, а в нитрилах (последняя запись) sp-гибридный азот является частью тройной связи. В каждом из этих соединений (заштриховано красным) несвязывающая электронная пара локализована на атоме азота, но увеличение s-символа приближает его к ядру азота, уменьшая его тенденцию связываться с протоном. Во-вторых, анилин и п-нитроанилин (первые две структуры, закрашенные зеленым) являются более слабыми основаниями из-за делокализации несвязывающей пары электронов азота в ароматическое кольцо (и нитрозаместитель).Это та же делокализация, которая приводит к активации бензольного кольца в сторону электрофильного замещения. Действительно, анилин является более слабым основанием, чем циклогексиламин, примерно в миллион раз, благодаря тому же фактору фенол является более сильной кислотой, чем циклогексанол. Эта делокализация электронной пары сопровождается определенной степенью регибридизации атома азота аминогруппы, но делокализация электронной пары, вероятно, является основным фактором пониженной основности этих соединений. Подобная делокализация электронных пар ответственна за очень низкую основность (и нуклеофильную реакционную способность) амидных атомов азота (последняя структура, закрашенная зеленым).

Теория Льюиса

Согласно теории Льюиса, кислота является акцептором электронной пары , а основание является донором электронной пары . Базы Льюиса также являются базами Бронстеда; однако многие кислоты Льюиса, такие как BF 3 , AlCl 3 и Mg 2+ , не являются кислотами Бренстеда. Продукт кислотно-основной реакции Льюиса представляет собой нейтральный, диполярный или заряженный комплекс, который может быть стабильной ковалентной молекулой. Как показано в верхней части следующего рисунка, координационное ковалентное связывание фосфорного основания Льюиса с борной кислотой Льюиса создает комплекс, в котором формальный заряд бора отрицательный, а заряд фосфора положительный.В этом комплексе бор приобретает конфигурацию неоновой валентной оболочки, а фосфор — конфигурацию аргона. Два примера кислотно-основного равновесия Льюиса, которые играют роль в химических реакциях, показаны в уравнениях 1 и 2 ниже.

В первом примере электронодефицитный атом алюминия связывается с ковалентным атомом хлора, разделяя одну из его несвязывающих валентных электронных пар, и, таким образом, достигает октета аргоноподобной валентной оболочки.Поскольку это разделение является односторонним (хлор вносит вклад в оба электрона), как показано, и алюминий, и хлор имеют формальные заряды. Если связь углерод-хлор в этом комплексе разрывается, и оба связывающих электрона остаются с более электроотрицательным атомом (хлор), углерод принимает положительный заряд. Мы называем такие виды углерода карбокатионы . Карбокатионы также являются кислотами Льюиса, как показывает обратная реакция. Если заместители (R) на этих атомах не велики, комплекс будет находиться в равновесии.Однако стерические затруднения объемных заместителей могут препятствовать образованию комплексов. Полученная смесь несвязанных пар кислота / основание Льюиса была названа «фрустрированной» и демонстрирует необычные химические и каталитические свойства. Комбинация P (трет-Бутил) 3 и B (C 6 F 5 ) 3 является примером.
Многие карбокатионы (но не все) также могут действовать как кислоты Бренстеда. Уравнение 3 иллюстрирует это двойное поведение для (CH 3 ) 3 C (+); кислотный центр Льюиса окрашен в красный цвет, а три из девяти кислых атомов водорода окрашены в оранжевый цвет.В своей роли кислоты Бренстеда карбокатион отдает протон основанию (гидроксид-анион) и превращается в стабильную нейтральную молекулу, имеющую двойную связь углерод-углерод.

Терминология, относящаяся к номенклатуре кислотно-основного состава Льюиса, часто используется химиками-органиками. Здесь термин электрофил соответствует кислоте Льюиса, а нуклеофил соответствует основанию Льюиса.

Электрофил : атом, ион или молекула с недостатком электронов, имеющий сродство к электронной паре и связывающийся с основанием или нуклеофилом.
Нуклеофил : атом, ион или молекула, имеющая электронную пару, которая может быть подарена при связывании с электрофилом (или кислотой Льюиса).

Некоторая путаница в различении основности (основной силы) и нуклеофильности (нуклеофильной силы) неизбежна. Поскольку основность — это менее хлопотное понятие; с него удобно начинать.

Основность относится к способности основания принимать протон . Основность может быть связана с pK a соответствующей конъюгированной кислоты.Самые сильные основания имеют самые слабые сопряженные кислоты и , наоборот, . В кислотно-основном равновесии преобладают самая слабая кислота и самое слабое основание, и они обязательно будут находиться на одной стороне равновесия.

Растворители, такие как уксусная кислота, ацетонитрил и нитрометан, часто используются для изучения очень сильных кислот. Аналогичным образом, очень слабокислые растворители, такие как диметилсульфоксид (ДМСО), ацетонитрил, толуол, амины и аммиак, могут использоваться для изучения кислотности очень слабых кислот.Измерения в этих растворителях можно экстраполировать на воду, и многие из них имеют большую погрешность. Как для кислот, так и для оснований указанные значения pK и , экстраполированные на воду, являются приблизительными. Таблица некоторых основных реагентов приведена ниже. Диапазон основностей замечателен, он охватывает более пятидесяти степеней десяти!

