Национальный цифровой ресурс Руконт - межотраслевая электронная библиотека (ЭБС) на базе технологии Контекстум (всего произведений: 507293)
Консорциум Контекстум Информационная технология сбора цифрового контента
Уважаемые СТУДЕНТЫ и СОТРУДНИКИ ВУЗов, использующие нашу ЭБС. Рекомендуем использовать новую версию сайта.

Теории кислот и оснований (90,00 руб.)

0   0
Первый авторБондарев Юрий Максимович
АвторыКондрашин Владимир Юрьевич, Гончаров Евгений Григорьевич, Шрамченко Ирина Евгеньевна
ИздательствоИздательский дом ВГУ
Страниц47
ID673198
АннотацияВ предлагаемом учебном пособии в доступной форме изложен один из важных разделов химии – теории кислот и оснований. Изложение дополнено решением задач разного уровня сложности.
Кому рекомендованоРекомендовано для студентов первого курса Воронежского государственного университета всех форм обучения
Бондарев, Ю.М. Теории кислот и оснований [Электронный ресурс] / В.Ю. Кондрашин, Е.Г. Гончаров, И.Е. Шрамченко, Ю.М. Бондарев .— Воронеж : Издательский дом ВГУ, 2017 .— 47 с. — 47 с. — Режим доступа: https://rucont.ru/efd/673198

Предпросмотр (выдержки из произведения)

