Кислотно-основная реакция

«Кислотно-щелочной» перенаправляется сюда. О химических веществах, которые могут вести себя как кислоты или основания, см. амфотеризм .

Продолжительность: 22 секунды. 0:22

Видео реакции газообразной соляной кислоты и аммиака (основания) с образованием белого хлорида аммония

В химии кислотно -основная реакция — это химическая реакция , происходящая между кислотой и основанием . Его можно использовать для определения pH методом титрования . Несколько теоретических основ предлагают альтернативные концепции механизмов реакций и их применения для решения связанных проблем; они называются кислотно-основными теориями, например кислотно-основная теория Брёнстеда-Лоури .

Их важность становится очевидной при анализе кислотно-основных реакций для газообразных или жидких веществ или когда кислотный или основной характер может быть несколько менее очевиден. Первую из этих концепций предложил французский химик Антуан Лавуазье около 1776 года.

Важно думать о моделях кислотно-основных реакций как о теориях, дополняющих друг друга. Например, текущая модель Льюиса имеет самое широкое определение того, что такое кислота и основание, при этом теория Брёнстеда-Лоури является подмножеством того, что такое кислоты и основания, а теория Аррениуса является наиболее ограничительной.

Определения кислотно-основного характера

Историческое развитие

Понятие о кислотно-основной реакции было впервые предложено в 1754 году Гийомом-Франсуа Руэлем , который ввёл в химию слово « основание » для обозначения вещества, которое реагирует с кислотой, придавая ей твёрдую форму (в виде соли). Базы в основном горькие по своей природе.

Кислородная теория кислот Лавуазье.

Первая научная концепция кислот и оснований была предложена Лавуазье примерно в 1776 году. Поскольку знания Лавуазье о сильных кислотах ограничивались в основном оксокислотами , такими как HNO ₃ ( азотная кислота ) и H ₂ SO ₄ ( серная кислота ), которые имеют тенденцию содержать центральные атомы в высоких степенях окисления, окруженные кислородом, и поскольку ему не был известен истинный состав галоидоводородных кислот ( HF , HCl , HBr и HI ), он определил кислоты с точки зрения содержания в них кислорода , которые он на самом деле назвал от греческих слов, означающих «кислотообразующие» (от греческого ὀξύς (oxys) «кислота, острый» и γεινομαι (geinomai) «рождающий»). Определение Лавуазье сохранялось более 30 лет, до статьи 1810 года и последующих лекций сэра Хамфри Дэви , в которых он доказал отсутствие кислорода в сероводороде ( H ₂ S ), теллурид водорода ( H ₂ Te ) и галоидоводородные кислоты . Однако Дэви не удалось разработать новую теорию, заключив, что «кислотность зависит не от какого-то конкретного элементарного вещества, а от своеобразного расположения различных веществ». Одна заметная модификация теории кислорода была предложена Йёнсом Якобом Берцелиусом , который заявил, что кислоты представляют собой оксиды неметаллов, а основания — оксиды металлов.

Водородная теория кислот Либиха

В 1838 году Юстус фон Либих предположил, что кислота — это водородсодержащее соединение, водород которого можно заменить металлом. Это новое определение было основано на его обширной работе по химическому составу органических кислот , завершившей доктринальный сдвиг от кислот на основе кислорода к кислотам на основе водорода, начатый Дэви. Определение Либиха, хотя и было полностью эмпирическим, использовалось почти 50 лет до принятия определения Аррениуса.

Определение Аррениуса

Сванте Аррениус

Первое современное определение кислот и оснований в молекулярных терминах было предложено Сванте Аррениусом . Водородная теория кислот возникла из его работы 1884 года с Фридрихом Вильгельмом Оствальдом по установлению присутствия ионов в водных растворах и привела к тому, что Аррениус получил Нобелевскую премию по химии в 1903 году.

По определению Аррениуса:

• Кислота Аррениуса – это вещество, которое ионизируется в воде с образованием ионов водорода ( ЧАС ⁺ ); то есть кислота увеличивает концентрацию H ⁺ ионы в водном растворе.

