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


Введение в кислоты и основания

Кислоты и основания — фундаментальные концепции в химии, которые важны для понимания химических реакций как в лаборатории, так и в природе. Эти вещества обладают различными свойствами и участвуют в различных химических процессах.

Основные определения

Кислота

Кислота — это, как правило, вещество, которое может отдавать протон (H+ ион) или принимать электронную пару в реакциях. Традиционное определение кислоты происходит из концепции Аррениуса, которая утверждает, что кислота — это вещество, которое увеличивает концентрацию ионов водорода (H+), когда растворяется в воде. Более общее определение, данное теорией Бренстеда-Лоури, описывает кислоту как вещество, которое может отдавать протон другому веществу.

Основания

Основание — это вещество, которое может принимать протон или отдавать электронную пару в реакциях. По определению Аррениуса, основание — это вещество, которое увеличивает концентрацию ионов гидроксида (OH-) при растворении в воде. Теория Бренстеда-Лоури аналогичным образом расширяет это, определяя основание как вещество, которое может принимать протон.

Свойства кислот и оснований

Свойства кислот

  • Кислоты обычно имеют кислый вкус.
  • Они окрашивают синюю лакмусовую бумагу в красный цвет.
  • Они реагируют с металлами, такими как цинк и магний, с образованием водорода (H 2).
  • Кислоты реагируют с основаниями с образованием соли и воды, этот процесс называется нейтрализацией.
  • В водном растворе кислоты проводят электрический ток за счет высвобождения ионов.

Свойства оснований

  • Основания имеют горький вкус и на ощупь мыльные.
  • Они окрашивают красную лакмусовую бумагу в синий цвет.
  • Основания реагируют с кислотами с образованием соли и воды.
  • В водных растворах они проводят электрический ток за счет присутствия ионов.

Принципы кислот и оснований

Теория Аррениуса

Шведский ученый Аррениус впервые определил кислоты и основания с точки зрения их диссоциации в воде. Согласно Аррениусу:

  • Кислоты: Вещества, которые диссоциируют в воде с образованием ионов водорода (H+). 
     HCl (aq) → H+ (aq) + Cl- (aq)
  • Основания: Вещества, которые диссоциируют в воде с образованием ионов гидроксида (OH -). 
     NaOH (aq) → Na+ (aq) + OH- (aq)

Теория Бренстеда-Лоури

Продолжая работу Аррениуса, теория Бренстеда-Лоури определяет:

  • Кислота: Донор протонов (H+).
  • Основание: Принимает протон.

Например, в реакции между аммиаком и водой:

 NH3 (aq) + H2 O (l) ⇌ NH4 + (aq) + OH- (aq)

Здесь вода действует как кислота, отдавая протоны аммиаку, который действует как основание, принимая протоны.

Теория Льюиса

Дальнейшее развитие понимания кислот и оснований происходит из теории Льюиса, согласно которой:

  • Кислота: Акцептор электронной пары.
  • Основание: Донор электронной пары.

Это определение является широким и включает в себя гораздо больше веществ, таких как кислоты и основания. Например, в образовании комплекса аммиак-борной трифторид:

 NH3 + BF3 → NH3 BF3

Аммиак отдает электронную пару борному трифториду, делая аммиак основанием Льюиса и борный трифторид кислотой Льюиса.

Шкала рН

Шкала pH — это мера кислотности или щелочности раствора. Шкала варьируется от 0 до 14, где:

  • pH 7: Нейтральный (например, чистая вода).
  • pH ниже 7: Кислый.
  • pH выше 7: Щелочной (или щелочной).

Шкала pH является логарифмической, что означает, что изменение каждого целого числа представляет собой десятикратное изменение концентрации ионов водорода. Формула для расчета pH:

 pH = -log[H+]
0 7 14 Кислотный Нейтральный Основной

Кислотно-основные реакции

Кислотно-основные реакции являются фундаментальными для химии и включают обмен протонами. Такие реакции обычно приводят к образованию соли и воды. Классическим примером является реакция между соляной кислотой и гидроксидом натрия:

 HCl (aq) + NaOH (aq) → NaCl (aq) + H2 O (l)

Здесь H+ из соляной кислоты соединяется с OH– из гидроксида натрия с образованием воды, и Na+ соединяется с Cl– с образованием хлорида натрия.

Буфер

Буферы — специальные растворы, которые противостоят изменениям своего pH при добавлении кислот или оснований. Они важны для поддержания pH биологических систем. Например, человеческая кровь представляет собой буферную систему, где баланс угольной кислоты и бикарбоната:

 H2 CO3 ⇌ HCO3 - + H+

Визуализация концепций

Кислота Основание

На приведенной выше иллюстрации показано, как кислота может передавать протон (показан движущимся вправо), который принимается основанием.

Заключение

Понимание концепций кислот и оснований важно в химии, поскольку они играют жизненно важную роль в широком диапазоне химических реакций. От простого процесса нейтрализации до поддержания биологического уровня pH, кислоты и основания существенно влияют на химическое поведение. Общие теории - Аррениуса, Бренстеда-Лоури и Льюиса - предоставляют несколько точек зрения, через которые эти вещества могут быть поняты, что позволяет широко исследовать их поведение и характеристики.


Студент бакалавриата → 1.9


U
username
0%
завершено в Студент бакалавриата

← Предыдущий (1.8.5)
Кислотно-щелочной баланс
Следующий (1.9.1) →
Определения Аррениуса, Брёнстеда–Лоури и Льюиса

Комментарии 



Кислоты и основания

https://www.chemistryelite.com/ug/1.9?ceal=ru