Теория Аррениуса
n Кислота: HCI D H+ + CI-
n Основание: NaOH D Na+ + OH-
n Амфолит: H2O D H+ + OH-
Zn(OH)2 + 2HCI = ZnCI2 + 2H2O
Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2[Zn(OH)4]
Несоответствие теории Аррениуса
CaO + CO2 = CaCO3
HCI(г) + NH3 = NH4CI
CH3COOH + H2O D CH3COO- + H3O+
CH3COOH + HF D CH3COOH2+ + F-
Протолитическая теория
Определение кислоты и основания включает в себя молекулы и ионы, способные принимать и отдавать H+
n Кислота – донор протонов
n Основание – акцептор протонов
n Амфолит – донор и акцептор протонов
Классификация кислот
n Нейтральные кислоты (HCI, HNO3, CH3COOH, H2SO4, H3PO4)
HCI ® H+ + CI-
n Анионные кислоты (HSO4-, H2PO4-)
H2PO4- ® + HPO42-
n Катионные кислоты (NH4+, H3O+)
NH4+ ® NH3 + H+
Классификация оснований
n Нейтральные (NH3, H2O, C2H5OH)
NH3 + H+ ® NH4+
H2O + H+ ® H3O+
n Анионные (CI-, CH3COO-, OH-)
OH- + H+ ® H2O
CI- + H+ ® HCI
n Катионные (катион гидразина)
NH2 – NH3+ + H+ ® NH3+ – NH3+
Сопряженная протолитическая пара
HCI + NH3 = CI- + NH4+
HCI – кислота
CI- - сопряженное основание;
NH3 – основание
NH4+ - сопряженная кислота
Роль растворителя
Растворитель влияет на проявление кислотных и основных свойств
n Протогенный (вода, спирты, уксусная, серная кислоты, жидкий хлористый водород)
|
|
n Протофильный (вода, спирты, жидкий аммиак, амины)
n Апротонный (бензол, толуол, CCI4, дихлорэтан)
В уксусной кислоте как в растворителе:
HCIO4
HBr
HCI слабые кислоты
H2SO4
HNO3
В жидком аммиаке:
CH3COOH
H2S сильные кислоты
HF
Протолитические реакции
n Диссоциации
n Нейтрализации
n Гидролиза
n Диссоциация воды
Диссоциация воды
H2O D H3O+ + OH-
2H2O D H+ + OH-
В состоянии равновесия
[H+][OH-]
КД(H2O) = --------------
[H2O]
КД(H2O) = 1,8×10-16
[H+][OH-] =КД(H2O)×[H2O]
CM(H2O) = ------ = 55,6
[H+][OH-] = 1,8×10-16 ×55,6 =1×10-14
Ионное произведение воды
n Величина постоянная для растворов кислот, оснований и солей при постоянной температуре
Концентрации [H+] и [OH-] – сопряженные величины
Активная реакция среды выражается концентрацией [H+]
Кислота: [H+] > [OH-] > 1×10-7 (10-6, 10-5)
Основание: [H+] < [OH-] < 1×10-7 (10-8, 10-9)
Водородный показатель
рН = - lg [H+]
Если [H+] = 1×10-5; рН = -lg 10-5 = 5
[OH-] = 1×10-9; рOH = -lg 10-9 = 9
Величины рН и рOH являются сопряженными и в сумме составляют всегда 14. Значения рН могут колебаться от 0 до 14:
0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
--------- ------- --------- ---------------
сильно кислая слабо кислая слабо щелочная сильно щелочная
рН – количественная мера активной реакции среды
Кислотность
n Активная – концентрация ионов водорода в растворе
Среда | рН |
Желудочный сок | 0,9 – 1,1 |
Кровь | 7,36 – 7,40 ± 0,05 |
Слюна | 6,35 – 6,85 |
Молоко | 6,6 – 6,9 |
Слезная жидкость | 7,4 ± 0,1 |
Моча | 4,8 – 7,5 |
CH3COOH D H+ + CH3COO-
n Потенциальная – концентрация нераспавшихся молекул кислоты
n Общая – исходная концентрация или сумма распавшихся и нераспавшихся молекул
Значения рН различных сред организма
|
|
Роль активной реакции среды
n Определяет активность ферментов
n Действие клеточных мембран
n Устойчивость коллоидных растворов организма
n Определение рН необходимо для изучения функционального состояния организма, в лабораторной практике, в технологических процессах, в производстве медикаментов, пищевых продуктов
Методы определения рН
n Колориметрический – основан на изменении цвета раствора в зависимости от реакции среды. При этом используются кислотно-основные индикаторы (обладает невысокой точностью)
n Электрометрический (потенциометрический) – основан на измерении электродных потенциалов
Индикаторы
Сложные органические вещества, которые в химическом плане представляют собой слабые кислоты или основания и обладают способностью изменять свою окраску в зависимости от реакции среды
n Одноцветные (фенолфталеин)
n Двухцветные (лакмус, метиловый оранжевый, метилрот)
Теория Оствальда
n HInd – индикатор-кислота
n IndOH – индикатор-основание
HInd D H+ + Ind-
IndOH D OH- + Ind+
n Изменение окраски индикатора
Метилрот
n Кислота H+: HInd H+ + Ind- красная
n Основание OH-: HInd ® H+ + Ind- желтая
Изменяя реакцию среды, можно влиять на процесс диссоциации и менять соотношение разноокрашенных частиц
Диссоциация индикатора
Индикаторы – слабые электролиты
[H+][Ind-]
Кд = -------------
[HInd]
[HInd]
