معلومة

4: محاليل ، أحماض بوليبروتيك ، مواد مقلوبة ، - بيولوجيا

4: محاليل ، أحماض بوليبروتيك ، مواد مقلوبة ، - بيولوجيا


We are searching data for your request:

Forums and discussions:
Manuals and reference books:
Data from registers:
Wait the end of the search in all databases.
Upon completion, a link will appear to access the found materials.

القراءة والمشاكل: LNC ص. 25 أ ، د ، و (ملحوظة: pKأ للأمونيا هو 9.26) ، 32 ، 34 ، 38 أ (هنا حل 38 أ ، لكن انظر إذا كان بإمكانك فعل ذلك بنفسك أولاً!) ، ص. 31-41 ، 53-62)

I. المخازن المؤقتة - مخاليط من حمض مترافق وقاعدة مترافقة عند ± 1 وحدة أس هيدروجيني من الرقم الهيدروجيني = pKأ. مقاومة للتغيرات في الأس الهيدروجيني استجابة للإضافات الصغيرة لـ H.+ أو أوه-.

II. أحماض بولي بروتيك - تفكك كل H.+ يمكن معالجتها بشكل منفصل إذا كان pKأ القيم مختلفة.

ثالثا. المواد المتذبذبة - يمكن أن تعمل كأحماض وقواعد.

رابعا. مقدمة للبروتينات - سلاسل خطية من الأحماض الأمينية متصلة بواسطة روابط الببتيد.

  1. الإنزيمات - محفزات البروتين ، تسهل / تمكن من معظم التفاعلات في الخلية.
  2. الربط - المستقبلات تتوسط في التواصل ، O2 التخزين والنقل (الميوجلوبين ، الهيموجلوبين) ، الأجسام المضادة للدفاع.
  3. القنوات / المضخات - تسمح البروتينات المضمنة في أغشية الخلايا بالتدفق الانتقائي أو نقل الجزيئات الصغيرة.
  4. الهيكل - الكولاجين في الأنسجة الضامة للحيوانات ، extensin في جدران الخلايا النباتية.
  5. الحركة - التجميع الديناميكي للهيكل الخلوي (خيوط الأكتين ، الأنابيب الدقيقة) ، توفر البروتينات الحركية حركة اتجاهية للخلايا والمكونات الخلوية.

بعض المعلومات الإضافية تأخذ المنزل

المساهمون

  • تشارلز إس جاسر (قسم البيولوجيا الجزيئية والخلوية ، جامعة كاليفورنيا في ديفيس)


حمض ثنائي البروتين

حمض ديبروتيك هو نوع من حمض البولي بروتيك يمكن أن يخضع لواحد أو اثنين من الانفصال اعتمادًا على الرقم الهيدروجيني. إنه حمض يمكنه التبرع بذرتين من البروتون أو الهيدروجين لكل جزيء إلى محلول مائي. الميزة الكيميائية الأكثر أهمية لجزيء الحمض ثنائي البروتونات هي قدرته على نزع بروتونين في خطوتين متتاليتين أثناء التفكك. معظم الأحماض ثنائية البروتين هي أحماض شائعة تستخدم كل يوم في العديد من المناطق المختلفة. كما أنها موجودة في كل مكان في الطبيعة ، كما هو الحال في أجسام البشر.

البروتون عبارة عن ذرة هيدروجين موجبة الشحنة ، بينما الحمض عبارة عن مركب يطلق بروتون. تُعرف الأحماض القادرة على إطلاق أكثر من بروتون واحد باسم الأحماض المتعددة البروتونات. نوع واحد خاص من حمض البوليبروتيك هو حمض ثنائي البروتيك. حامض الكبريتيك (Hsub2سوسوب4) ، كبريتيد الهيدروجين (Hsub2S) ، وحمض الكربونيك (Hsub2COsub3) وحمض الكروميك (Hsub2كروسب4) وحمض الأكساليك (Hsub2Csub2أوسوب4) كلها أمثلة على الأحماض ثنائية البروز.

بعض الأحماض ثنائية البروز غير العضوية الأخرى مثل حمض الكبريتيك (H.2S) عادة ما تحتوي على ذرتين هيدروجين مرتبطين بمركز كهربي في كل جزيء. الأحماض ثنائية الكربوكسيل لها صيغة جزيئية عامة HOOC-R-COOH.

قيم K للأحماض ثنائية البرودة الشائعة

قيمة K.أ أكبر بمائة مرة على الأقل من قيمة K.أ ويرجع ذلك أساسًا إلى الحاجة إلى مزيد من الطاقة لإزالة بروتون موجب الشحنة من HA بشحنة سالبة في المعادلة أعلاه ، وليس من HA وهو محايد كهربائيًا في المعادلة أعلاه. يمكن أيضًا توضيح هذه الظاهرة من خلال قاعدة Pauling & # 8217s الأولى.

تطبيقات حمض ثنائي البروتين

حمض ثنائي البروتين (يرمز له هنا بـ H2أ) يمكن أن يخضع لواحد أو اثنين من عمليات الانفصال اعتمادًا على الرقم الهيدروجيني. لا يحدث التفكك مرة واحدة كل خطوة تفكك لها K الخاصة بهاأ القيمة المعينة K.أ 1 وكأ 2:

ثابت التفكك الأول هو بالضرورة أكبر من الثاني (Kأ 1 & جي تي كأ 2) هذا لأن أول بروتون ينفصل هو دائمًا الأكثر حمضية ، ويليه بالترتيب البروتون التالي الأكثر حمضية.