Это вызывает протонирование воды или образование гидроксония ( H₃H3O ⁺ ) ион. Таким образом, в наше время символ ЧАС ⁺ интерпретируется как сокращение от H₃H3O ⁺ , поскольку теперь известно, что голый протон не существует в виде свободного вида в водном растворе. Это вид, который измеряется с помощью индикаторов pH для измерения кислотности или щелочности раствора.

• Основание Аррениуса – это вещество, которое диссоциирует в воде с образованием гидроксида ( ОЙ ⁻ ) ионы; то есть основание увеличивает концентрацию ОЙ ⁻ ионы в водном растворе.

Определения кислотности и щелочности Аррениуса ограничиваются водными растворами и неприменимы для большинства неводных растворов и относятся к концентрации ионов растворителя. Согласно этому определению, чистый Растворенные в толуоле H ₂ SO ₄ и HCl не являются кислотными, а расплавленный NaOH и растворы амида кальция в жидком аммиаке не являются щелочными. Это привело к развитию теории Брёнстеда-Лоури и последующей теории Льюиса для объяснения этих неводных исключений.

Реакция кислоты с основанием называется реакцией нейтрализации . Продуктами этой реакции являются соль и вода. $${\text{acid}}\ +\ {\text{base}}\ \longrightarrow \ {\text{salt}}\ +\ {\text{water}}$$

В этом традиционном представлении реакция кислотно-основной нейтрализации формулируется как реакция двойного замещения . Например, реакция соляной кислоты (HCl) с растворами гидроксида натрия (NaOH) приводит к образованию раствора хлорида натрия (NaCl) и некоторых дополнительных молекул воды. $${\ce {HCl_{(aq)}{}+ NaOH_{(aq)}-> NaCl_{(aq)}{}+ H2O}}$$

Модификатор ( aq ) в этом уравнении был подразумеваем Аррениусом, а не включен явно. Это указывает на то, что вещества растворены в воде. Хотя все три вещества — HCl, NaOH и NaCl — способны существовать в виде чистых соединений, в водных растворах они полностью диссоциируют на водные ионы. ЧАС ⁺ , кл ⁻ , уже ⁺ и ОЙ ⁻ .

Пример: Разрыхлитель

Разрыхлитель используется для того, чтобы тесто для хлеба и пирожных «поднялось», создавая миллионы крошечных пузырьков углекислого газа . Разрыхлитель не следует путать с пищевой содой , которая представляет собой бикарбонат натрия ( NaHCO ₃ ). Разрыхлитель представляет собой смесь пищевой соды (бикарбоната натрия) и кислых солей. Пузырьки образуются потому, что при смешивании разрыхлителя с водой бикарбонат натрия и кислые соли реагируют с образованием газообразного диоксида углерода .

Независимо от того, приготовлены ли они коммерчески или внутри страны, принципы приготовления разрыхлителей остаются одинаковыми. В общих чертах кислотно-основную реакцию можно представить следующим образом:

$${\ce {NaHCO3 + H+ -> Na+ + CO2 + H2O}}$$

Реальные реакции сложнее, потому что кислоты сложны. Например, начиная с бикарбоната натрия и монокальцийфосфата ( Ca(H ₂ PO ₄ ) ₂ ), в результате реакции образуется диоксид углерода по следующей стехиометрии :

$${\ce {14 NaHCO3 + 5 Ca(H2PO4)2 -> 14 CO2 + Ca5(PO4)3OH + 7 Na2HPO4 + 13 H2O}}$$

Монокальцийфосфат («MCP») является распространенным кислотным компонентом бытовых разрыхлителей.

Типичная рецептура (по весу) может включать 30% бикарбоната натрия, 5–12% монокальцийфосфата и 21–26% сульфата алюминия-натрия . Альтернативно, коммерческий разрыхлитель может использовать пирофосфат натрия в качестве одного из двух кислотных компонентов вместо сульфата алюминия-натрия. Другой типичной кислотой в таких составах является винный камень ( KC ₄ H ₅ O ₆ ), производное винной кислоты .

