Как найти силу основания

Ещё со школы нам известно, что основаниями называют соединения, где атомы металла связаны с одной или несколькими гидроксогруппами — KOH, Ca(OH)₂ и т. п. Однако понятие «основания» на самом деле шире, и существует две теории оснований — протонная (теория Брёнстеда — Лоури) и электронная (теория Льюиса). Основания и кислоты Льюиса мы рассмотрим в отдельной статье, поэтому возьмём определение из теории Брёнстеда (далее в данной статье — только основания Брёнстеда): Основания (гидроксиды) — это вещества или частицы, способные принимать (отщеплять) протон от кислоты. Согласно такому определению, свойства основания зависят от свойств кислоты — например, вода или уксусная кислота ведут себя как основания в присутствии более сильных кислот:

H₂SO₄ + H₂O ⇄ HSO₄^— + H₃O⁺(катион гидроксония)

H₂SO₄ ⁺ CH₃COOH ⇄ HSO₄^— + CH₃COOH₂⁺

Номенклатура оснований

Названия оснований образуются весьма просто — сначала идёт слово «гидроксид», а затем название металла, который входит в данное основание. Если металл имеет переменную валентность, это отражают в названии.

KOH — гидроксид калия
Ca(OH)₂ — гидроксид кальция
Fe(OH)₂ — гидроксид железа (II)
Fe(OH)₃ — гидроксид железа (III)

Существует также основание NH₄OH (гидроксид аммония), где гидроксогруппа связана не с металлом, а катионом аммония NH₄⁺.

Классификация оснований

Основания можно классифицировать по следующим признакам:

1. По растворимости основания делят на растворимые — щёлочи (NaOH, KOH) и нерастворимые основания (Ca(OH)₂, Al(OH)₃).
2. По кислотности (количеству гидроксогрупп) основания делят на однокислотные (KOH, LiOH) и многокислотные (Mg(OH₂), Al(OH)₃).
3. По химическим свойствам их делят на оснóвные (Ca(OH)₂, NaOH) и амфотерные, то есть проявляющие как основные свойства, так и кислотные (Al(OH)₃, Zn(OH)₂).
4. По силе (по степени диссоциации) различают:
   а) сильные (α = 100 %) – все растворимые основания NaOH, LiOH, Ba(OH)₂, малорастворимый Ca(OH)₂.
   б) слабые (α < 100 %) – все нерастворимые основания Cu(OH)₂, Fe(OH)₃ и растворимое NH₄OH.

Сила оснований

Для оснований можно количественно выразить их силу, то есть способность отщеплять протон от кислоты. Для этого используют константу основности K_b — константу равновесия для реакции между основанием и кислотой, причём в качестве кислоты выступает вода. Чем выше значение константы основности, тем выше сила основания и тем сильнее его способность отщеплять протон. Также вместо самой константы часто используют показатель константы основности pK_b. Например, для аммиака NH₃ имеем:

Получение

1. Взаимодействие активного металла с водой:

2Na + 2H₂O → 2NaOH + H₂

Ca + 2H₂O → Ca(OH)₂ + H₂

Mg + 2H₂O  Mg(OH)₂ + H₂

1. Взаимодействие основных оксидов с водой (только для щелочных и щелочноземельных металлов):

Na₂O + H₂O → 2NaOH,

CaO + H₂O → Ca(OH)₂.

1. Промышленным способом получения щелочей является электролиз растворов солей:

2NaCI + 4H₂O 2NaOH + 2H₂ + CI₂

1. Взаимодействие растворимых солей со щелочами, причем для нерастворимых оснований это единственный способ получения:

Na₂SO₄ + Ba(OH)₂ → 2NaOH + BaSO₄

MgSO₄ + 2NaOH → Mg(OH)₂ + Na₂SO_4.

Физические свойства

Все основания являются твердыми веществами, имеющими различную окраску. В воде нерастворимы, кроме щелочей.

Внимание! Щёлочи являются очень едкими веществами. При попадании на кожу растворы щелочей вызывают сильные долгозаживающие ожоги, при попадании в глаза могут вызвать слепоту. При работе с ними следует соблюдать технику безопасности и пользоваться индивидуальными средствами защиты.

Химические свойства

Химические свойства оснований с точки зрения теории электролитической диссоциации обусловлены наличием в их растворах избытка свободных гидроксид – ионов ОН^—.

1. Изменение цвета индикаторов:

фенолфталеин – малиновый

лакмус – синий

метиловый оранжевый – желтый

1. Взаимодействие с кислотами с образованием соли и воды (реакция нейтрализации):

2KOH + H₂SO₄ → K₂SO₄ + 2H₂O,

^{растворимое}

Mg(OH)₂ + 2HCI → MgCI₂ + 2H₂O.

