Студент бакалавриата
  1. Общая химия  1.1. Введение в Химию  1.2. Структура атома  1.2.1. Субатомные частицы  1.2.2. Атомная модель  1.2.3. Квантовые числа  1.2.4. Электронная конфигурация  1.2.5. Периодические тенденции  1.2.6. Изотопы и их применения  1.3. Химическая связь  1.3.1. Ионная связь  1.3.2. Ковалентные связи  1.3.3. Металлическая связь  1.3.4. Гибридизация  1.3.5. Молекулярная геометрия и теория ВЕСЗР  1.3.6. Полярность связи и дипольный момент  1.4. Стехиометрия  1.4.1. Понятие моль  1.4.2. Эмпирическая и молекулярная формула  1.4.3. Ограничивающий реагент и избыток реагента  1.4.4. Процентный выход и чистота  1.4.5. Расчет разведения  1.5. Состояния вещества  1.5.1. Газовые законы  1.5.2. Материя и межмолекулярные силы  1.5.3. Твёрдые тела и кристаллические структуры  1.5.4. Диаграмма фаз  1.5.5. Плазма и сверхкритическая жидкость  1.6. Химические реакции  1.6.1. Типы химических реакций  1.6.2. Балансировка химических уравнений  1.6.3. Термохимические реакции  1.6.4. Энергетические профили реакций  1.7. Растворы и смеси  1.7.1. Единицы измерения концентрации  1.7.2. Свойства синдрома  1.7.3. Растворимость и правила растворимости  1.7.4. Закон Генри и Закон Рауля  1.7.5. Partition coefficient  1.8. Химическое равновесие  1.8.1. Закон действия масс  1.8.2. Принцип Ле Шателье  1.8.3. Реакционный коэффициент  1.8.4. Чтобы воспользоваться этим онлайн-калькулятором для расчета константы равновесия, введите константу равновесия (Eq.) и нажмите кнопку расчета. Вот как можно объяснить расчет константы равновесия с заданными входными значениями -> 0.05 = 0.05/0.  1.8.5. Кислотно-щелочной баланс  1.9. Кислоты и основания  1.9.1. Определения Аррениуса, Брёнстеда–Лоури и Льюиса  1.9.2. pH и pOH  1.9.3. Титрование кислоты и основания  1.9.4. Буферный раствор  1.9.5. Кислотно-основной индикатор  1.9.6. Полипротные кислоты и основания  1.10. Электрохимия  1.10.1. Окислительно-восстановительные реакции  1.10.2. Гальванические и Электролитические Элементы  1.10.3. Уравнение Нернста  1.10.4. Электролиз  1.10.5. Законы электролиза Фарадея  1.11. Термодинамика  1.11.1. Законы термодинамики  1.11.2. Enthalpy, entropy and Gibbs free energy  1.11.3. Спонтанность реакций  1.11.4. Термодинамические циклы (закон Гесса, цикл Карно)  1.12. Кинетика  1.12.1. Закон скорости и порядок реакции  1.12.2. Энергия активации и катализаторы  1.12.3. Collision theory  1.12.4. Механизм реакции  1.12.5. Теория переходного состояния