База I (-) Класс (-) H 2 O CH 3 CO 2 (-) RS (-) CN (-) RO (-) NH 2 (-) CH 3 (-)
Conj.Кислота HI HCl H 3 O (+) CH 3 CO 2 H RSH HCN ROH NH 3 CH 4
pK a -9 -7 -1,7 4,8 8 9.1 16 33 48

Нуклеофильность — более сложное свойство. Обычно это относится к скорости реакции замещения в галогенсодержащий атом углерода эталонного галогенида алкила, такого как CH 3 -Br. Таким образом, нуклеофильность реагента Nu: (-) в следующей реакции замещения изменяется, как показано на диаграмме ниже. Диапазон реакционной способности этих реагентов превышает 5000 раз, причем тиолат является наиболее реактивным.Ясно, что есть существенные различия между этими нуклеофильностями и основностями, обсужденными выше.

Нуклеофильность: CH 3 CO 2 (-) (-)
(-) 3 (-) 3 O (-) (-) (-) 3 S (-)

Были задокументированы некоторые полезные тенденции:
(i) Для данного элемента отрицательно заряженные частицы являются более нуклеофильными (и основными), чем эквивалентные нейтральные частицы.
(ii) Для данного периода таблицы Менделеева нуклеофильность (и основность) уменьшается при движении слева направо.
(iii) Для данной группы периодической таблицы нуклеофильность увеличивается сверху вниз ( , то есть с увеличением размера),
, хотя существует зависимость от растворителя из-за водородных связей. Основность различается противоположным образом.

Для двух или более молекул, содержащих нуклеофильные атомы одного вида и заряда, более сильное основание обычно является более сильным нуклеофилом.Таким образом, 2,2,2-трифторэтоксид (pK a 12) является более слабым основанием и нуклеофилом, чем этоксид (pK a 16). Заметное исключение из этого правила возникает, когда вицинальный (соседний) атом несет несвязывающую электронную пару. Двумя распространенными примерами этого исключения, называемого альфа-эффект , являются гидроксид-ион (pK a 15,7) по сравнению с ионом гидропероксида (pK a 11,6) и аммиак (pK a 9,3) по сравнению с гидразином (pK а 8,0). В каждой из этих пар более слабое основание — более сильный нуклеофил.

Сольватация нуклеофильных анионов заметно влияет на их реакционную способность. Приведенные выше значения нуклеофильности были получены в результате реакций в растворе метанола. Полярные протонные растворители, такие как вода и спирты, сольватируют анионы за счет взаимодействия водородных связей, как показано на диаграмме справа. Эти сольватированные частицы более стабильны и менее реакционны, чем несольватированные «голые» анионы. Полярные апротонные растворители, такие как ДМСО (диметилсульфоксид), ДМФ (диметилформамид) и ацетонитрил, не сольватируют анионы почти так же хорошо, как метанол, но обеспечивают хорошую сольватацию сопутствующих катионов.Следовательно, большинство обсуждаемых здесь нуклеофилов быстрее реагируют в растворах, приготовленных из этих растворителей. Такие эффекты растворителя более выражены для небольших основных анионов, чем для крупных слабоосновных анионов. Таким образом, для реакции в растворе ДМСО наблюдается следующий порядок реактивности:

Нуклеофильность: I (-)
(-) (-) ~ N 3 (-) 3 CO 2 (-) (-) ~ CH 3 S (-) 3 O (-)

В отличие от порядка в метаноле (показанном выше), этот рейтинг примерно соответствует порядку увеличения основности.Нейтральные основания, такие как аммиак и простые первичные и вторичные амины, имеют сходную основность (pKa = от 9 до 11) и также являются хорошими нуклеофилами. В реакциях с бромистым метилом в метаноле их нуклеофильность больше, чем Cl (-) , и меньше, чем N 3 (-) . В слабоосновных апротонных растворителях они реагируют с умеренными электрофилами, такими как алкилгалогениды (Cl, Br и I) и карбонильные группы (альдегиды, кетоны, сложные эфиры и ангидриды), давая четвертичные соли из первых и имины, енамины и амиды из последних. .Третичные амины и объемные вторичные амины являются более бедными нуклеофилами и ведут себя исключительно как основания.

Эффекты растворителя

Кислоты
Ионизация группы кислот в данном растворителе может использоваться как мера силы кислоты, и в таких случаях растворитель служит общим эталонным основанием. Определение значений K a и pK a для любой системы растворителей может быть выполнено таким же образом, как и в воде; однако кислотности, полученные для группы кислот, измеренные в разных растворителях, обычно будут разными, как по числовому значению для каждого, так и иногда в относительном порядке.