Определение Брёнстеда-Лоури

Основная статья: кислотно-основная теория Брёнстеда – Лоури

Йоханнес Николаус Брёнстед и Томас Мартин Лоури

Определение Брёнстеда-Лоури, сформулированное в 1923 году независимо Йоханнесом Николаусом Брёнстедом в Дании и Мартином Лоури в Англии: основана на идее протонирования оснований посредством депротонирования кислот – то есть способности кислот «отдавать» ионы водорода ( ЧАС ⁺ ) – иначе известные как протоны – к основаниям, которые их «принимают».

Кислотно-основная реакция – это, таким образом, удаление иона водорода из кислоты и присоединение его к основанию. Удаление иона водорода из кислоты приводит к образованию сопряженного основания , которое представляет собой кислоту с удаленным ионом водорода. Прием протона основанием приводит к образованию сопряженной кислоты , которая представляет собой основание с добавленным ионом водорода.

В отличие от предыдущих определений, определение Бренстеда-Лоури относится не к образованию соли и растворителя, а к образованию сопряженных кислот и сопряженных оснований , образующихся в результате переноса протона от кислоты к основанию. При таком подходе кислоты и основания принципиально отличаются по поведению от солей, которые рассматриваются как электролиты, согласно теориям Дебая , Онзагера и других. Кислота и основание реагируют не с образованием соли и растворителя, а с образованием новой кислоты и нового основания. Понятие нейтрализации, таким образом, отсутствует. Кислотно-основное поведение Брёнстеда-Лоури формально не зависит от какого-либо растворителя, что делает его более всеобъемлющим, чем модель Аррениуса. Расчет pH по модели Аррениуса зависел от растворения щелочей (оснований) в воде ( водном растворе ). Модель Бренстеда-Лоури расширила возможности измерения pH с использованием нерастворимых и растворимых растворов (газа, жидкости, твердого вещества).

Общая формула кислотно-основных реакций согласно определению Бренстеда-Лоури: $${\ce {HA + B -> BH+ + A-}}$$где HA представляет собой кислоту, B представляет собой основание, ЧД ⁺ представляет собой сопряженную кислоту B, и А ⁻ представляет собой сопряженное основание НА.

Например, модель Бренстеда-Лоури для диссоциации соляной кислоты (HCl) в водном растворе будет следующей: $${\underset {\text{acid}}{{\ce {HCl_{\,}}}}}\ +\ {\underset {\text{base}}{{\ce {H2O}}}}\quad {\ce {<=>}}\quad {\underset {{\text{conjugate }} \atop {\text{acid }}}{{\ce {H3O+}}}}\ +{\underset {{\text{conjugate}} \atop {\text{base}}}{{\ce {Cl_{\,}-}}}}$$

Удаление ЧАС ⁺ из HCl производит ион хлорида , кл. ⁻ , сопряженное основание кислоты. Добавление ЧАС ⁺ к H ₂ O (действуя как основание) образует ион гидроксония , H₃H3O ⁺ , сопряженная кислота основания.

Вода амфотерна , то есть может выступать как кислотой, так и основанием. Модель Бренстеда-Лоури объясняет это, показывая диссоциацию воды на низкие концентрации ионов гидроксония и гидроксида : $${\ce {H2O + H2O <=> H3O+ + OH-}}$$

Это уравнение показано на изображении ниже:

Здесь одна молекула воды действует как кислота, отдавая ЧАС ⁺ и образуя сопряженное основание, ОЙ ⁻ , а вторая молекула воды действует как основание, принимая ЧАС ⁺ ион и образование сопряженной кислоты, H₃H3O ⁺ .

В качестве примера воды, действующей как кислота, рассмотрим водный раствор пиридина . С ₅ Ч ₅ Н . $${\ce {C5H5N + H2O <=> [C5H5NH]+ + OH-}}$$

В этом примере молекула воды расщепляется на ион водорода, который передается молекуле пиридина, и ион гидроксида.