^{нерастворимое}

1. Взаимодействие с кислотными оксидами:

2KOH + SO₃ → K₂SO₄ + H₂O

1. Взаимодействие с амфотерными оксидами и гидроксидами:

а) при плавлении:

2NaOH + AI₂O₃ → 2NaAIO₂ + H₂O,

NaOH + AI(OH)₃ → NaAIO₂ + 2H₂O.

б) в растворе:

2NaOH + AI₂O₃ +3H₂O → 2Na[AI(OH)₄],

NaOH + AI(OH)₃ → Na[AI(OH)₄].

1. Взаимодействие с некоторыми простыми веществами (амфотерными металлами, кремнием и другими):

2NaOH + Zn + 2H₂O → Na₂[Zn(OH)₄] + H₂

2NaOH + Si + H₂O → Na ₂SiO₃ + 2H₂

1. Взаимодействие с растворимыми солями с образованием осадков:

2NaOH + CuSO₄ → Cu(OH)₂ + Na₂SO₄,

Ba(OH)₂ + K₂SO₄ → BaSO₄ + 2KOH.

1. Малорастворимые и нерастворимые основания разлагаются при нагревании:

Ca(OH)₂ → CaO + H₂O,

Cu(OH)₂  → CuO  + H₂O.

Лекция 5

Кислотность
и основность

органических
соединений

Кислотность и
основность – важнейшие понятия,
определяющие многие фундаментальные
физико-химические свойства и биологическую
активность органических соединений.

Теории кислот и
оснований:

– теория
электролитической диссоциации (Аррениус);

– протолитическая
теория (Бренстед-Лоури, 1923 г.);

– теория Льюиса
(1925 г.).

Протолитическая
теории Бренстеда.
В её основе – перенос протона.

Кислота – это
вещество, способное отдавать протон,

основание –
это вещество, способное присоединять
протон.

Кислота + основание
= сопряженная пара

Кислоты

Кислотами в
принципе являются большинство органических
соединений, т.к. они содержат Н-атомы.

Атом, с которым
связан Н, – центр кислотности. Это могут
быть атомы

C,
O,
N,
S.
Соответственно – CH-,
OH-,
NH-
и SH-кислоты.

Основания

Центрами основности
являются атомы, имеющие неподеленную
пару электронов (n-электроны):
N,
O,
S.

Соответственно
различаются аммониевые,
оксониевые и тиониевые основания
(n-основания).
Это могут быть нейтральные молекулы
или анионы.

Существуют также
π-основания
– соединения с кратными связями или
сопряженной системой π-связей. Они
присоединяют протон, образуя сопряженные
кислоты – π-комплексы.

Количественная
оценка кислотности

Сила кислоты –
это степень сдвига вправо следующего
равновесия:

К_а
– константа кислотности
К_а ↑
– сила кислоты ↑

рК_а
= -lgK_a
– показатель кислотности; рК_а
↑ – сила
кислоты ↓

Количественная
оценка основности

Сила основания
– это степень сдвига вправо следующего
равновесия:

рКвн⁺
– мера силы основания В: рКвн⁺
↑ – сила основания В ↑

Качественная
оценка кислотности и основности

Кислоты

(!)
Сила кислоты определяется устойчивостью
сопряженного основания (аниона). Чем
стабильнее анион, тем сильнее кислота.

Устойчивость
аниона, в свою очередь, зависит от
следующих факторов:

– ЭО и поляризуемость
атома в центре кислотности;

– степень
делокализации (-)-заряда в анионе;

– способность
аниона к сольватации.

Природа атома в
центре кислотности

Ряд увеличения
кислотности:

CH < NH < OH < SH

C,
N,
O
– по возрастанию ЭО;

S-Н
– высокая поляризуемость связи (из-за
большого радиуса S)
и её пониженная прочность; большая
делокализация заряда в анионе.

SH-кислоты
– самые сильные, только они способны
образовывать устойчивые соли с металлами.
Они образуют очень прочные комплексы
с тяжелыми металлами и применяются для
их детоксикации и выведения из организма.

Сопряжение

Делокализация
заряда по сопряженной системе увеличивает
стабильность аниона и соответственно
увеличивает кислотность.

(Объяснить на
примере “этанол – фенол – уксусная
кислота”)

Влияние заместителей

Электроакцепторы
усиливают кислотность;

электронодоноры
её уменьшают

Эффект сольватации

Сольватация
образующего аниона способствует его
устойчивости и увеличивает кислотность.

(!)
Чем меньше размер иона и чем больше в
нем локализован заряд, тем легче он

сольватируется.