A – H
кислота
+ Sol:
растворитель

A: (-)
сопряженное основание
+ Sol – H (+)
сопряженная кислота

Есть несколько факторов, которые влияют на измерения кислотности, сделанные в воде и других растворителях. Эти:

1. Ионизация кислоты дает ионы. Растворители с большими диэлектрическими постоянными способствуют образованию и разделению заряда.
2. Конъюгированная кислота из растворителя представляет собой катион, который стабилизируется за счет ассоциации с другими молекулами растворителя, явление, называемое сольватацией.
3. Основание, сопряженное с кислотой, представляет собой анион, который в большинстве случаев также стабилизируется сольватацией. В качестве примеров рассмотрим следующие данные, полученные для шести сильных кислот в трех распространенных растворителях.
Экспериментальный pK
a Значения некоторых сильных кислот в различных растворителях
Соединение H 2 O ДМСО CH 3 CN
HClO 4 –10 * –10 * 1.6
CF 3 SO 3 H –10 * –10 * 2,6
HBr –9 0,8 5,8
HCl –7 1,8 10,4
H 2 SO 4 –3 1,4 7,9
CF 3 CO 2 H –0,25 3,5 12.7
* Хлорная кислота и трифторметансульфоновая кислота полностью ионизированы в воде и ДМСО.
Значение pK a , равное –10, является приблизительным и предназначено для отражения высокой степени диссоциации.

Все три растворителя имеют довольно высокие диэлектрические постоянные, но вода (ε = 80) значительно больше, чем ДМСО (ε = 46,7) или ацетонитрил (ε = 37,5). Более высокая кислотность (более низкий pK a ) последних четырех соединений в воде может быть отнесена на счет диэлектрической разницы; тем не менее, лучшая сольватация анионов, обеспечиваемая водой, считается основным фактором.И ДМСО, и ацетонитрил являются плохими растворителями для анионной сольватации, следовательно, показанное выше ионизационное равновесие будет смещено влево.

Полезно сначала сосредоточить внимание на различиях pK a между водой и ДМСО. Мы делаем это, потому что вода и ДМСО имеют схожую основность, поэтому стабилизация видов кислоты, сопряженной с растворителем, не должна существенно отличаться. HBr и HCl отображают pK a s в ДМСО, которые примерно на 9-10 раз больше, чем в воде, а более слабая кислота HF второго периода показывает еще большее изменение (pK a = 3.17 в воде и 15 в ДМСО). Все сопряженные основания этих кислот представляют собой одноатомные анионы. Поскольку отрицательный заряд локализован, стабилизация анионов путем сольватации, вероятно, является наиболее важным фактором в установлении положения этих равновесий. Напротив, сопряженные основания из серной кислоты и трифторуксусной кислоты внутренне стабилизированы делокализацией заряда по двум или трем атомам кислорода. Следовательно, важность сольватации менее важна, и изменение кислотности в ДМСО снижается до 4-х кратных десяти.
Когда ацетонитрил является растворителем, измеренное значение pK a s этих кислот показывает дальнейшее увеличение, и даже самые сильные кислоты не диссоциируют полностью. Это изменение может быть в значительной степени связано с уменьшением сольватации растворителя, сопряженного с кислотой, которая является основной разновидностью катионов в разбавленных растворах. Поскольку как катионные, так и анионные частицы от кислотной ионизации плохо стабилизируются сольватацией, равновесие диссоциации находится далеко влево (небольшая ионизация).

Экспериментальный pK
a s для некоторых слабых кислот в различных растворителях
Соединение H 2 O ДМСО CH 3 CN
C 2 H 5 OH 17 29 42
CF 3 CH 2 OH 12,4 23,5 33,5
C 6 H 5 C≡CH 19 29 40.6
C 4 H 9 SH 10,5 17 28,6
CH 3 CO 2 H 4,8 12,8 22,3
C 6 H 5 CO 2 H 4,2 11,1 20,7
C 6 H 5 OH 10 18 26,6
C 6 H 5 SH 6.6 10,3 20,6

Большинство органических соединений являются гораздо более слабыми кислотами, чем сильные кислоты, описанные выше. Поэтому представляет интерес определить изменения кислотности, которые имеют место, когда такие соединения исследуются в тех же трех растворителях. Первые четыре соединения в этой таблице (заштрихованные светло-зеленым) представляют собой слабые кислоты с сопряженными основаниями, в которых заряд локализован на одном атоме (O, C и S). Замена воды в растворителе на ДМСО снижает кислотность на 10–12 десятичных степеней для атомов второго периода (C и O) и на 6.5 для третьего периода сульфгидриловой кислоты. Так же, как и в более кислых случаях, рассмотренных выше, сольватация сопряженных основных анионов является важным стабилизирующим фактором в воде, хотя более низкая плотность заряда серы снижает ее значимость. Дальнейшее увеличение pK a , которое происходит в растворах ацетонитрила, относительно ДМСО, довольно равномерно (от 10 до 12 единиц) и немного больше, чем сдвиг, обнаруженный для сильных кислот.
Последние четыре соединения (заштрихованы синим) имеют сопряженные основания, стабилизированные делокализацией заряда.Здесь снижение кислотности при переходе от воды к ДМСО снижается до 7-8 десятичных степеней для кислорода и менее 4 для серы. Как отмечалось ранее, делокализация заряда внутри аниона снижает важность стабилизации сольватации. Увеличение pK a , обнаруженное для растворов ацетонитрила, остается примерно таким же и может быть связано с плохой сольватацией в этом растворителе.