В модели Бренстеда-Лоури растворителем не обязательно должна быть вода, как того требует модель кислоты-основы Аррениуса . Например, рассмотрим, что происходит, когда кислота уксусная CH ₃ COOH , растворяется в жидком аммиаке . $${\ce {CH3COOH + NH3 <=> NH4+ + CH3COO-}}$$

Ан ЧАС ⁺ ион удаляется из уксусной кислоты, образуя сопряженное с ней основание - ацетат- ион, CH ₃ COO ⁻ . Добавление ЧАС ⁺ ион к молекуле аммиака растворителя создает сопряженную кислоту, ион аммония, НХ + 4 .

Модель Брёнстеда-Лоури называет водородсодержащие вещества (например, HCl ) кислоты. Так, некоторые вещества, которые многие химики считали кислотами, например SO ₃ или BCl ₃ исключены из этой классификации из-за отсутствия водорода. Гилберт Н. Льюис писал в 1938 году: «Ограничение группы кислот веществами, содержащими водород, так же серьезно мешает систематическому пониманию химии, как и ограничение термина « окислитель» веществами, содержащими кислород ». Более того, КОН и KNH ₂ не считаются основаниями Бренстеда, а скорее солями, содержащими основания. ОН ₂ и NH ⁻
₂ .

Определение Льюиса

Дополнительная информация: Кислоты и основания Льюиса.

Потребность в водороде Аррениуса и Бренстеда-Лоури была устранена определением Льюиса кислотно-основных реакций, предложенным Гилбертом Н. Льюисом в 1923 году: в том же году, что и Бренстед-Лоури, но он не разрабатывал ее до 1938 года. Вместо определения кислотно-основных реакций с точки зрения протонов или других связанных веществ, определение Льюиса определяет основание (называемое основанием Льюиса ) как соединение, которое может отдавать электронную пару , а кислоту ( кислоту Льюиса ) - быть соединением, которое может принять эту электронную пару.

Например, трифторид бора . BF ₃ представляет собой типичную кислоту Льюиса. Он может принять пару электронов, поскольку в его октете есть вакансия . Ион фтора имеет полный октет и может отдать пару электронов. Таким образом $${\ce {BF3 + F- -> BF4-}}$$представляет собой типичную реакцию кислоты Льюиса и основания Льюиса. Все соединения элементов 13 группы с формулой AX ₃ могут вести себя как кислоты Льюиса. Аналогично соединения элементов 15 группы с формулой DY ₃ , такие как амины , NR ₃ и фосфины , PR ₃ , может вести себя как основания Льюиса. Аддукты между ними имеют формулу X ₃ A ←DY ₃ с дативной ковалентной связью , символически обозначенной ←, между атомами A (акцептор) и D (донор). Соединения группы 16 с формулой DX ₂ также может выступать в качестве баз Льюиса; таким образом, соединение, подобное эфиру , R ₂ O или тиоэфир , R ₂ S может действовать как основание Льюиса. Определение Льюиса не ограничивается этими примерами. Например, окись углерода действует как основание Льюиса, когда он образует аддукт с трифторидом бора формулы F ₃ B←CO .

Аддукты с участием ионов металлов называются координационными соединениями; каждый лиганд отдает пару электронов иону металла. Реакция $${\ce {[Ag(H2O)4]+ + 2 NH3 -> [Ag(NH3)2]+ + 4 H2O}}$$можно рассматривать как кислотно-основную реакцию, в которой более сильное основание (аммиак) заменяет более слабое (воду).

Определения Льюиса и Брёнстеда-Лоури согласуются друг с другом, поскольку реакция $${\ce {H+ + OH- <=> H2O}}$$в обеих теориях представляет собой кислотно-основную реакцию.

Определение системы растворителей

Одним из ограничений определения Аррениуса является его зависимость от водных растворов. Эдвард Кертис Франклин изучал кислотно-основные реакции в жидком аммиаке в 1905 году и указал на сходство с теорией Аррениуса на водной основе. Альберт Ф.О. Германн , работающий с жидким фосгеном , COCl.
₂ , сформулировал теорию, основанную на растворителях, в 1925 году, тем самым обобщив определение Аррениуса на апротонные растворители.

Германн отметил, что во многих растворах имеются ионы, находящиеся в равновесии с молекулами нейтрального растворителя:

• ионы сольвония : общее название положительных ионов. Их также иногда называют сольвокислотами; в протонированном растворителе они представляют собой ионы лиония .
• сольватные ионы : общее название отрицательных ионов. Их также иногда называют базами решения; в депротонированном растворителе они представляют собой лиат-ионы .