الكروماتوغرافيا السائلة للبروتين

2.2.4.3. اختيار نوع المخزن المؤقت

في حالة وجود الأملاح ، يُنصح باستخدام محلول يحتوي على درجة حموضة مختلفة عن النقطة المتساوية الكهربية للبروتين. لضبط الأس الهيدروجيني بالقرب من المحايد ، عادة ما يكون المحلول المنظم الفوسفاتي والمحور الكهرومغناطيسي مقبولاً. يُظهر الفوسفات عملًا عازلًا في نطاق واسع من الأس الهيدروجيني ولا يمتص في نطاق الأشعة فوق البنفسجية. خاصة في حالة البروتينات الغشائية التي تتطلب إضافة المنظفات ، قد يكون من الأفضل قبل اختيار المخزن المؤقت إجراء تجارب مجمعة مع هذا البروتين (البروتينات) من أجل فحص أي تأثير يعتمد على الوقت لهذا المخزن المؤقت على نشاط / هيكل هذا البروتين (احتضان تحت ظروف فصل HPLC وتحقق من الحفاظ على النشاط / الهيكل من وقت لآخر).

لا تستخدم المحاليل المعيارية التي تميل إلى التبلور ، مثل مخازن الفوسفات أو مخازن كلوريد الكالسيوم / كبريتات الكالسيوم بتركيزات أعلى (أي عدة مئات من الملي مولار). خاصة في حالة بروتينات الغشاء ، استخدم أيضًا ، بالإضافة إلى الأملاح ، مكونات تمنع تفاعلات غير محددة كارهة للماء للبروتينات مع مادة المصفوفة ، على سبيل المثال سكريات خاصة. لمنع ارتفاع ضغط الظهر ، استخدم السكريات ذات اللزوجة المنخفضة مثل المانيتول بدلاً من السكريات ذات اللزوجة العالية مثل السكروز.


تعريف أرهينيوس للأحماض والقواعد

أول شخص حدد الأحماض والقواعد بالتفصيل كان الكيميائي السويدي سفانتي أرهينيوس (1859 & ndash1927 جائزة نوبل في الكيمياء ، 1903). وفقا ل تعريف أرهينيوس، الحمض عبارة عن مادة مثل حمض الهيدروكلوريك الذي يذوب في الماء لإنتاج أيونات H + (معادلة البروتونات 4.3.1) ، والقاعدة هي مادة مثل هيدروكسيد الصوديوم الذي يذوب في الماء لإنتاج أيونات الهيدروكسيد (OH & ناقص) (المعادلة 4.3 .2):

وفقًا لأرينيوس ، فإن الخصائص المميزة للأحماض والقواعد ترجع حصريًا إلى وجود H + و OH & ناقص الأيونات ، على التوالي ، في المحلول. على الرغم من قبول أفكار Arrhenius & rsquos على نطاق واسع ، إلا أن تعريفه للأحماض والقواعد كان له محدودين رئيسيين:

  1. أولاً ، نظرًا لأن الأحماض والقواعد تم تعريفها من حيث الأيونات التي تم الحصول عليها من الماء ، فإن مفهوم أرهينيوس ينطبق فقط على المواد الموجودة في المحلول المائي.
  2. ثانيًا ، والأهم من ذلك ، توقع تعريف أرهينيوس ذلك فقط المواد التي تذوب في الماء لإنتاج أيونات (H ^ + ) و (OH ^ & ناقص ) يجب أن تظهر خصائص الأحماض والقواعد ، على التوالي. على سبيل المثال ، وفقًا لتعريف Arrhenius ، فإن تفاعل الأمونيا (قاعدة) مع حمض الهيدروكلوريك الغازي (حمض) لإعطاء كلوريد الأمونيوم (المعادلة 4.3.3) ليس تفاعل حمض و ndashbase لأنه لا يتضمن (H ^ + ) و (أوه ^ & ناقص ):

4: محاليل ، أحماض بوليبروتيك ، مواد مقلوبة ، - بيولوجيا

نظريات الأحماض والقواعد

تصف هذه الصفحة نظريات أرينيوس وبرونستيد لوري ولويس للأحماض والقواعد ، وتشرح العلاقات بينها. كما يشرح مفهوم الزوج المترافق - الحمض وقاعدته المترافقة ، أو القاعدة والحمض المترافق الخاص به.

ملحوظة: تركز مناهج المستوى الأول في المملكة المتحدة الحالية على نظرية برونستيد-لوري ، ولكن يجب أيضًا أن تكون على دراية بأحماض وقواعد لويس. تعتبر نظرية أرهينيوس ذات أهمية تاريخية فقط ، ومن غير المرجح أن تحتاج إليها إلا إذا كنت تقوم ببعض العمل على تطوير الأفكار في الكيمياء.

نظرية أرهينيوس للأحماض والقواعد

الأحماض هي مواد تنتج أيونات الهيدروجين في المحلول.

القواعد هي المواد التي تنتج أيونات الهيدروكسيد في المحلول.

يحدث التعادل بسبب تفاعل أيونات الهيدروجين وأيونات الهيدروكسيد لإنتاج الماء.

حدود النظرية

يتم تحييد حمض الهيدروكلوريك بواسطة كل من محلول هيدروكسيد الصوديوم ومحلول الأمونيا. في كلتا الحالتين ، تحصل على محلول عديم اللون يمكنك بلورته للحصول على ملح أبيض - إما كلوريد الصوديوم أو كلوريد الأمونيوم.