За исключением производного ацетилена, все предыдущие соединения являются гетероатомными кислотами.Подобные измерения для группы активированных угольных кислот показывают согласие с предыдущим анализом и иллюстрируют способ, которым делокализация анионного заряда снижает pK — разницу между измерениями воды и ДМСО. Обратите внимание на близкую идентичность второго и третьего примеров в следующей таблице. Как и ожидалось, увеличение pK на при переходе в ацетонитрил из ДМСО остается примерно постоянным (около 11).

Экспериментальный pK
a s для некоторых углеродных кислот в различных растворителях
Соединение H 2 O ДМСО CH 3 CN
(CH 3 CO) 2 CH 2 9 13.3 24,4
(NC) 2 CH 2 11,2 11,2 22,2
(C 6 H 5 SO 2 ) 2 CH 2 11,6 12,2 23,2
(C 2 H 5 OCO) 2 CH 2 13,5 16,4 27,8
C 4 H 4 CH 2
циклопентадиен
15.0 18,0 31,2

Основания
Наиболее распространенное обозначение для сообщения об относительной силе оснований нейтрального основания (B 🙂 выражается в pK a соответствующих конъюгированных кислот (эти конъюгированные кислоты часто называют «ониевыми» катионами) . Следующее уравнение показывает равновесие, связанное с этим соотношением. Обратите внимание, что сильные основания будут иметь слабокислые сопряженные кислоты, поэтому pK a пропорционален основной силе нейтрального основания.

B – H (+)
сопряженная кислота
+ Sol:
растворитель

B:
основание
+ Sol – H (+)
конъюгированная кислота

Ранее определенные факторы, которые влияли на кислотность, теперь могут быть повторно исследованы для этого нового равновесия.

1. Ионы присутствуют в обеих частях уравнения. Следовательно, различия в диэлектрической проницаемости растворителя должны быть относительно несущественным фактором.
2. Катионы оснований и сопряженных кислот в растворителе стабилизируются путем сольватации. Это будет решающим фактором, связанным с основностью растворителя.
3. В приведенном выше уравнении нет анионов; однако для нейтрализации заряда требуется противоанион. Поскольку один и тот же анион будет присутствовать в обеих частях уравнения, его влияние на это равновесие будет отменено.

В следующей таблице приведены значения pK и для некоторых важных азотистых оснований, некоторые структуры которых показаны справа.В примерах триэтиламина и DABCO в верхней части таблицы катионный заряд относительно локализован на одном атоме азота. Заряд в лутидине может быть делокализован на кольцевых атомах углерода за счет ароматической стабилизации. Последние три примера — это соединения, в которых заряд делокализован за счет резонанса (протонирование происходит у голубого азота) или внутренней водородной связи (протонная губка).
В отличие от более ранних примеров кислоты pK a s, значения для этих катионов аммония почти идентичны в воде и растворителях ДМСО.Действительно, тот факт, что большинство DMSO pK a s немного ниже, чем их водные аналоги, предполагает, что DMSO является немного более щелочным, чем вода. В ацетонитриле все значения pK и примерно на 10 единиц выше, чем значения для ДМСО.

pK
a s для некоторых видов аммония в различных растворителях
Катион аммония H 2 O ДМСО CH 3 CN
(C 2 H 5 ) 3 N – H (+) 10.75 9,0 18,5
DABCO – H (+) 8,8 8,9 18,3
Лутидин – H (+) 6,3 4,45 14
DBU – H (+) 12 12 24,3
[(CH 3 ) 2 N] 2 C = NR – H (+) 13,8 13,6 23.3
Протонная губка – H (+) 12,3 7,5 ок. 18

Указанное выше влияние растворителя на кислотность и основность может вызвать неожиданные изменения в простых кислотно-щелочных равновесиях. Если уксусная кислота и триэтиламин смешиваются вместе в воде, происходит быстрый перенос протона, что дает почти количественное образование ацетата триэтиламмония. Конъюгированные кислоты различаются по силе на 10 6 , и самая слабая из них находится в равновесии.Когда те же два соединения объединяются в растворе ДМСО, перенос протонов незначителен, поскольку уксусная кислота теперь более чем в 10 3 раз слабее кислоты, чем катион триэтиламмония.