[H+] = Кд------------
[Ind-]
При [HInd] = [Ind-] – окраска промежуточная, оранжевая
[HInd]
-------- = 1, и тогда
[Ind-]
Индикатор | рК | Область перехода | Переходы окраски |
Метиловый оранжевый | 3,33 | 3,1 – 4,4 | Красная – желтая |
Метиловый красный | 4,98 | 4,2 – 6,2 | Красная – желтая |
Лакмус | 7,00 | 5,0 – 8,0 | Красная – синяя |
Фенолфталеин | 9,10 | 8,0 – 10 | Бесцвет. – малиновая |
[H+] = Кд;
-lg[H+] = -lgКд
рН = рК
То значение рН, при котором количества недиссоциированных молекул равны – точка перехода индикатора (рК)
Значение точек перехода различных индикаторов
Зона перемены окраски индикатора
n Та область значений рН, в которой происходит различимое глазом изменение цвета индикатора
Чем уже эта зона, тем чувствительнее индикатор, тем точнее определение рН. Обычно величина зоны перемены окраски индикатора составляет примерно 2 ед. рН (рН = рК ± 1)
Универсальный индикатор
n Смеси различных индикаторов с разными, но примыкающими друг к другу или перекрывающими зонами перемены окраски
При помощи таких индикаторов удается определять значение рН от 1 до 12, однако точность лежит в пределах 0,5 – 1,0 рН
Безбуферный метод определения рН (метод Михаэлиса)
n Основан на использовании набора одноцветных индикаторов нитрофенолового ряда. Окраска исследуемого раствора сравнивается с образцами этого набора
n Точность метода не превышает 0,1 рН
n Этим методом рН растворов может быть определено в интервалах от 2,8 до 8,4
Буферный метод определения рН
n Основан на сравнении окраски индикатора в исследуемом растворе с цветной шкалой, получаемой добавлением одного индикатора к ряду буферных растворов с различным рН
n Совпадение окраски исследуемого раствора с окраской одного из эталонов указывает на совпадение их рН
n Метод очень трудоемок, редко используется
Недостатки колориметрического метода
n Трудность определения рН мутных и окрашенных растворов
n Субъективные ошибки
n Технические ошибки
n Солевая ошибка
n Индикаторная ошибка
n Белковая ошибка
n Температурная ошибка
Буферные системы
Значение постоянства рН в организме
• Изменение активной реакции среды крови приводит к серьезным нарушениям жизнедеятельности организма
• Продукты | • рН |
• Уксус | • 3,0 |
• Апельсиновый сок | • 2,6 – 4,4 |
• Сок грейпфрута | • 3,2 |
• Томатный сок | • 4,3 |
• Яичный белок | • 8,0 |
• HCI желудочного сока | • 0,9 – 1,1 |
Буферные системы
|
|
Растворы, обладающие свойством достаточно стойко сохранять постоянное значение активной реакции среды как при добавлении кислоты и щелочей, так и при разведении
С точки зрения протонной теории буферными системами являются сопряженные кислотно-основные пары
Классификация буферных систем
• Буферные системы кислотного типа (слабая кислота и соль этой кислоты и слабого основания)
CH3COO-/CH3COOH – ацетатный буфер
• Буферные системы основного типа (слабое основание и соль этого основания и сильной кислоты)
NH4+/ NH4OH – аммиачный буфер
• Анионы многоосновных кислот (анионы кислой и средней или двух кислых солей)
HPO42-/H2PO4- – фосфатный буфер
• Ионы и молекулы амфолитов
R – CH – COO-
| – белковый буфер
NH3+
Вывод формулы рН буферных систем
В растворе имеет место равновесие
CH3COOH D H+ + CH3COO-
[H+][CH3COO-]
Кд = ---------------------
[CH3COOH]
[CH3COOH]
[H+] = КД-----------------
[CH3COO-]
- для уксусной кислоты
Присутствие соли влияет на диссоциацию кислоты
CH3COONa D Na+ + CH3COO- (a = 1)
CH3COOH H+ + CH3COO-
КД(CH3COOH) = 1,8×10-5
[CH3COOH] = Cкислоты
[CH3COO-] = Cсоли
Cкислоты
[H+] = КД ---------------- моль/л
Cсоли
Cкислоты
рН = -lg[H+] = - lgКД – lg ------------------- или
Cсоли
Cсоли
рН = рКа + lg ----------------- – это уравнение Гендерсона-Гассельбаха
Cкислоты
Cсоли
рН = 14 – рКв – lg ----------------
Cоснования
Анализ уравнения Гендерсона-Гассельбаха
рН буферной системы зависит от:
• Константы диссоциации слабой кислоты рКа или основания рКв
• Соотношения концентраций взятых компонентов
• Наиболее эффективно буферная система работает когда концентрации компонентов равны, т.е. когда рН = рК
Механизм действия буферных систем
CH3COOH + CH3COONa
CH3COONa + HCI = CH3COOH + NaCI
Кислота нейтрализуется солью
CH3COOH + NaOH = CH3COONa + H2O
В этом случае щелочь нейтрализуется слабой кислотой. Небольшое изменение в соотношении концентраций слабой кислоты ее соли незначительно изменяет рН