من الواضح أن هذه ردود أفعال متشابهة جدًا. المعادلات الكاملة هي:

في حالة هيدروكسيد الصوديوم ، تتفاعل أيونات الهيدروجين من الحمض مع أيونات الهيدروكسيد من هيدروكسيد الصوديوم - بما يتماشى مع نظرية أرهينيوس.

ومع ذلك ، في حالة الأمونيا ، لا يبدو أن هناك أي أيونات هيدروكسيد!

ولكن إذا نظرت إلى المعادلات بعناية ، ستجد أن الأمونيا في محلول - NH3 (عبد القدير). تتفاعل الأمونيا مع الماء مثل هذا:

هذا تفاعل قابل للعكس ، وفي محلول أمونيا مخفف نموذجي ، يتبقى حوالي 99٪ من الأمونيا على شكل جزيئات أمونيا. ومع ذلك ، توجد أيونات الهيدروكسيد هناك وتتفاعل مع أيونات الهيدروجين بنفس الطريقة التي تتفاعل بها أيونات الهيدروكسيد من هيدروكسيد الصوديوم.

لذلك يمكنك تبرير الأمونيا كقاعدة على تعريف Arrhenius - إنها تنتج أيونات الهيدروكسيد في المحلول. لكن معظم التفاعل سيكون تفاعلًا مباشرًا بين جزيئات الأمونيا وأيونات الهيدروجين - وهو ما لا يتناسب مع تعريف أرهينيوس.

يحدث هذا التفاعل نفسه أيضًا بين غاز الأمونيا وغاز كلوريد الهيدروجين.

في هذه الحالة ، لا توجد أي أيونات هيدروجين أو أيونات هيدروكسيد في المحلول - لأنه لا يوجد أي محلول. لن تحسب نظرية أرينيوس هذا على أنه تفاعل حمضي قاعدي ، على الرغم من حقيقة أنه ينتج نفس المنتج عندما كانت المادتان في المحلول. هذا سخيف!

نظرية برونستيد-لوري للأحماض والقواعد

الحمض هو متبرع بالبروتون (أيون الهيدروجين).

القاعدة هي متقبل للبروتون (أيون الهيدروجين).

العلاقة بين نظرية برونستيد-لوري ونظرية أرهينيوس

لا تتعارض نظرية برونستيد-لوري مع نظرية أرهينيوس بأي شكل من الأشكال - إنها تضيف إليها فقط.

لا تزال أيونات الهيدروكسيد قواعد لأنها تقبل أيونات الهيدروجين من الأحماض وتشكل الماء.

ينتج الحمض أيونات الهيدروجين في المحلول لأنه يتفاعل مع جزيئات الماء عن طريق إعطاء بروتون لها.

عندما يذوب غاز كلوريد الهيدروجين في الماء لإنتاج حمض الهيدروكلوريك ، يعطي جزيء كلوريد الهيدروجين بروتون (أيون الهيدروجين) إلى جزيء ماء. تتشكل الرابطة التساهمية (التساهمية dative) بين أحد الأزواج المنفردة على الأكسجين والهيدروجين من حمض الهيدروكلوريك. أيونات الهيدروكسونيوم ، H3O + ، يتم إنتاجها.

ملحوظة: إذا لم تكن متأكدًا من الترابط المنسق ، فيجب عليك اتباع هذا الرابط. سيتم ذكر الروابط التنسيقية عدة مرات على مدار بقية هذه الصفحة.

استخدم الزر "رجوع" في المستعرض الخاص بك للعودة بسرعة إلى هذه الصفحة.

عندما يتفاعل حمض في محلول مع قاعدة ، فإن أيون الهيدروكسونيوم يعمل بالفعل مثل الحمض. على سبيل المثال ، يتم نقل البروتون من أيون الهيدروكسونيوم إلى أيون الهيدروكسيد لتكوين الماء.

إظهار الإلكترونات مع استبعاد الإلكترونات الداخلية:

من المهم أن تدرك أنه كلما تحدثت عن أيونات الهيدروجين في المحلول ، H + (عبد القدير)، ما تتحدث عنه في الواقع هو أيونات الهيدروكسونيوم.

مشكلة كلوريد الهيدروجين والأمونيا # 47

لم تعد هذه مشكلة باستخدام نظرية برونستيد لوري. سواء كنت تتحدث عن التفاعل في المحلول أو في حالة الغاز ، فإن الأمونيا هي قاعدة لأنها تقبل البروتون (أيون الهيدروجين). يرتبط الهيدروجين بالزوج الوحيد على نيتروجين الأمونيا عبر رابطة منسقة.

إذا كانت في محلول ، فإن الأمونيا تقبل بروتونًا من أيون الهيدروكسونيوم:

إذا حدث التفاعل في حالة الغاز ، فإن الأمونيا تقبل البروتون مباشرة من كلوريد الهيدروجين:

في كلتا الحالتين ، تعمل الأمونيا كقاعدة بقبول أيون الهيدروجين من حمض.

عندما يذوب كلوريد الهيدروجين في الماء ، يتفاعل ما يقرب من 100٪ منه مع الماء لإنتاج أيونات الهيدروكسونيوم وأيونات الكلوريد. كلوريد الهيدروجين حمض قوي ، ونحن نميل إلى كتابة هذا على أنه تفاعل أحادي الاتجاه:

ملحوظة: أفتقد عمداً رموز الحالة من هذه المعادلة والمعادلة التالية من أجل التركيز على البتات المهمة.