Например, вода и аммиак подвергаются такой диссоциации на гидроксоний и гидроксид , а аммоний и амид соответственно: $${\begin{aligned}{\ce {2 H2O}}&{\ce {\, <=> H3O+ + OH-}}\\[4pt]{\ce {2 NH3}}&{\ce {\, <=> NH4+ + NH2-}}\end{aligned}}$$

Некоторые апротонные системы также подвергаются такой диссоциации, например четырехокись азота на нитрозоний и нитрат . трихлорид сурьмы на дихлорантимоний и тетрахлорантимонат, а фосген на хлоркарбоксоний и хлорид : $${\begin{aligned}{\ce {N2O4}}&{\ce {\, <=> NO+ + NO3-}}\\[4pt]{\ce {2 SbCl3}}&{\ce {\, <=> SbCl2+ + SbCl4-}}\\[4pt]{\ce {COCl2}}&{\ce {\, <=> COCl+ + Cl-}}\end{aligned}}$$

Растворенное вещество, вызывающее увеличение концентрации сольвониевых ионов и уменьшение концентрации сольватных ионов, называется кислотой . Растворенное вещество, вызывающее увеличение концентрации сольватных ионов и уменьшение концентрации сольвониевых ионов, называется основанием .

Так, в жидком аммиаке КНХ ₂ (подача NH - 2 ) является сильным основанием, и NH ₄ NO ₃ (подача NH + 4 ) — сильная кислота. В жидком диоксиде серы ( SO ₂ ), тионильные соединения (поставляющие ТАК ²⁺ ) ведут себя как кислоты и сульфиты (поставляя SO 2− 3 ) ведут себя как основания.

Неводные кислотно-основные реакции в жидком аммиаке аналогичны реакциям в воде: $${\begin{aligned}{\underset {\text{base}}{{\ce {2 NaNH2}}}}+{\underset {{\text{amphiphilic}} \atop {\text{amide}}}{{\ce {Zn(NH2)2}}}}&\longrightarrow {\ce {Na2[Zn(NH2)4]}}\\[4pt]{\underset {\text{acid}}{{\ce {2 NH4I}}}}\ +\ {\ce {Zn(NH2)2}}&\longrightarrow {\ce {[Zn(NH3)4]I2}}\end{aligned}}$$

Азотная кислота может быть основанием жидкой серной кислоты: $${\underset {\text{base}}{{\ce {HNO3}}}}+{\ce {2 H2SO4 -> NO2+ + H3O+ + 2 HSO4-}}$$Уникальная сила этого определения проявляется при описании реакций в апротонных растворителях; например, в жидкости N ₂ O ₄ :

$${\underset {\text{base}}{{\ce {AgNO3}}}}+{\underset {\text{acid}}{{\ce {NOCl_{\ }}}}}\longrightarrow {\underset {\text{solvent}}{{\ce {N2O4}}}}+{\underset {\text{salt}}{{\ce {AgCl_{\ }}}}}$$

Поскольку определение системы растворителей зависит как от растворенного вещества, так и от самого растворителя, конкретное растворенное вещество может быть кислотой или основанием в зависимости от выбора растворителя: HClO ₄ — сильная кислота в воде, слабая кислота в уксусной кислоте и слабое основание во фторсульфоновой кислоте; эта характеристика теории рассматривалась одновременно как сила и слабость, поскольку некоторые вещества (например, SO ₃ и NH ₃ ) сами по себе являются кислыми или основными. С другой стороны, теорию систем растворителей критиковали как слишком общую, чтобы быть полезной. Кроме того, считалось, что водородным соединениям присуща какая-то кислотность - свойство, не свойственное неводородным солям сольвония.