Основания

Наиболее сильные
основания – анионы: НО^–,
RO^–,
NH₂^–,
HS^–.

В реакциях с
кислотами нейтральные молекулы образуют
ониевые соли:

Выделяются три
типа органических оснований:

Сила основания
определяется стабильностью образующегося
катиона, а также доступностью неподеленной
пары электронов для присоединения
протона.

На силу основания
влияют те же факторы, что и на силу
кислоты, но направление их действия
противоположно.

Ряд уменьшения
основности:

R-NH-R
> R-O-R
> R-S-R
> π-основания

– основность
оксониевых оснований уменьшается за
счет большей ЭО кислорода;

– тиониевые
основания более слабые, чем оксониевые
потому, что больший

радиус серы
увеличивает длину связи S-H
в катионе, делает её менее прочной

и тем самым
снижает устойчивость катиона.

Амины – наиболее
сильные основания. Они образуют с
кислотами устойчивые соли растворимые
в воде. Это свойство аминов широко
применяется для их выделения и очистки,
а также для получения растворимых
лекарственных форм.

На силу оснований
большое влияние оказывают заместители
у центра основности:

а) электроноакцепторы

Электроноакцепторы
увеличивают (+)-заряд на катионе, уменьшают
его устойчивость и, следовательно,
уменьшают основность.

б) электронодоноры

Электронодоноры
уменьшают (+)-заряд на катионе, увеличивают
его устойчивость и, следовательно,
увеличивают основность.

Включение
неподеленной электронной пары в
сопряженную систему понижает её
доступность для присоединения протона
и снижает основность:

Амиды:
основность по сравнению с аминами резко
снижена, в водных растворах не протонируются
(основность ниже, чем у воды):

Теория кислот и
оснований Льюиса

Кислота – акцептор
электронов;

Основание –
донор электронов

При взаимодействии
кислот и оснований образуются
донорно-акцепторные комплексы:

ИЗМЕНЕНИЕ КИСЛОТНОСТИ
И ОСНОВНОСТИ

ПРИ ДЕЙСТВИИ
РАЗЛИЧНЫХ ФАКТОРОВ

Воздействующие факторы	Кислотность	Основность
Электроотрицательность центрального атома	↑	↑	↓
↓	↓	↑
Сопряжение центрального атома	↑	↓
Заместители – электроноакцепторы	↑	↓
Заместители – электронодоноры	↓	↑
Сольватация образующегося аниона	↑

ЛИТЕРАТУРА:

Основная

1. Белобородов
В.Л., Зурабян С.Э., Лузин А.П., Тюкавкина
Н.А. – Органическая химия (основной
курс) – Дрофа, М., 2003 г., с. 138 – 157.

Дополнительная

1.Н.А.Тюкавкина,
Ю.И.Бауков – Биоорганическая химия –
ДРОФА, М.,

2007 г., с.100-111.

11.08.09

9

Соседние файлы в предмете Химия

• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #

Как определить сильное основание

Сильное основание – неорганическое химическое соединение, образованное гидроксильной группой -ОН и щелочным (элементы I группы периодической системы: Li, K, Na, RB, Cs) или щелочноземельным металлом (элементы II группы Ba, Ca). Записываются в виде формул LiOH, KOH, NaOH, RbOH, CsOH, Са(ОН) ₂, Ва(ОН) ₂.

Вам понадобится

• выпарительная чашка
• горелка
• индикаторы
• металлический стержень
• Н₃РО₄

Инструкция

Сильные основания проявляют химические свойства, характерные для всех гидроксидов. Наличие щелочей в растворе определяется по изменению окраски индикатора. К пробе с исследуемым раствором добавьте метилоранж, фенолфталеин или опустите лакмусовую бумажку. Метилоранж дает желтую окраску, фенолфталеин – пурпурную, а лакмусовая бумага окрашивается в синий цвет. Чем сильнее основание, тем интенсивнее окрашивается индикатор.

Если необходимо узнать какие именно щелочи вам представлены, то проведите качественный анализ растворов. Наиболее распространенные сильные основания – гидроксиды лития, калия, натрия, бария и кальция. Основания вступают в реакцию с кислотами (реакции нейтрализации) с образованием соли и воды. При этом можно выделить Са(ОН) ₂, Ва(ОН) ₂ и LiOH. При взаимодействии с ортофосфорной кислотой образуются нерастворимые осадки. Остальные гидроксиды осадков не дадут, т.к. все соли К и Na растворимы.
3 Са(ОН) ₂ + 2 Н₃РО₄ –→ Ca₃(PO₄)₂↓+ 6 H₂О

3 Ва(ОН) ₂ +2 Н₃РО₄ –→ Ва₃(PO₄)₂↓+ 6 H₂О

3 LiOH + Н₃РО₄ –→ Li₃РО₄↓ + 3 H₂О
Процедите их и высушите. Внесите высушенные осадки в пламя горелки. По изменению окраски пламени можно качественно определить ионы лития, кальция и бария. Соответственно вы определите где какой гидроксид. Соли лития окрашивают пламя горелки в карминово-красный цвет. Соли бария – в зеленый, а соли кальция – в малиновый.