ستجد المزيد عن الأحماض القوية والضعيفة في صفحة أخرى في هذا القسم.

في الواقع ، يكون التفاعل بين حمض الهيدروكلوريك والماء قابلاً للعكس ، ولكن إلى حد ضئيل جدًا. من أجل التعميم ، ضع في اعتبارك حمض HA ، وفكر في التفاعل على أنه قابل للانعكاس.

حمض الهيالورونيك هو حمض لأنه يتبرع ببروتون (أيون الهيدروجين) إلى الماء.

الماء هو الأساس لأنه يقبل بروتونًا من HA.

ولكن هناك أيضًا ملف رد الفعل الخلفي بين أيون الهيدروكسونيوم والأيون A:

يعمل H3O + هو حمض لأنه يتبرع بالبروتون (أيون الهيدروجين) للأيون A.

الأيون A هو قاعدة لأنه يقبل بروتونًا من H.3O +.

يحتوي رد الفعل القابل للانعكاس اثنين الأحماض و اثنين القواعد. نفكر فيهم في أزواج ، تسمى أزواج مترافقة.

عندما يفقد الحمض ، HA ، بروتونًا ، فإنه يشكل قاعدة ، A -. عندما تقبل القاعدة ، A - ، بروتونًا مرة أخرى ، فمن الواضح أنها تعيد تكوين الحمض ، HA. هذان الزوجان مترافقان.

يختلف أعضاء الزوج المترافق عن بعضهم البعض من خلال وجود أو عدم وجود أيون الهيدروجين القابل للتحويل.

إذا كنت تفكر في HA على أنه الحمض ، فإن A - هي قاعدته المترافقة.

إذا كنت تفكر في A - كقاعدة ، فإن HA هو حمضها المتقارن.

الماء وأيون الهيدروكسونيوم هما أيضًا زوج متقارن. بالنظر إلى الماء كقاعدة ، فإن أيون الهيدروكسونيوم هو حمضه المترافق لأنه يحتوي على أيون الهيدروجين الإضافي الذي يمكنه التخلص منه مرة أخرى.

بالتفكير في أيون الهيدروكسونيوم كحمض ، فإن الماء هو قاعدته المترافقة. يمكن للماء أن يقبل عودة أيون الهيدروجين مرة أخرى لإصلاح أيون الهيدروكسونيوم.

مثال ثانٍ للأزواج المترافقة

هذا هو التفاعل بين الأمونيا والماء الذي نظرنا إليه سابقًا:

فكر أولاً في رد الفعل المستقبلي. الأمونيا هي قاعدة لأنها تقبل أيونات الهيدروجين من الماء. أيون الأمونيوم هو حمضه المترافق - يمكنه إطلاق أيون الهيدروجين مرة أخرى لإصلاح الأمونيا.

يعمل الماء كحامض ، وقاعدته المترافقة هي أيون الهيدروكسيد. يمكن أن يقبل أيون الهيدروكسيد أيون الهيدروجين لإصلاح الماء.

بالنظر إليه من الجانب الآخر ، فإن أيون الأمونيوم هو حمض ، والأمونيا هي قاعدته المترافقة. أيون الهيدروكسيد هو قاعدة والماء هو حمضه المتقارن.

المواد المتذبذبة

ربما لاحظت (وإن لم يكن كذلك!) أنه في أحد المثالين الأخيرين ، كان الماء يعمل كقاعدة ، بينما في المثال الآخر كان يعمل كحمض.

يتم وصف المادة التي يمكن أن تعمل إما كحمض أو قاعدة على أنها موجودة مذبذب.

ملحوظة: قد تصادف المصطلح أيضًا برمائي في هذا السياق. الكلمتان مترابطتان ويمكن الخلط بينهما بسهولة.

ان برمائي المادة هي التي يمكنها التبرع بأيونات الهيدروجين (البروتونات) وقبولها أيضًا. الماء مثال جيد لمثل هذا المركب. يعمل الماء كحامض (التبرع بأيونات الهيدروجين) وكقاعدة (عن طريق قبولها). يشير الجزء & quotprotic & quot من الكلمة إلى أيونات الهيدروجين (البروتونات) التي يتم التبرع بها أو قبولها. ومن الأمثلة الأخرى للمركبات البرمائية الأحماض الأمينية والأيونات مثل H SO4 - (والتي يمكن أن تفقد أيون الهيدروجين لتكوين أيونات الكبريتات أو تقبل واحدًا لتكوين حمض الكبريتيك).

ولكن بالإضافة إلى كونها برمائية ، فإن هذه المركبات كذلك مذبذب. Amphoteric تعني أن لديهم تفاعلات كأحماض وقواعد. إذن ما هو الفرق بين المصطلحين؟

جميع المواد البرمائية مذبذبة أيضًا - لكن العكس ليس صحيحًا. هناك مواد مذبذبة لا تتبرع أو تقبل أيونات الهيدروجين عندما تعمل كأحماض أو قواعد. هناك تعريف جديد تمامًا للسلوك الحمضي القاعدي الذي توشك على تحقيقه (نظرية لويس) والذي لا يتضمن بالضرورة أيونات الهيدروجين على الإطلاق.

حمض لويس هو متقبل لزوج الإلكترون ، وقاعدة لويس هي مانح زوج إلكترون (انظر أدناه).