Функция кислотности Хаммета

Измерения ионизации водных растворов кислот (и оснований) обычно ограничиваются диапазоном pH от 1,5 до 13. Относительные значения более сильных кислот (и оснований) требуют использования других растворителей, а из-за различий в диэлектрической проницаемости сольватация, и прочие отклонения от идеала, устойчивые отношения не достигаются.Выход из этой ситуации был предложен Луи Хэмметом (Колумбийский университет). Хэмметт предложил использовать серию слабых индикаторных оснований, в которых соотношение [B] / [BH + ] может быть определено колориметрически из-за отчетливо окрашенного конъюгата кислоты. Когда отношение [B] к [BH + ] становится особенно малым и экспериментально невозможно точно измерить, другой, менее щелочной индикатор, перекрывающий первый, может служить для расширения диапазона кислотности. Дополнительные более слабые индикаторные основания позволили бы тогда перепрыгнуть через шкалу кислотности, увеличив ее примерно в 10 10 раз.Для этого определяли функцию кислотности H o , как показано с помощью следующего уравнения.

В идеале H o обеспечивает количественную меру силы кислоты для неводных и концентрированных водных кислот Бренстеда. Функция кислотности — это мера кислотности среды или системы растворителей, обычно выражаемая в терминах ее способности отдавать протоны основанию с известной основностью. Преобладающая разновидность кислоты в разбавленных водных растворах — H 3 O + , поэтому шкала pH является наиболее часто используемой функцией кислотности в таких системах.В концентрированной серной кислоте преобладающим видом кислоты является H 3 SO 4 + , гораздо более сильная кислота, таким образом, H o является расширением шкалы pKa для очень сильных кислот. Ключевым фактором для измерения значимого H o является выбор подходящего растворителя. В идеале. желателен слабоосновный протонный растворитель, имеющий большую диэлектрическую проницаемость, значительную степень автопротолиза и хорошую сольватацию ионов. Нетрадиционным выбором Хамметта была безводная серная кислота .Несмотря на очевидные опасения по поводу коррозионной активности, гигроскопичности и вязкости, этот выбор оказался вдохновляющим, о чем свидетельствуют следующие характеристики. Поскольку следы воды нежелательны, необходимо титрование SO 3 (дымящая серная кислота) до максимальной температуры плавления.
автопротолиз
2 H 2 SO 4 H 3 SO 4 (+) + HSO 4 (-)
Свойства безводной серной кислоты
точка плавления
точка
автопротолиз
постоянная
диэлектрическая
постоянная
pKa
10.3 ºC K ap = 2,7 10 -4 ~ 100 -2,8

В следующих таблицах перечислены некоторые индикаторные основания Hammett и H o некоторых очень сильных кислот или «суперкислот». Значение pKa индикаторных оснований определяли в водных растворах сильных кислот H 2 SO 4 и HClO 4 . Значения Ho были определены в безводной серной кислоте, и значения выше -16 являются оценочными.

Константы индикатора Хаммета (pKa)
Индикатор H 2 SO 4 / Вода HClO 4 / Вода
п-Нитроанилин +1,11 +1,11
0-Нитроанилин -0 -0,19
п-Нитродифениланилин -2,38
2,4-Дихлор-6-нитроаниин -3.22
2,4-Динитроанилин -4,38 -4,33
Бензалацетофенон -5,61
п-Бензоилдифенил -6,19
6-Бром-2,4-динитроанилин -6,59
Антрахинон -8,15
2,4,6-тринитроанилин -9.29
Ho для некоторых сильных кислот (pKa)
Кислота Ho
Серная кислота -12,0
Хлорная кислота -13,0
Хлорсульфоновая кислота -13,8
CF H) -14,6
Фтористый водород -15.1
Фторсульфоновая кислота -15.6
Карборановые суперкислоты
H (CXB 11 Y 5 Z 6 )
~ -19
Волшебная кислота (FSO 3 H · SbF 5 ) -21
Фторантимоновая кислота (HSbF 6 ) -21

Крепкие основания

Химикам-органикам нужны основы разной силы в качестве реагентов, адаптированных к требованиям конкретных реакций.Нейтральные соединения азота могут охватывать диапазон основности примерно 10 10 , как показано в следующей таблице. Пиридин обычно используется в качестве акцептора кислоты в реакциях с образованием побочных продуктов минеральных кислот. Его основность и нуклеофильность могут быть изменены стерическими препятствиями, как в случае лутидина (pK a = 6,3), или резонансной стабилизацией, как в случае 4-диметиламинопиридина (pK a = 9,2). Основание Хюнига относительно ненуклеофильно (из-за стерических затруднений), и, как DBU, часто используется в качестве основания в реакциях элиминирования E2, проводимых в неполярных растворителях.Основание Бартона представляет собой сильное, слабонуклеофильное нейтральное основание, которое используется в случаях, когда электрофильное замещение DBU или других аминовых оснований является проблемой.

Самыми сильными основаниями, доступными химикам-органикам, являются соли алкоксидов щелочных металлов, такие как трет-бутоксид калия (pK a = от 16 до 19), алкилы щелочных металлов, такие как реактивы Гриньяра, н-бутиллитий и димсил натрия (pK a = От 28 до 40+) и амидные соли щелочных металлов, такие как LDA (pK a = от 30 до 40) и гидрид натрия (pK a ~ 42).Все эти мощные основания являются потенциальными нуклеофилами (некоторые в большей степени, чем другие) и имеют частично ионные связи с металлами. Основания в этих диапазонах pKa используются для превращения слабых кислот C-H в пригодные карбанионные металлические реагенты.

