Кислоты и основания как равновесная система

8 заданий

Кислота отдаёт протон, основание принимает

Почему раствор аммиака щелочной, хотя в молекуле \(\ce{NH3}\) нет ни одной группы \(\ce{OH}\)? Ответ дал в 1923 году Йоханнес Брёнстед: дело не в гидроксид-ионах, а в протонах.

bookmarkКислоты и основания по Брёнстеду

Кислота — частица, отдающая протон \(\ce{H+}\); основание — частица, принимающая его. Реакция кислоты с основанием — перенос протона.

\[\ce{NH3 + H2O <=> NH4+ + OH-}\]

Аммиак принимает протон у воды — он основание; вода отдаёт протон — здесь она кислота. Отдав протон, кислота превращается в сопряжённое основание, приняв — основание превращается в сопряжённую кислоту: \(\ce{NH4+}\)/\(\ce{NH3}\) и \(\ce{H2O}\)/\(\ce{OH-}\) — две сопряжённые пары.

Некоторые частицы могут и отдавать, и принимать протон — их называют амфолитами: вода, \(\ce{HCO3-}\), \(\ce{H2PO4-}\), аминокислоты. С уксусной кислотой вода — основание, с аммиаком — кислота.

infoИз истории

Первую теорию кислот и оснований в растворах предложил Сванте Аррениус в диссертации 1884 года: кислоты дают в воде ионы \(\ce{H+}\), основания — \(\ce{OH-}\). Идея, что молекулы распадаются на ионы сами, без тока, казалась экзаменаторам столь сомнительной, что диссертацию оценили по низшему проходному разряду; через 19 лет за ту же теорию Аррениус получил Нобелевскую премию (1903). Более общую теорию — перенос протона — в 1923 году независимо предложили датчанин Йоханнес Брёнстед и англичанин Томас Лоури.

Константы кислотности и основности

Насколько охотно кислота отдаёт протон воде, показывает константа кислотности:

\[\ce{HA + H2O <=> H3O+ + A-}, \qquad K_a = \frac{[\ce{H3O+}][\ce{A-}]}{[\ce{HA}]}, \qquad \mathrm{p}K_a = -\lg K_a.\]

Вода — растворитель, её в константу не пишут. Концентрации — в моль/л, отнесённые к \(c^\circ = 1\) моль/л. Меньше \(\mathrm{p}K_a\) — сильнее кислота.

Для основания так же вводят \(K_b\): \(\ce{B + H2O <=> BH+ + OH-}\). Перемножим константы сопряжённой пары — всё лишнее сократится:

\[K_a(\ce{BH+})\cdot K_b(\ce{B}) = [\ce{H+}][\ce{OH-}] = K_w = 1{,}0\cdot10^{-14} \quad (25\ ^\circ\text{C}).\]

Сильная кислота — слабое сопряжённое основание, и наоборот.

Шкала pKa при 25 °C: сверху кислоты, снизу сопряжённые с ними основания; чем левее кислота, тем она сильнее, а её основание слабее — Шкала \(\mathrm{p}K_a\) при 25 °C: сверху кислоты, снизу сопряжённые с ними основания; чем левее кислота, тем она сильнее, а её основание слабее

Сила и концентрация

«Сильная» и «концентрированная» — разные слова. В 0,10 М соляной кислоте все молекулы \(\ce{HCl}\) отдали протоны, pH = 1,00. В 0,10 М уксусной — лишь 1,3 %, pH = 2,88. Концентрации одинаковы, силы разные. А 12 М уксусная кислота — концентрированная, но по-прежнему слабая.

infoВыравнивающее действие воды

\(\ce{HCl}\), \(\ce{HBr}\), \(\ce{HClO4}\) в воде отдают протон нацело, и в разбавленных растворах их не различить: сильнейшая кислота, которая может существовать в воде, — \(\ce{H3O+}\). Различить их силу можно в менее основном растворителе, например в безводной уксусной кислоте.

push_pinГлавное

Кислота — донор протона, основание — акцептор (Брёнстед); отдав протон, кислота превращается в сопряжённое основание. Сила кислоты — это \(K_a\) (или \(\mathrm{p}K_a = -\lg K_a\)), а не концентрация. Для сопряжённой пары \(K_aK_b = K_w\): чем сильнее кислота, тем слабее её основание. В воде все сильные кислоты выравниваются до \(\ce{H3O+}\).

Закрепите теорию: 8 заданий с проверкой и подсказками, урок зачитывается от 70 %.