بعض أكاسيد المعادن (مثل أكسيد الألومنيوم) مذبذب - تتفاعل على شكل أحماض وقواعد. على سبيل المثال ، تتفاعل كقواعد لأن أيونات الأكسيد تقبل أيونات الهيدروجين لتكوين الماء. هذه ليست مشكلة بقدر ما يتعلق الأمر بتعريف البرمائيات - ولكن التفاعل كحمض هو كذلك. لا يحتوي أكسيد الألومنيوم على أي أيونات هيدروجين للتبرع بها! لكن أكسيد الألومنيوم يتفاعل مع قواعد مثل محلول هيدروكسيد الصوديوم لتكوين أيونات ألومينات معقدة.

يمكنك التفكير في أزواج وحيدة على أيونات الهيدروكسيد على أنها تشكل روابط تساهمية (تنسيق) مع مدارات فارغة في أيونات الألومنيوم. تقبل أيونات الألومنيوم أزواجًا وحيدة (تعمل كحمض لويس). لذلك يمكن أن يعمل أكسيد الألومنيوم كحمض وقاعدة - وكذلك مذبذب. لكن ذلك لا برمائي بسبب على حد سواء من التفاعل الحمضي والتفاعل الأساسي لا يتضمن أيونات الهيدروجين.

لقد مررت بأربعين عامًا من التدريس (في المختبر ، وعبر الكتب والإنترنت) دون استخدام المصطلح البرمائي! أنا ببساطة لا أرى الهدف منه. يأخذ المصطلح مذبذب في جميع حالات المواد التي تعمل كأحماض وقواعد دون استثناء. لا يمكن استخدام مصطلح amphiprotic إلا عندما تتضمن هاتان الوظيفتان نقل أيونات الهيدروجين - بمعنى آخر ، لا يمكن استخدامه إلا إذا كنت مقيدًا بالحديث عن نظرية برونستيد-لوري. أنا شخصياً سألتزم بالمصطلح الأقدم والأكثر فائدة & quotamphoteric & quot ما لم يطلب منهجك استخدام الكلمة & quot؛ quotamphiprotic & quot.

نظرية لويس للأحماض والقواعد

تمتد هذه النظرية إلى ما هو أبعد من الأشياء التي تفكر فيها عادة على أنها أحماض وقواعد.

الحمض هو متقبل زوج الإلكترون.

القاعدة هي مانح زوج إلكترون.

العلاقة بين نظرية لويس ونظرية برونستيد لوري

من الأسهل رؤية العلاقة من خلال النظر إلى ما تفعله قواعد برونستيد-لوري بالضبط عندما تقبل أيونات الهيدروجين. ثلاث قواعد Bronsted-Lowry التي نظرنا إليها هي أيونات الهيدروكسيد والأمونيا والماء ، وهي نموذجية لجميع البقية.

تقول نظرية برونستيد-لوري إنها تعمل كقواعد لأنها تتحد مع أيونات الهيدروجين. السبب في اتحادهم مع أيونات الهيدروجين هو أن لديهم أزواجًا وحيدة من الإلكترونات - وهذا ما تقوله نظرية لويس. الاثنان متسقان تمامًا.

إذن كيف يوسع هذا مفهوم القاعدة؟ في الوقت الحالي لا يحدث ذلك - إنه ينظر إليه من زاوية مختلفة.

ولكن ماذا عن التفاعلات الأخرى المماثلة للأمونيا أو الماء ، على سبيل المثال؟ في نظرية لويس ، أي التفاعل الذي تستخدم فيه الأمونيا أو الماء أزواجها الوحيدة من الإلكترونات لتشكيل رابطة منسقة سيُحسب لأنها تعمل كقاعدة.

إليك رد فعل ستجد حديثًا عنه في الصفحة التي تتعامل مع الترابط المنسق. تتفاعل الأمونيا مع BF3 باستخدام زوجها الوحيد لتكوين رابطة منسقة مع المدار الفارغ على البورون.

بقدر ما يتعلق الأمر بالأمونيا ، فإنها تتصرف تمامًا كما تفعل عندما تتفاعل مع أيون الهيدروجين - فهي تستخدم زوجها الوحيد لتكوين رابطة منسقة. إذا كنت ستصفها كقاعدة في حالة واحدة ، فمن المنطقي وصفها بأنها واحدة في الحالة الأخرى أيضًا.

ملحوظة: إذا لم تكن قد قرأت بالفعل الصفحة الخاصة بالترابط المنسق ، فيجب عليك القيام بذلك الآن. ستجد مثالًا مهمًا على أن الماء يعمل كقاعدة لويس بالإضافة إلى هذا المثال - على الرغم من المصطلح قاعدة لويس لا تستخدم في تلك الصفحة.

استخدم الزر "رجوع" في المستعرض الخاص بك للعودة بسرعة إلى هذه الصفحة.

أحماض لويس هي متقبلات أزواج الإلكترون. في المثال أعلاه ، فإن BF3 يعمل كحمض لويس بقبول الزوج الوحيد للنيتروجين. وفقًا لنظرية برونستيد-لوري ، فإن BF3 لا يوجد أي شيء حمضي حيال ذلك.

هذا امتداد للمصطلح حامض يتجاوز أي استخدام شائع.