Теории_кислот_и_оснований.pdf
Стр.1
Стр.3
Стр.6
Стр.7
Стр.8
Стр.9
Стр.10
Теории_кислот_и_оснований.pdf
МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РФ ФЕДЕРАЛЬНОЕ ГОСУДАРСТВЕННОЕ БЮДЖЕТНОЕ ОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ ВЫСШЕГО ОБРАЗОВАНИЯ «ВОРОНЕЖСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ» Ю. М. Бондарев, В. Ю. Кондрашин, Е. Г. Гончаров, И. Е. Шрамченко ТЕОРИИ КИСЛОТ И ОСНОВАНИЙ Учебное пособие Воронеж Издательский дом ВГУ 2017 1
Стр.1
СОДЕРЖАНИЕ 1. Введение .......................................................................................................... 4 2. Теория сольвосистем ..................................................................................... 6 3. Кислоты в жидком аммиаке .......................................................................... 8 4. Протонная теория ........................................................................................... 9 4.1. Теория кислот и оснований Бренстеда–Лоури .................................... 9 4.2. Особые свойства протона ....................................................................... 9 4.3. Основные положения теории Бренстеда–Лоури ............................... 11 4.4. Сила кислот и оснований ..................................................................... 16 4.5. Амфипротонные вещества ................................................................... 30 4.6. Малорастворимые гидроксиды металлов. Аквакатионы .................. 33 4.7. Кислотно-основные буферные растворы ........................................... 35 4.8. Значение теории Бренстеда – Лоури ................................................... 40 5. Электронная теория Льюиса ....................................................................... 43 6. Литература .................................................................................................... 46 3
Стр.3
2. ТЕОРИЯ СОЛЬВОСИСТЕМ Теорию сольвосистем можно назвать теорией кислотно-основных равновесий в неводных растворителях. Эти равновесия записываются следующим образом: кислота + основание ↔ соль + растворитель В качестве неводных растворителей можно рассматривать жидкий аммиак, жидкий фтороводород, жидкую четырехокись азота и многие другие. Рассмотрим кислотно-основные равновесия в жидком аммиаке. Реакции ионизации чистой воды и жидкого аммиака во многом аналогичны по своему механизму. Так ионизация воды записывается следующим образом: Н2О ↔ Н+ + ОН-, затем следует образование иона гидроксония: Н+ + Н2О → Н3О+. Полное уравнение ионизации воды выражается уравнением: 2Н2О ↔ Н3О+ + ОН-. Жидкий аммиак (превращается в жидкость при – 33 0С) также под- (амид - ион); Н+ + NH3 → NH4 иона гидроксония. Полное уравнение ионизации аммиака: 2NH3 ↔ NH4 + + NH2 где амид-ион NH2 -, - является аналогом иона ОН- при ионизации воды. Взаимодействие щелочного металла с Н2О и NH3(ж) – аналогичны: 2Na + 2H2O = 2NaOH + H2↑; 2Na + 2NH3 = 2NaNH2 + H2↑, 6 вержен собственной электролитической ионизации: NH3 ↔ H+ + NH2 + → в результате образуется ион аммония – аналог
Стр.6
где NaNH2 – амид натрия – содержит амид-ион NH2 -, образующийся при собственной ионизации аммиака. То есть амиды металлов являются аналогами гидроксидов. Подобно водным растворам щелочей, аммиачные растворы амидов металлов хорошо проводят электрический ток, что обусловлено диссоциацией (ионизацией): NaNH2 ↔ Na+ + NH2 - Фенолфталеин в этих растворах окрашивается в красный цвет, при добавлении кислот происходит их нейтрализация. 7
Стр.7
3. КИСЛОТЫ В ЖИДКОМ АММИАКЕ Франклин (автор теории сольвосистем) установил, что соли аммония, растворенные в жидком аммиаке, реагируют с амидами металлов как кислоты: NaNH2 + NH4Cl = NaCl + 2NH3 (NH2 - + NH4 + = 2NH3). Аналогично: 2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 +2H2O. Активные металлы вытесняют водород из растворов аммонийных солей в жидком аммиаке: Mg + 2NH4NO3 → Mg(NO3)2 + 2NH3 + H2↑ Таким образом, аммонийные соли в растворе жидкого аммиака ведут себя как кислоты. Реакция нейтрализации в жидком аммиаке сводится к взаимодействию, приводящему к образованию молекул растворителя (жидкого аммиака): NH4Cl + NaNH2 = NaCl + 2NH3; NH4 + + NH2 - = 2NH3 Согласно теории сольвосистем кислотой является соединение, дающее в растворе те положительные ионы, которые образуются при собственной диссоциации растворителя. Основанием является вещество, дающее в растворе те отрицательные ионы, которые образуются при собственной диссоциации растворителя. 8
Стр.8
4. ПРОТОННАЯ ТЕОРИЯ 4.1. Теория кислот и оснований Бренстеда–Лоури Более общая теория кислот и оснований предложена в 20-е годы прошлого века И. Бренстедом и Т. Лоури. Основа теории связана со способностью частиц раствора (молекул, ионов) отдавать и присоединять протон. Следовательно, в этой теории протон (ядро атома водорода Н+) играет ключевую роль вследствие его особых свойств, а сама теория получила название протонной, или протолитической теории кислот и оснований. 4.2. Особые свойства протона Среди всех ионов протон отличается минимальной массой и минимальными геометрическими размерами. Масса протона уступает массе других ионов от 7 (в сравнении с массой катиона Li+) до многих десятков раз (в сравнении с массами ионов тяжелых металлов и органических ионов). Еще сильнее различия в размерах: диаметр протона в среднем в 105 раз меньше диаметра других ионов. Обладая положительным зарядом, протон предельно легко внедряется в электронные оболочки атомов, молекул и ионов. Ни в каких растворах протон не появляется в свободном виде. Протон обладает высоким химическим сродством к воде. При его гидратации связывается несколько молекул Н2О. Обычно образующемуся комплексу приписывают формулу +, Н5О2 става: Н7О3 записывают простейшей формулой Н3О+ и называют ионом гидроксония. Среднее время жизни ионных образований Н О ...Н О очень мало, 3   9 4 так как протон, обладая небольшой массой и ничтожными размерами, непрерывно перескакивает от одной молекулы воды к другой. Характерные времена перескока составляют ~10–13 с. В этом состоит еще одна особен9  Н9 4О , хотя есть и ионы более простого со+ и Н3О+. В ионных уравнениях ион водорода, как правило,
Стр.9
ность протона, которая отличает его от других ионов (Na+, Fe3+, NO 3 ). Перескок протона от молекулы к молекуле может совершаться эстафетным путем: молекула Н2О присоединяет «чужой» протон, а отдает «свой»: H+ H + H O H :O H H H H O : H O + H H Скорость передачи эстафеты определяется скоростью ориентации принимающей молекулы, так как для присоединения Н+ молекуле Н2О необходима благоприятная ориентация. Вследствие эстафетного механизма переноса протон обладает в водном растворе аномально высокой подвижностью. Перемещение эстафетным путем характерно и для гидроксидных ионов ОН–, поскольку группа атомов ОН является фрагментом молекулы воды. Аномально высокая скорость движения, характерная для гидроксидных ионов, также объясняется перескоком протона от молекулы Н2О к иону ОН-: H+ H O H O H - O H - H H O Направление движения иона ОН- противоположно направлению движения протона. Другие ионы такой особенностью не обладают и в водных растворах перемещаются обычным путем. Специфика протонных переходов проявляется в крайне высокой скорости реакции нейтрализации: H O OH 2H O2 3    . Эта реакция в водной среде считается самой быстрой из всех известных реакций. 10
Стр.10

Облако ключевых слов *


* - вычисляется автоматически