Acetlene 2 41 Бензол
Слабые C-H кислоты
Соединение pK a
Нитрометан 10,2
Диэтилмалонат 13
Циклопентадиен 16
Acetlene 2063 16
9062 Acetone
Ацетонитрил 25
Диметилсульфон 28
ДМСО * 35
Трифенилметан 33
Толуол
Этан 49
———————————-
* ДМСО = диметилсульфоксид

Некоторые примеры получения алкилметаллов вместе с аналогичными металлическими основаниями амидов показаны в следующих уравнениях.Во всех случаях используются инертные растворители, такие как бензол, циклогексан, тетрагидрофуран и простой эфир. Поскольку эти реакции продолжаются до завершения, стрелки равновесия не нарисованы.


Иодид метилмагния: CH 3 I + Mg — > CH 3 MgI (эфирный раствор)
Бутиллитий: 2 Li + C 4 H 9 X — > C 4 H 9 Li + LiX (где X = Cl, Br)
Тритил-натрий *: (C 6 H 5 ) 3 CCl + 2 Na — > (C 6 H 5 ) 3 CNa + NaCl
Димсил натрия: CH 3 SOCH 3 + NaH — > CH 3 SOCH 2 Na + H 2
LDA : [(CH 3 ) 2 ) CH] 2 NH + C 4 H 9 Li — > [(CH 3 ) 2 ) CH] 2 NLi + C 4 H 10
LiHMDS: {(CH 3 ) 3 Si} 2 NH + C 4 H 9 Li — > {(CH 3 ) 3 Si} 2 NLi + C 4 H 10
* Этот анион красного цвета и служит индикатором.Это также одноэлектронный восстановитель.
Алкилирование нитрила: RCH 2 CN + LDA — > RCHCNLi + {(CH 3 ) 2 ) C} 2 NH;
RCHCNLi + R’X — > R’RCHCN + LiX
Альдегиды, кетоны и сложные эфиры, имеющие активированные C-H-группы, можно аналогичным образом превратить в их сопряженные основания с последующим алкилированием или присоединением к электрофильным функциям.
«центр»>
Слабые NH кислоты
Соединение pK a
Пиррол 16
Анилин 27
HMDS * 27
Аммиак 34
35
Диизопропиламин 35.7
TMP * 37
Водород, H 2 ~ 42
———————————
* TMP = 2,2,6,6-Тетраметилпиперидин
* HMDS = Бис (триметилсилил) амин

Неионные сверхоснования
Недавно был получен и изучен новый класс неметаллических слабонуклеофильных нейтральных оснований. Некоторые примеры показаны на следующей диаграмме.
Основным центром основания Веркаде является атом фосфора, сопряженная кислота стабилизируется трансаннулярным связыванием с азотом.Сила этих оснований может быть изменена заместителями во фланкирующих атомах азота. Фосфазеновые основания Швезингера увеличивают свою силу, поскольку дополнительные фосфазеновые звенья добавляются вместе с основным сайтом (светло-голубым атомом азота). Все значения pK и для этих оснований измерены в ацетонитриле.

Кинетическая кислотность

Наиболее распространенная кислотно-основная терминология, pK a , отражает равновесную кислотность, экстраполированную или нормированную на воду.В следующем уравнении основание B: (-) M (+) отрывает протон от кислоты HA с образованием пары сопряженных кислот и оснований (A: (-) M (+ ) и BH). Скорость прямого отрыва протона составляет k f , а скорость обратного переноса протона составляет k r . Этот вид равновесия обычно характеризуется константой равновесия K eq , которая представляет собой отношение констант скорости (k f / k r ).Если H-A является более слабой кислотой, чем H-B, равновесие будет находиться слева, и K eq будет меньше 1.

H-A + B: (-) M (+) A: (-) M (+) + B-H
(кислота 1 ) (основание 1 ) (основание 2 ) (кислота 2 )

В случаях, когда H-A намного слабее, чем H-B, K eq может быть слишком маленьким для измерения, но при определенных обстоятельствах можно определить скорость прямого отрыва протона.Если меченый изотопом конъюгат кислоты основания используется в качестве растворителя для реакции (B-D в следующих уравнениях), то любое происходящее отщепление протона будет отмечено преобразованием H-A в D-A. Уравнение, закрашенное зеленым сверху, показывает начальную потерю протона, а второе уравнение описывает быстрое дейтерирование промежуточного сопряженного основания, A: (-) . По мере протекания этих реакций реагент H-A будет все больше обозначаться как D-A, а скорость изотопного обмена будет указывать на кинетическую кислотность H-A .Предполагается, что кинетическая кислотность примерно пропорциональна равновесной (термодинамической) кислотности, но это не всегда верно.

