В загальномувипадку, кислотно-основна реакція може розглядатися як

Люїс розширив поняття кислотно-основних взаємодій на всі хімічні процеси (включаючи процеси в розплавних системах, зокрема магматичних. Згідно із визначенням Люїса: Кислоти приймають електронні пари, основи дають електронні пари. Ця модель придатна для неводних систем

Існує декілька теорій кислотності, що формувалися історично по мірі розвитку нашого розуміння природи кислотно-основних взаємодій.

Гідроген-іон (протон) і гідроксил-іон.

Кислотно-лужні взаємодії у водних розчинах

Більшість неорганічних сполуки в мінеральній і розчинній формі та органічних сполук можуть бути класифіковані як кислоти або основи. Вони відіграють важливу роль у формуванні мінерального складу порід різного походження та життєво важливі в біосфері. Діяльність людини тільки збільшує різноманітність сполук, включаючи промислові і сільськогосподарські продукти в геохімічні системи. Біологічні системи дуже чутливі до кислотно-основного балансу і розуміння того, яким чином він підтримується у природі є важливим в діяльності еколога.

Різні форми розчиненої речовини (іони, недисоційовані молекули) знаходяться в розчині в рівновазі одне з одним: швидкість дисоціації молекул на іони дорівнює швидкості утворення молекул з іонів.

Вода в дуже малій степені дисоціює за рівнянням:

Н₂О ↔ Н⁺ + ОН^-

Так як ступінь дисоціації води дуже мала, можна прийняти активність води постійною, тоді в чистій воді [Н⁺]=[ОН^-].

При 25°С ступінь дисоціації води α=1,8·10^-9. Оскільки в 1 л води міститься 55,5 моль Н₂О (1000: 18), то концентрація іонів буде рівною:

[Н⁺]=[ОН^-]=1,8·10^-9 · 55,5=10^-7.

[Н⁺]=[ОН^-]=10^-7 моль/л

Константа рівноваги дисоціації води К _w= [Н⁺] [ОН^-]=10^-14 – величина постійна при даній температурі.

K_w= a _H+ a _OH-

Постійність величини К _w (при Т=сonst) дозволяє стверджувати, що при збільшені в розчині концентрації іонів Н+ (розчинення кислоти) відбувається зменшення концентрації іонів ОН^-. Розчинення у воді основи веде до збільшення концентрації гідроксильних іонів та пониження концентрації іонів Н⁺.

Отже, [Н⁺]=[ОН^-]=10^-7 моль/кг є умовою нейтральності розчину, а виконання умови [Н⁺]>10^-7 моль/л вказує на кислотність середовища.

Водневий показник pH – величина, що характеризує активність H⁺ та чисельно дорівнює від’ємному десятковому логарифму цієї активності (в m)

рН = - lg а _H+.

Так як розчин нейтральний при а _H+.= 10^-7, то і а _ОH-.= 10^-7, то рН в точці нейтральності рівняється 7. Для кислотних розчинів а _H+.> 10^-7, тобто рН < 7. Для лужних розчинів а _H+.< 10^-7, тобто рН > 7.

Найбільш раннім є визначення Ареніуса: кислоти дають H⁺ у водні розчини; основи дають OH^-.

¡ HCl (кислота) + NaOH(основа)= NaCl(сіль) + H₂O(вода)

Вивчення органічних речовин дозволило розширити це поняття. За визначенням Бронстед-Лоурі: Кислоти дають H⁺; основи приймають H⁺.

¡ HCl (кислота) + NaOAc(основа) = NaCl (основа) + HOAc(кислота)

· 2MgO(основа) + SiO₂ (кислота) = Mg₂SiO₄

· CO₂ (кислота) + H₂O(основа) = HCO₃(основа) ^- + H⁺(кислота)

· Fe³⁺ (кислота) + H₂O(основа) = Fe(OH)₂⁺(основа) + H⁺(кислота)

Дата добавления: 2014-01-07