ماذا عن التفاعلات الحمضية القاعدية الأكثر وضوحًا - مثل ، على سبيل المثال ، التفاعل بين الأمونيا وغاز كلوريد الهيدروجين؟

ماذا او ما بالضبط يقبل الزوج الوحيد من الإلكترونات على النيتروجين. غالبًا ما تكتب الكتب المدرسية هذا كما لو أن الأمونيا تتبرع بزوجها الوحيد لأيون الهيدروجين - وهو بروتون بسيط بدون إلكترونات حوله.

هذا مضلل! لا تحصل عادةً على أيونات الهيدروجين المجانية في الأنظمة الكيميائية. إنهم متفاعلون للغاية لدرجة أنهم مرتبطون دائمًا بشيء آخر. لا توجد أي أيونات هيدروجين غير مجمعة في حمض الهيدروكلوريك.

لا يوجد مدار فارغ في أي مكان على حمض الهيدروكلوريك يمكنه قبول زوج من الإلكترونات. لماذا ، إذن ، حمض الهيدروكلوريك حمض لويس؟

الكلور كهرسلبي أكثر من الهيدروجين ، وهذا يعني أن كلوريد الهيدروجين سيكون جزيء قطبي. تنجذب الإلكترونات الموجودة في رابطة الهيدروجين والكلور نحو نهاية الكلور ، مما يترك الهيدروجين موجبًا قليلاً والكلور سالبًا قليلاً.

ملحوظة: إذا لم تكن متأكدًا من السلبية الكهربية وقطبية الرابطة ، فقد يكون من المفيد اتباع هذا الرابط.

استخدم الزر "رجوع" في المستعرض الخاص بك للعودة بسرعة إلى هذه الصفحة.

ينجذب الزوج الوحيد الموجود على نيتروجين جزيء الأمونيا إلى ذرة الهيدروجين الموجبة قليلاً في حمض الهيدروكلوريك. مع اقترابها ، تتنافر الإلكترونات الموجودة في رابطة الهيدروجين والكلور أكثر نحو الكلور.

في النهاية ، يتم تكوين رابطة منسقة بين النيتروجين والهيدروجين ، وينفصل الكلور على شكل أيون كلوريد.

من الأفضل توضيح ذلك باستخدام تدوين & quotcurly arrow & quot الذي يشيع استخدامه في آليات التفاعل العضوي.

ملحوظة: إذا لم تكن راضيًا عن استخدام الأسهم المتعرجة لإظهار حركات أزواج الإلكترونات ، فيجب عليك اتباع هذا الرابط.

استخدم الزر "رجوع" في المستعرض الخاص بك للعودة بسرعة إلى هذه الصفحة.

يعمل جزيء حمض الهيدروكلوريك بأكمله كحمض لويس. إنها تقبل زوجًا من الإلكترونات من الأمونيا ، وفي أثناء ذلك تتفكك. ليس بالضرورة أن يكون لأحماض لويس مدار فارغ موجود.

تعليق أخير على أحماض وقواعد لويس

إذا كنت طالبًا في المستوى الأول بالمملكة المتحدة ، فقد تصادفك الشروط من حين لآخر حمض لويس و قاعدة لويس في الكتب المدرسية أو مصادر أخرى. كل ما عليك تذكره هو:

حمض لويس هو متقبل لزوج الإلكترون.

قاعدة لويس هي مانح زوج إلكترون.

ملحوظة: تذكر هذا من خلال التفكير في أن الأمونيا تعمل كقاعدة. معظم الناس في هذا المستوى على دراية بالزوج الوحيد التفاعلي على النيتروجين الذي يقبل أيونات الهيدروجين. الأمونيا أساسية بسبب زوجها الوحيد. هذا يعني أنه يجب أن يكون للقواعد أزواج وحيدة للتبرع. الأحماض هي عكس ذلك.

لجميع الأغراض العامة ، التزم بنظرية برونستيد لوري.

أسئلة لاختبار فهمك

إذا كانت هذه هي المجموعة الأولى من الأسئلة التي أجريتها ، فيرجى قراءة الصفحة التمهيدية قبل البدء. ستحتاج إلى استخدام زر "BACK BUTTON" الموجود في متصفحك للعودة إلى هنا بعد ذلك.


أحماض بولي بروتيك هي أحماض يمكن أن تفقد عدة بروتونات لكل جزيء. يمكن تصنيفها إلى مزيد من أحماض ثنائي البروتين و الأحماض الثلاثية، تلك التي يمكنها التبرع ببروتونات وثلاثة بروتونات على التوالي. أفضل طريقة لإثبات الأحماض والقواعد المتعددة البروتينات هي باستخدام منحنى المعايرة. يعرض منحنى المعايرة ثوابت التفكك الحمضي المتعدد ( (K_a )) كما هو موضح أدناه.