  2. Органическая химия  2.1. Структура и взаимосвязь  2.1.1. Гибридизация в углеродных соединениях  2.1.2. Резонанс и ароматизация  2.1.3. Molecular orbitals  2.1.4. Индуктивные и мезомерные эффекты  2.2. Углеводороды  2.2.1. Углеводороды  2.2.2. Алкены  2.2.3. Алкины  2.2.4. Ароматические соединения  2.2.5. Циклоалканы и Конформация  2.3. Функциональная группа  2.3.1. Алкоголи и фенолы  2.3.2. Эфиры и эпоксиды  2.3.3. Альдегиды и кетоны  2.3.4. Карбоновые кислоты и их производные  2.3.5. Aмин  2.3.6. Сложные эфиры и амиды  2.3.7. Тиолы и сульфиды  2.4. Стереохимия  2.4.1. Изомерия в стереохимии  2.4.2. Хиральность и оптическая активность  2.4.3. Структурный анализ  2.4.4. Диастереомеры и энантиомеры  2.5.1. Реакции замещения  2.5.2. Реакции элиминирования  2.5.3. Реакции присоединения  2.5.4. Радикальные реакции  2.5.5. Реакции перегруппировки  2.5.6. Перицветные реакции  2.6. Спектроскопия и структурный анализ  2.6.1. Инфракрасная спектроскопия  2.6.2. Ядерный магнитный резонанс  2.6.3. Масс-спектрометрия  2.6.4. УФ-видимая спектроскопия  2.6.5. Рентгеновская кристаллография  2.7. Химия полимеров  2.7.1. Полимеры добавления и конденсации  2.7.2. Механизм полимеризации  2.7.3. Биоразлагаемый полимер  2.7.4. Проводящие и умные полимеры
  3. Неорганическая химия  3.1. Координационная химия  3.1.1. Лиганды и координационные соединения  3.1.2. Теория кристаллического поля  3.1.3. Теория молекулярных орбиталей в координационных соединениях  3.1.4. Искажение Яна–Тейлора  3.2. Main Group Chemistry  3.2.1. Щелочные и щелочноземельные металлы  3.2.2. Галогены и благородные газы  3.2.3. Переходные металлы и их комплексы  3.2.4. Лантаниды и актиниды  3.3. Solid state chemistry  3.3.1. Кристаллические решетки и элементарные ячейки  3.3.2. Дефекты в твердых телах  3.3.3. Электрические и магнитные свойства  3.3.4. Сверхпроводимость  3.4. Биоорганическая химия  3.4.1. Ионы металлов в биологии  3.4.2. Энзиматические реакции с металлами  3.4.3. Отравление металлами и детоксикация  3.4.4. Металлопротеины и Металлоэнзимы
  4. Физическая химия  4.1. Квантовая химия  4.1.1. Дуализм волны и частицы  4.1.2. Уравнение Шрёдингера  4.1.3. Квантовые числа и орбитали  4.1.4. Атомная и молекулярная спектроскопия  4.2. Statistical mechanics  4.2.1. Распределение Максвелла-Больцмана  4.2.2. Функции разложения  4.2.3. Статистика Бозе–Эйнштейна и Ферми–Дирака  4.3. Химическая термодинамика  4.3.1. Энергия Гиббса  4.3.2. Фазовый переход  4.3.3. Термодинамическая эффективность  4.4. Поверхностная химия  4.4.1. Абсорбция и катализ  4.4.2. Коллоиды и эмульсии
  5. Аналитическая химия  5.1. Classical methods  5.1.1. Гравиметрический анализ  5.1.2. титриметр  5.2. Инструментальные методы  5.2.1. Хроматография  5.2.2. Спектроскопия  5.2.3. Электроанализаторные методы  5.2.4. Рентгеновская дифракция
  6. Промышленная химия  6.1. Нефтехимия  6.2. Принципы химической инженерии  6.3. Зеленая химия  6.4. Фармацевтика и синтез лекарств
  7. Биохимия  7.1. Углеводы  7.2. Белки и ферменты  7.3. Липиды и мембраны  7.4. Нуклеиновые кислоты  7.5. Метаболизм и биоэнергетика  7.6. Кинетика и механизм ферментов