Определение Люкс – Наводнение

Эта кислотно-основная теория была возрождением кислородной теории кислот и оснований, предложенной немецким химиком Германом Люксом. в 1939 году, улучшен Хоконом Фладом ок. 1947 год и до сих пор используется в современной геохимии и электрохимии расплавленных солей . Это определение описывает кислоту как оксид-ион ( ТО ²⁻ ) акцептор и основание в качестве донора оксидных ионов. Например: $${\begin{array}{ccccl}_{\text{(base)}}&&_{\text{(acid)}}\\[4pt]{\ce {MgO}}&+&{\ce {CO2}}&\longrightarrow &{\ce {MgCO3}}\\[4pt]{\ce {CaO}}&+&{\ce {SiO2}}&\longrightarrow &{\ce {CaSiO3}}\\[4pt]{\ce {NO3-}}&+&{\ce {S2O7^2-}}\!\!&\longrightarrow &{\ce {NO2+ + 2 SO4^2-}}\end{array}}$$

Эта теория также полезна при систематизации реакций соединений благородных газов , особенно оксидов ксенона, фторидов и оксофторидов.

Определение Усановича

Михаил Усанович разработал общую теорию, которая не ограничивает кислотность водородсодержащими соединениями, но его подход, опубликованный в 1938 году, был даже более общим, чем теория Льюиса. Теорию Усановича можно резюмировать следующим образом: кислота определяется как все, что принимает отрицательные виды или отдает положительные, а основание - наоборот. Это определило понятие окислительно-восстановительного процесса (окислительно-восстановительного процесса) как частного случая кислотно-основных реакций.

Некоторые примеры кислотно-основных реакций Усановича включают: $${\begin{array}{ccccll}_{\text{(base)}}&&_{\text{(acid)}}\\[4pt]{\ce {Na2O}}&+&{\ce {SO3}}&\longrightarrow &{\ce {2Na+{}+\ SO4^{2}-}}&{\text{(species exchanged: }}{\ce {O^{2}-}}{\text{anion)}}\\[4pt]{\ce {3(NH4)2S}}&+&{\ce {Sb2S5}}&\longrightarrow &{\ce {6NH4+{}+\ 2SbS4^{3}-}}&{\text{(species exchanged: }}{\ce {3S^{2}-}}{\text{ anions)}}\\[4pt]{\ce {2Na}}&+&{\ce {Cl2}}&\longrightarrow &{\ce {2Na+{}+\ 2Cl-}}&{\text{(species exchanged: 2 electrons)}}\end{array}}$$

Рационализация силы кислотно-основных взаимодействий Льюиса

Теория HSAB

Основная статья: теория HSAB

В 1963 году Ральф Пирсон предложил качественную концепцию, известную как принцип жестких и мягких кислот и оснований . позже был проведен количественный анализ с помощью Роберта Парра в 1984 году. «Жесткий» относится к небольшим видам, имеющим высокий заряд и слабо поляризуемым. «Мягкий» относится к крупным видам, имеющим низкий заряд и сильно поляризуемым. Кислоты и основания взаимодействуют, причем наиболее устойчивыми являются взаимодействия твердое-твердое и мягкое-мягкое. Эта теория нашла применение в органической и неорганической химии.

Модель ECW

Основная статья: модель ECW

Модель ECW, созданная Расселом С. Драго, представляет собой количественную модель, которая описывает и предсказывает силу кислотно-основных взаимодействий Льюиса −Δ H. , Модель присвоила параметры E и C многим кислотам и основаниям Льюиса. характеризуется E _A и CA. _{кислота} Каждая Каждое основание также характеризуется своими собственными E _B и C _B . Параметры E и C относятся соответственно к электростатическому и ковалентному вкладу в прочность связей, которые образуют кислота и основание. Уравнение $$-\Delta H=E_{\rm {A}}E_{\rm {B}}+C_{\rm {A}}C_{\rm {B}}+W$$

Термин W представляет собой постоянный вклад энергии в кислотно-основную реакцию, такую ​​как расщепление димерной кислоты или основания. Уравнение предсказывает изменение силы кислот и оснований. Графическое представление уравнения показывает, что не существует единого порядка силы оснований Льюиса или силы кислоты Льюиса.