Оставшиеся щелочи образуют растворимые ортофосфаты.

3 NaOH + Н₃РО₄–→ Na₃РО₄ + 3 H₂О

3 KOH + Н₃РО₄–→ K₃РО₄ + 3 H₂О

Необходимо выпарить воду до сухого остатка. Выпаренные соли на металлическом стержне поочередно внесите в пламя горелки. Там, где находится соль натрия – пламя окрасится в ярко-желтый цвет, а ортофосфат калия – в розово-фиолетовый. Таким образом имея минимальный набор оборудования и реактивов вы определили все данные вам сильные основания.

Войти на сайт

или

Забыли пароль?
Еще не зарегистрированы?

Константы кислотности и основности

Константа равновесия является количественной характеристикой силы кислоты или основания. Количественно кислотность вычисляют по отношению к воде. При этом мерой кислотности выступает константа равновесия реакции (константа кислотности) $Ka$. Для выражения $A ↔ B + H^+$ константа кислотности равна:

Стандартное равновесие имеет вид: $H_3O^+ ↔ H_2O + H^+$, $Ka = 1$. Тогда для любого кислотно — основного процесса:

$A_1 + B_2 ↔ A_2 + B_1$

При взаимодействии с водой любой кислоты $A$ константы равновесия соответствуют приведенным в справочной литературе значениям:

$A + H_2O ↔ H_3O^+ + B^-$

• для многоосновных кислот, последовательно отдающих несколько протонов, первая константа кислотности всегда выше последующих;

• для оксокислот (группы $-OH$ присоединены к одному и тому же атому) $pK_{a2}$ обычно больше $pK_{a1}$ на $5$.

На рис. 1 отображено содержание разных ионов ортофосфорной кислоты как функция $pH$, $x_i$ – доля данного иона в смеси.

При небольших значениях $pH$ доля иона ${PO}^{3-}_4$ очень мала, но при $pH > pKa1$ этот ион начинает доминировать. Протонированные ионы, в основном, присутствуют в растворе, когда $pH$ имеет промежуточное между соответствующими $pKa$ значение.

«Сила кислот и оснований» 👇

Константа основности рассчитывается исходя из соотношения:

$B + H_2O ↔ A +OH^-$

Константу кислотности можно связать с константой основности соотношением:

$pKa + pKb = 14.$

Чем сильнее будет сопряженная кислота, тем слабее сопряженное основание. Величине рКa соответствует значение –$lgKa.$

Кислота считается сильной, если $pKa

$HA + H_2O = +A^-$ будут идти практически до конца и кислотные свойства определяются исключительно свойствами $H_3O^+.$

Основание является в водном растворе сильным, если $pKb

Значения $pKa$ для слабых кислот лежат в интервале $sim 2-15,7$.

Автопротолиз воды

Равновесие автопротолиза воды имеет вид:

Для данной реакции термодинамическая константа равновесия установлена экспериментально. При температуре $298 K$ она равна:

$K = [H_3O^+][OH^-] = 1 cdot 10^{-14}$

Данную константу равновесия называют ионным произведением воды $Kw.$

Согласно протолитической теории, константа равновесия реакции автопротолиза равна константе кислотности воды $Ka (H_2O).$ Исходя из величины $Kw$, определяется шкала $pH$:

Гидролиз

Согласно теории Бренстеда — Лоури, гидролиз солей можно рассматривать как частный случай кислотно — основного равновесия. Гидролиз — обменное взаимодействие ионов с водой, протекающее с изменением $pH$.

Гидролиз по аниону представлен уравнением:

Константа гидролиза $Kr$ является константой основности сопряженного основания $CH_3COO^-.$

Гидролиз по каниону представлен уравнением:

В данном примере константа гидролиза является константой кислотности сопряженной кислоты $[Fe(H_2O)_6]^{3+}.$

Чем сильнее гидролиз по аниону, тем слабее кислота. Чем сильнее гидролиз по катиону, тем слабее основание.Равновесие гидролиза практически всегда смещено влево, при $Kr ≪ 1$. Наличие гидролиза можно определить по изменению $pH$ раствора.

Гидролиз усиливается при:

• нагревании;
• разбавлении;
• добавлении веществ, связывающих ионы $OH^-$ или $H_3O^+.$