فيما يلي قائمة ببعض الأحماض البولي بروتيك الشائعة:

اسم معادلة ( pmb<>>) ( pmb<>>) ( pmb<>>)
حامض الكبريتيك (قوي ، ثنائي البروتونات) ح2وبالتالي4 1.0 × 10 3 1.2 × 10 -2 -
حمض الكربونيك (ضعيف ، ثنائي النواة) ح2كو3 4.2 × 10 -7 4.8 × 10-11 -
حمض الفوسفوريك (ضعيف ، ثلاثي البروتونات) ح3ص4 7.1 × 10 -3 6.3 × 10 -8 4.2 × 10-13


قواعد الأحماض والأملاح

- ما هو القاسم المشترك بين صيغ القواعد المذكورة أعلاه؟

--أ حمض برونستيد- لور هو متبرع بالبروتون / أيون الهيدروجين (H +)

--أ BRÖNSTED-LOWRY BASE هو مستقبل البروتون / الهيدروجين (H +)

السابق. NH3 (aq) + H2O (l) £ NH4 + (aq) + OH- (aq)
أي متفاعل متبرع بالبروتون؟ متقبل البروتون؟
قاعدة B-L؟ حمض B-L؟

--أ حمض مرافق هو ما تصبح القاعدة بعد أن تقبل البروتون

--أ القاعدة المترافقة هو ما يصبح الحمض بعد أن يتبرع بالبروتون
السابق. ما هو الحمض المترافق والقاعدة في التفاعلات التالية
HCl (g) + H2O (l) £ H3O + (aq) + Cl- (aq)

السابق. ما هو الحمض المترافق لكل مما يلي:
NH3 ، H2O ، OH- ، HCO3- ، CO32- ، NH2-

السابق. ما هي القاعدة المرافقة لكل مما يلي:
NH3 ، H2O ، HCO3- ، H2CO3 ، H2SO4 ، HSO4-

--أ أيون الهيدرونيوم (H3O +) هو أيون ينتج عندما يكتسب جزيء الماء أيون الهيدروجين

- ان AMPHOTERIC المادة هي التي يمكن أن تتصرف مثل حمض أو قاعدة

- ما هي المواد الموجودة في الأمثلة أعلاه مذبذبة؟

--أ حمض لويس هو متقبل زوج الإلكترون أ لويس بيس هو متبرع زوج الإلكترون

- ان أنهيدريد حمضي هو أكسيد غير فلزي ينتج حمضًا عند إذابته في الماء

--أ أنهيدريد أساسي هو أكسيد معدني ينتج قاعدة عند إذابته في الماء
السابق. Na2O (s) + H2O (l) ß 2NaOH (aq)

- هل الأنهيدريدات الحمضية أو القاعدية التالية؟
CaO، SO2، NO2، K2O، BaO

راجع 19.1 قسم التقييم ، ص 593

القسم 19.2 - أيونات الهيدروجين والحموضة
المفاهيم الرئيسية

  • كيف ترتبط [H +] و [OH-] في محلول مائي؟
  • كيف يتم استخدام تركيز أيون الهيدروجين لتصنيف المحلول على أنه محايد أو حمضي أو قاعدي؟
  • ما هي أهم خاصية لمؤشر الحمض القاعدي؟

- الماء مذبذب (ماذا يعني؟) ويمكن أن يمر التأين الذاتي (تلقائي)
H2O (ل) + H2O (لتر) £ H3O + (aq) + OH- (عبد القدير)
أو
H2O (لتر) £ H + (aq) + OH- (aq)

--في ماء نقي ، [H3O +] = [OH-] = 1 X 10-7 م

- نظرًا لوجود توازن بين جزيئات الماء وأيونات الهيدرونيوم وأيونات الهيدروكسيد
Keq = [H3O +] [أوه -] / [H2O] 2

نظرًا لأن [H2O] أكبر بكثير من [H3O +] و [OH-] وهو ثابت بشكل أساسي ، يمكن للمرء تحريك [H2O] 2 إلى الجانب الآخر من المعادلة للحصول على
[H2O] 2 Keq = [H3O +] [OH-]

--ال ثبات المنتج الأيوني للمياه (Kw) هو نتاج تركيزات H3O + (أو H +) و OH-
Kw = [H3O +] [OH-] = (1 × 10-7 م) 2 = 1 × 10-14

- ماذا يحدث لتركيز H3O + (H +) إذا أضيف حمض إلى الماء؟ أوه- تركيز؟ إذا تم إضافة قاعدة؟

السابق. انظر عينة المشكلة 19.1 ، مشاكل الممارسة 9 ، 10 ، ص 596

--ال الرقم الهيدروجيني من الحل هو اللوغاريتم السالب لـ [H3O +] (أو [H +])
الرقم الهيدروجيني = -log [H3O +]

السابق. ما هو الرقم الهيدروجيني للمحلول المحايد؟

السابق. ما هو الرقم الهيدروجيني لمحلول مع [H +] = 6 X 10-10 M

السابق. ما هو [H3O +] ([H +]) في الحل
الرقم الهيدروجيني = 4.8؟

--كي تختصر
1. An محلول حمضيN هو واحد فيه
[H3O +] & gt [OH-]
الرقم الهيدروجيني & lt 7
[H3O +] & GT 1 X 10-7M

2. أ الحل الأساسي (القلوي) هو واحد فيه
[H3O +] & lt [أوه-]
الرقم الهيدروجيني و GT7
[H3O +] & lt 1 × 10-7 م

3. أ حل محايد هو واحد فيه
[H3O +] = [أوه-] = 1 × 10-7 م
الرقم الهيدروجيني = 7

--pOH هل اللوغاريتم السالب لـ [OH-]
pOH = -log [OH-]

- إذا أخذ المرء اللوغاريتم السالب لكلا طرفي معادلة Kw- Kw = [H3O +] [OH-] = 1 X 10-14
النتيجة هي معادلة أخرى مفيدة
الرقم الهيدروجيني + الرقم الهيدروجيني = 14

- نظرا لواحد مما يلي
[H3O +] [OH-] pH pH
يجب أن يكون المرء قادرًا على حساب القيم الثلاث الأخرى لمحلول مائي