Кислотно-щелочное равновесие

Основная статья: Константа диссоциации кислоты

Реакция сильной кислоты с сильным основанием по сути является количественной реакцией. Например, $${\ce {HCl_{(aq)}{}+ Na(OH)_{(aq)}-> H2O + NaCl_{(aq)}}}$$

В этой реакции ионы натрия и хлорида являются зрителями реакции нейтрализации. $${\ce {H + OH- -> H2O}}$$их не касается. В случае слабых оснований присоединение кислоты не является количественным, поскольку раствор слабого основания является буферным раствором . Раствор слабой кислоты также является буферным раствором. При взаимодействии слабой кислоты со слабым основанием образуется равновесная смесь. Например, аденин , записываемый как AH, может реагировать с ионом гидрофосфата , ГПО 2- 4 . $${\ce {AH + HPO4^2- <=> A- + H2PO4-}}$$

Константу равновесия для этой реакции можно получить из констант кислотной диссоциации аденина и иона дигидрофосфата. $${\begin{aligned}\left[{\ce {A-}}\right]\!\left[{\ce {H+}}\right]&=K_{a1}{\bigl [}{\ce {AH}}{\bigr ]}\\[4pt]\left[{\ce {HPO4^2-}}\right]\!\left[{\ce {H+}}\right]&=K_{a2}\left[{\ce {H2PO4-}}\right]\end{aligned}}$$

Обозначение [X] означает «концентрацию X». Когда эти два уравнения объединяются путем исключения концентрации ионов водорода, выражение для константы равновесия K. получается $$\left[{\ce {A-}}\right]\!\left[{\ce {H2PO4-}}\right]=K{\bigl [}{\ce {AH}}{\bigr ]}\!\left[{\ce {HPO4^2-}}\right];\quad K={\frac {K_{a1}}{K_{a2}}}$$

Кислотно-щелочная реакция

Основная статья: Нейтрализация (химия)

Кислотно-щелочная реакция представляет собой частный случай кислотно-щелочной реакции, когда используемое основание также является щелочью . Когда кислота реагирует с солью щелочного металла (гидроксидом металла), продуктом является соль металла и вода. Кислотно-щелочные реакции также являются нейтрализации реакциями .

В целом кислотно-щелочные реакции можно упростить до

${\ce {OH_{(aq)}- + H+_{(aq)}-> H2O}}$

за счет исключения ионов-зрителей .

Кислоты – это, как правило, чистые вещества, содержащие катионы водорода ( ЧАС ⁺ ) или вызывать их образование в растворах. Соляная кислота ( HCl ) и серная кислота ( H ₂ SO ₄ ) являются распространенными примерами. В воде они распадаются на ионы:

${\begin{aligned}{\ce {HCl}}&\longrightarrow {\ce {H_{(aq)}+ {}+ Cl_{(aq)}-}}\\[4pt]{\ce {H2SO4}}&\longrightarrow {\ce {H_{(aq)}+ {}+ HSO4_{\,(aq)}-}}\end{aligned}}$

Щелочь распадается в воде с образованием растворенных ионов гидроксида:

${\ce {NaOH -> Na^+_{(aq)}{}+ OH_{(aq)}-}}$

См. также

• Кислотно-основное титрование
• Депротонирование
• Номер донора
• Электронная конфигурация
• Метод Гутмана – Беккета
• Структура Льюиса
• Нуклеофильное замещение
• Нейтрализация (химия)
• Протонирование
• Окислительно-восстановительные реакции
• Резонанс (химия)

Ссылки

Источники

• Клейден, Джонатан; Гривз, Ник; Уоррен, Стюарт; Уотерс, Питер (2015). Органическая химия (Первое изд.). Издательство Оксфордского университета.
• Финстон, Х.Л.; Рихтман, AC (1983). Новый взгляд на современные кислотно-основные теории . Нью-Йорк: Джон Уайли и сыновья.
• Мейерс, Р. (2003). Основы химии . Гринвуд Пресс.
• Мисслер, Г.Л.; Тарр, Д.А. (1991). Неорганическая химия .

Внешние ссылки

• Кислотно-щелочная физиология - онлайн-текст.
• Раздел онлайн-книги Джона В. Кимбалла по биологии, посвященный кислотам и основаниям.