растворитель = B-D
H-A + B: (-) M (+) A: (-) M (+) + B-H
D-A + B: (-) M (+) A: (-) M (+) + B-D

Следующая диаграмма представляет собой поучительный пример этих принципов.Первое уравнение, выделенное желтым цветом, дает важную информацию о тяжелой воде (оксид дейтерия), которая будет использоваться в качестве растворителя в нашем эксперименте. Тяжелая вода во многих отношениях похожа на воду, но она на 10% плотнее и в десять раз слабее кислоты. 1 молярная концентрация дейтероксида натрия будет служить основанием, а эквимолярное количество 3,3-диметил-1-бутина будет служить слабой кислотой. Самый кислый водород в этом углеводороде (окрашен в красный цвет) находится в C-1. На практике нам необходимо использовать сорастворитель для полного растворения углеводорода в тяжелой воде, но это было опущено, чтобы упростить обсуждение.
Второе уравнение описывает существенные изменения, ожидаемые при объединении этих реагентов в тяжелом водном растворителе. Поскольку концевой алкин является намного более слабой кислотой, чем тяжелая вода, кислотно-основное равновесие не благоприятствует его сопряженному основанию. Тем не менее, если образуется ацетилид-анион даже в низкой концентрации, он должен быстро отреагировать, отрывая дейтерий от соседней молекулы оксида дейтерия. Результатом будет наблюдаемый обмен дейтерия на водород, свидетельствующий о том, что произошла кислотно-основная реакция.

Зеленая заштрихованная рамка содержит уравнения, которые помогают нам интерпретировать экспериментальные результаты. Чтобы оценить равновесную кислотность субстрата, нам необходимо измерить константу равновесия K eq для начального кислотно-щелочного равновесия, показанного в верхней части заштрихованной рамки. Поскольку мы знаем K a 3,3-диметил-1-бутина и тяжелой воды, мы можем оценить K eq , разделив первое (10 -25 ) на второе (10 -17 ).Этот расчет показывает K eq , который было бы трудно измерить напрямую из-за его небольшой величины (10 -8 ). Действительно, равновесная концентрация ацетилид-аниона оценивается всего в 2 * 10 -10 M.
Если мы рассмотрим этот эксперимент с точки зрения кинетики, получим легко наблюдаемые доказательства терминальной алкиновой кислотности. Последние три строки уравнений в зеленой заштрихованной рамке проясняют это. Поскольку K eq представляет собой отношение констант прямой и обратной скорости, можно сделать выводы о скорости отрыва концевых протонов от алкина.Это приводит к выводу, что будет происходить достаточно быстрый обмен водород-дейтерий, даже если анион ацетилида никогда не присутствует в концентрациях, превышающих 10 -9 M.

Этот пример также демонстрирует пределы подхода изотопного обмена. Подложка из 3,3-диметил-1-бутина также имеет девять других атомов водорода (окрашенных в оранжевый цвет), которые не обмениваются с дейтерием в этих условиях. Мы знаем, что эти водороды гораздо менее кислые (K a ок.10 -48 ), и интересно рассмотреть их возможное участие в кислотно-основных реакциях с помощью предыдущего анализа. Расчетное значение K экв. для такого образования карбаниона составляет примерно 10 -30 с учетом девятикратного увеличения концентрации. Это означает концентрацию одного карбаниона на каждые 10 9 литров раствора. Кинетический анализ столь же обескураживает. Константа форвардной ставки оценивается в 10 -20 Ms -1 .Следовательно, время, необходимое для обмена половины этих атомов водорода на дейтерий, составит около 100 веков!
Для изучения кинетической кислотности чрезвычайно слабых кислот (pK a s = от 30 до 50) необходимо использовать более сильные основания, которые, конечно, имеют гораздо более слабые сопряженные кислоты. Для этой цели были использованы амидные анионы (pK a s = от 26 до 36).

Путем сравнения скоростей водородного обмена для различных соединений в идентичных условиях можно составить таблицы относительных кинетических кислотностей.Об интересном примере такого исследования сообщалось для группы нитроалканов, имеющих кислые α-атомы водорода. Удаление α-водорода основанием приводит к образованию конъюгированного основания, называемого аци-анионом , как показано здесь.

R 2 CH-NO 2 + B: (-) M (+) R 2 C = NO 2 (-) M (+) + B-H
нитросоединение аци-сопряженное основание

По сравнению с обсуждавшимся выше концевым алкином такие нитроалканы являются относительно сильными C-H кислотами.Поскольку они являются более сильными кислотами, чем вода, эксперименты по кинетическому обмену должны проводиться в более мягких условиях, чем те, которые используются для терминального алкина. Это достигается за счет использования меньших концентраций основания и снижения температуры реакции обмена. Точные значения pK и для 2-нитропропана, нитроэтана и нитрометана могут быть измерены непосредственно в водном растворе. Эти кинетическая и равновесная кислотности перечислены в таблице справа. Обратите внимание, что для этих трех соединений кинетическая кислотность изменяется противоположно равновесной кислотности.Кинетический порядок, кажется, отражает стерические препятствия и карбанионную стабильность; тогда как равновесие способствует усиленному замещению двойной связи аци-аниона.