Студент бакалавриата → Общая химия → Кислоты и основания ↓


Полипротные кислоты и основания


Полипротные кислоты и основания — это увлекательная и важная тема в общей химии. Чтобы понять нюансы кислотно-основной химии, важно понимать, как ведут себя эти вещества. В этой статье будет объяснено, что такое полипротные кислоты и основания, их уникальные свойства и их важность в химических реакциях и повседневных приложениях.

Определение и характеристики

Полипротная кислота — это кислота, которая может отдавать более одного протона (H+) на молекулу. В химии эти кислоты претерпевают несколько стадий диссоциации, каждая из которых характеризуется константой диссоциации. Аналогично, полипротная основа может принимать более одного протона, претерпевая несколько стадий ассоциации.

Наиболее распространенные примеры полипротных кислот включают:

  • Серная кислота (H2SO4)
  • Угольная кислота (H2CO3)
  • Фосфорная кислота (H3PO4)

Эти кислоты проявляют интересное поведение, так как каждый диссоциационный протон имеет свою собственную кислотность, и равновесия диссоциации этих соединений взаимосвязаны. Давайте рассмотрим их дальше через иллюстративные уравнения и примеры.

Визуализация концепции: разделение полипротных кислот

Возьмем в качестве примера фосфорную кислоту (H3PO4):

H3PO4 ⇌ H+ + H2PO4- (первая диссоциация)
H2PO4- ⇌ H+ + HPO42- (вторая диссоциация)
HPO42- ⇌ H+ + PO43- (третья диссоциация)
H3PO4 H2PO4- HPO42- PO43-

Эта визуальная репрезентация помогает понять последовательный характер диссоциации протонов от фосфорной кислоты. Важно подчеркнуть разницу между каждой стадией, чтобы понять концепцию полипротного поведения.

Каждая диссоциация имеет свою собственную константу равновесия

Каждая стадия диссоциации в полипротной кислоте связана с определенной константой равновесия, называемой Ka1, Ka2 и Ka3 для первой, второй и третьей диссоциаций соответственно. Как правило, Ka1 > Ka2 > Ka3, что указывает на то, что каждый последующий протон труднее удалить.

Рассмотрим угольную кислоту (H2CO3) как другой пример:

H2CO3 ⇌ H+ + HCO3- (KA1)
HCO3- ⇌ H+ + CO32- (KA2)

Значения Ka1 и Ka2 для угольной кислоты важны для понимания биологических систем, таких как кислотные дожди и буферизация крови человека.

Важность pH в растворах полипротных кислот

Уникальным аспектом полипротных кислот является то, что они влияют на pH при разных концентрациях и стадиях равновесия. Например, при растворении в воде серная кислота (H2SO4) сначала полностью диссоциирует, чтобы обеспечить высокую концентрацию ионов водорода:

H2SO4 → H+ + HSO4-

Именно последующее разложение на HSO4- и SO42- отличает серную кислоту как сильную кислоту, и ее первая диссоциация обычно гораздо более энергичная, чем результаты, наблюдаемые с слабыми кислотами.

Практические приложения полипротных кислот и оснований

Понимание полипротных кислот и оснований необходимо для многих реальных применений:

  • Буферные системы: Полипротные кислоты, такие как система угольной кислоты-бикарбоната, играют важную роль в поддержании стабильности pH в биологических системах.
  • Химия почвы: Фосфорная кислота является основным компонентом удобрений, которые обеспечивают растения жизненно важными питательными веществами.
  • Промышленные процессы: Серная кислота является основой производственных процессов, включая производство удобрений, взрывчатых веществ и очистку нефти.

Роль полипротных оснований

Как и полипротные кислоты высвобождают несколько протонов, полипротные основания могут принимать более одного протона. Примером полипротной основы является ион карбоната (CO32-), который может принимать протон для образования бикарбоната (HCO3-) и, в конечном итоге, угольной кислоты.

CO32- + H+ ⇌ HCO3-
HCO3- + H+ ⇌ H2CO3

Заключение

Изучение полипротных кислот и оснований является фундаментальным аспектом химии, который требует понимания последовательной диссоциации и их равновесия. Понимание того, как каждый этап диссоциации влияет на pH и реактивность, помогает химикам и студентам оценить широкие приложения этих соединений как в природном, так и в промышленном мирах.

Уникальные свойства полипротных веществ определяют их роль в различных химических процессах, которые являются неотъемлемыми как для понимания, так и для применения в областях, связанных с химией.


Студент бакалавриата → 1.9.6


U
username
0%
завершено в Студент бакалавриата

← Предыдущий (1.9.5)
Кислотно-основной индикатор
Следующий (1.10) →
Электрохимия

Комментарии 



Полипротные кислоты и основания

https://www.chemistryelite.com/ug/1.9.6?ceal=ru