Соединение pK a Относительный курс
обмена
CH 3 NO 2 10,2 120
CH 3 CH 2 NO 2 8,5 20
(CH 3 ) 2 CHNO 2 7.7 1,0

Исследования изотопного обмена, катализируемого основаниями, в соединениях, включающих более одного набора кислых водородов, дают дополнительную информацию о создании и использовании нуклеофильных конъюгированных оснований. Кетоны предоставляют множество примеров образования региоизомерного енолятного основания, и на следующей диаграмме показаны два таких случая. Как отмечалось в исследовании нитроалканов, атомы водорода на α-метильной группе обмениваются быстрее, чем на более замещенных α-атомах углерода.Уравнения на диаграмме показывают только исходный продукт от единственного обмена. Эти продукты содержат дополнительные α-водороды, которые также обмениваются в последующих реакциях такого рода, так что полная замена всех α-водородов дейтерием происходит за короткое время.
Относительная стабильность образующихся енолятов увеличивается при замещении енолятной двойной связи. Уравнения, показывающие равновесные концентрации этих изомерных енолятов, будут отображены при нажатии кнопки Toggle Equations .Чтобы определить енолят-анионное равновесие для этих кетонов, использовали объемный сильный щелочной бис (триметилсилил) амид натрия (pK a = 26).

При повторном нажатии кнопки Toggle Equations выше будут отображаться относительные скорости обмена α-водорода для некоторых замещенных циклогексанонов. И снова менее замещенные α-углеродные атомы обмениваются быстрее, но обнаружено, что более высокозамещенные еноляты преобладают в условиях равновесия.Третье нажатие кнопки Toggle Equations отобразит энергетический профиль для случая 2-метилциклогексанона, который должен прояснить различие между кинетической и равновесной кислотностью. Также показаны два других примера. Эти дисплеи можно периодически переключать.

Большинство углеродных кислот образуют сопряженные основания, которые стабилизируются делокализацией заряда на соседних гетероатомах. Эта резонансная стабилизация требует значительной структурной реорганизации исходного соединения, которая, в свою очередь, создает энергетический барьер, замедляющий скорость отрыва протонов.Например, альфа-углерод кетона или сложного эфира должен подвергаться повторной гибридизации при образовании енолят-аниона. Стереоэлектронные требования этого изменения были описаны выше, и неудивительно, что образование енолят-аниона происходит намного медленнее, чем перенос эквивалентных протонов между спиртами и другими гидроксильными соединениями. Скорости депротонирования фенола и нитрометана, соединений с почти идентичными pK a (10,0), являются поучительным примером этого фактора структурной реорганизации.Кислый протон в феноле связан с кислородом, поэтому депротонирование требует небольшого изменения структуры и происходит очень быстро. Нитрометан — это угольная кислота. Депротонирование до аци-аниона включает значительные структурные изменения и в миллион раз медленнее, чем образование фенолята. Эти структурные изменения показаны на следующей диаграмме.

Обратите внимание, что электронная пара O-H в феноле остается в основном на кислороде в соответствующем сопряженном основании, тогда как электронная пара C-H в нитрометане преимущественно смещена на кислород в его сопряженном основании (окрашен в синий цвет).Обозначенные здесь тенденции немного упрощены, поскольку не учитывались влияния растворителей и катионов.


Эта страница является собственностью Уильяма Ройша. Комментарии, вопросы и ошибки следует присылать по адресу:
[email protected]

Кислотно-основные пары, 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. Различный 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 a 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 хорошо 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 решении 1 M менее 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 ( l ) H 3 O + ( водн. ) + CH 3 CO 2 ( водн. )

Более 99,6% молекул уксусной кислоты остаются нетронутыми.


The Константа равновесия диссоциации кислоты, K a

Относительная сила кислот часто описывается в терминах кислотной диссоциации 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, остающихся в растворе, равна 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 составляет следовательно, меньше, чем концентрация остаточной ГК. молекулы. В результате K a для слабого кислота менее 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 показывают, что оба являются сильными кислотами, но HCl более сильная кислоты, чем ион H 3 O + .

Высокая доля HCl молекулы в водном растворе реагируют с водой с образованием H 3 O + и ионов 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. ) + класс ( 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 + ion означает, что ион Cl является более слабым основанием, чем вода.

Кислотная сила: HCl> H 3 O +
Прочность основания: Класс 2 O

Таким образом, уравнение для реакцию между HCl и 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 основание.

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 конъюгированную кислоту.

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 несколько 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 K a 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. Когда значение 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 воды. Аммиак, например, имеет K a всего 1 х 10 -33 . Хотя NH 3 может быть Кислота Бренстеда, потому что 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 реагируют 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 ионов.

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 OH . 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 Брнстеда

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

  • Расширяет список потенциальные кислоты включают положительные и отрицательные ионы, 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, кроме 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. ) + ОН ( 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 ионов H 3 O + увеличивается.

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

В то же время ОН концентрация ионов уменьшается, поскольку 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 x 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 снижается с примерно 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 обыкновенных

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.

Author: alexxlab

Добавить комментарий

Ваш адрес email не будет опубликован. Обязательные поля помечены *