السابق. يحتوي الحل على [H3O +] = 4.2 X 10-10 M. ما هو [OH-] ، و pH ، و pOH؟

السابق. المحلول له درجة حموضة = 9.2. ما هو [H3O +] و pOH و [OH-]؟

السابق. يحتوي الحل على [OH-] = 3.5 X 10-3 M. ما هو [H3O +] ، ودرجة الحموضة ، و pOH؟

السابق. الحل له pOH = 4.5. ما هو [OH-] ، ودرجة الحموضة ، و [H3O +]؟

- ان مؤشر (HIN) هو حمض ضعيف أو قاعدة تخضع لتغير اللون عند درجة حموضة معينة عندما يكتسب الجزيء بروتونًا أو يفقده
هين £ H + + في-
انظر الشكل. 19.12 ، ص 602

السابق. مؤشر عالمي ، ورق الأس الهيدروجيني ، ورق عباد الشمس الأحمر / الأزرق

- مقياس الأس الهيدروجيني هو أداة كهربائية تستخدم لإجراء قياسات سريعة ودقيقة للأس الهيدروجيني
انظر الشكل. 19.15 ، ص 603

راجع 19.2 قسم التقييم ، ص 604

القسم 19.3 - قوى الأحماض والقواعد
المفاهيم الرئيسية

  • كيف ترتبط قيمة ثابت تفكك الحمض بقوة الحمض؟
  • كيف يمكنك حساب ثابت تفكك الحمض (Ka) لحمض ضعيف؟

--أ حامض قوي هو الذي يتأين بالكامل في محلول مائي
السابق. HCl (g) + H2O (l) ß H3O + (aq) + Cl- (aq)

--أ حمض ضعيف هو الذي يتأين جزئيًا فقط في محلول مائي
السابق. CH3COOH (aq) + H2O (l) £ CH3COO- (aq) + H3O + (aq)

- الأحماض الثنائية القوية هي HCl ، HBr ، HI

- قاعدة عامة للأحماض الثلاثية القوية
"إذا تجاوز عدد الأكسجين عدد الهيدروجين بمقدار اثنين أو أكثر ، يكون الحمض قويًا"
السابق. H2SO4- قوي H2SO3 ضعيف

السابق. ما هو تركيز H3O + في محلول 0.3 M من HNO3؟ ما هو الرقم الهيدروجيني؟

السابق. ما هو الرقم الهيدروجيني لمحلول 1.3 مولار من حمض الهيدروكلوريك؟

- نظرًا لوجود توازن بين حمض ضعيف وقاعدته المقترنة ، يمكن كتابة تعبير توازن لحمض ضعيف HA
HA (aq) + H2O (l) £ A- (aq) + H3O + (aq)

[H2O] هو في الأساس ثابت ، ويمكن نقله إلى الجانب الآخر من المعادلة لتكوين ثابت جديد- تأين الحمض (التفكك) ثابت (كا)
Ka = [A -] [H3O +] / [HA]

- كلما كان الكا أكبر للحمض ، كلما كان الحمض أقوى
انظر الجدول 19.7 ، ص 607

- اكتب تعبير Ka لكل مما يلي
H2SO4 ، HSO4- ، H2CO3 ، HCO3- ، CH3COOH

- لاحظ أن القاعدة المترافقة لحمض متعدد البروتينات هي حمض أضعف من الحمض الأصلي
السابق. H3PO4

--أ قاعدة قوية هو الذي ينفصل تماما في محلول مائي

- جميع الهيدروكسيدات المعدنية القابلة للذوبان هي قواعد قوية ، خاصة المجموعة 1 وهيدروكسيدات المجموعة 2 الثقيلة

--أ قاعدة ضعيفة هو الذي يتفاعل قليلاً مع الماء لإنتاج OH-
السابق. NH3 (aq) + H2O (l) £ NH4 + (aq) + OH- (aq)

- لاحظ أن رد الفعل في المثال أعلاه يقع إلى اليسار عند التوازن

السابق. ما هو [OH-] لمحلول 0.75 مولار هيدروكسيد الصوديوم؟ ما هو الرقم الهيدروجيني؟

--ال ثابت التنقية القاعدية (Kb) لأن القاعدة الضعيفة تشبه Ka بالنسبة للحمض الضعيف للقاعدة الضعيفة B
ب + H2O £ HB + + أوه-

ك ب = [HB +] [أوه-] / [ب]

- اكتب تعبير Kb لكل مما يلي
NH3، NH2-، SO42-

- هل هناك فرق بين تركيز وقوة حمض / قاعدة؟ هل يمكن للمرء أن يكون لديه محلول حمض / قاعدي ضعيف بتركيز عالٍ؟

- يمكن حساب Ka للحمض الضعيف أو Kb للقاعدة الضعيفة إذا عرف المرء التركيز الأولي للحمض / القاعدة والرقم الهيدروجيني
السابق. انظر عينة المشكلة 19.5 ، ص 610

راجع 19.3 قسم التقييم

القسم 19.4- تفاعلات التحييد
المفاهيم الرئيسية

  • ما هي نواتج تفاعل الحمض مع القاعدة؟
  • ماذا يحدث عند نقطة نهاية المعايرة بالتحليل الحجمي؟

--أ ملح هو مركب يتكون من أنيون من حمض وكاتيون من قاعدة
السابق. HCl + NaOH ß NaCl + HOH

- رد الفعل في المثال أعلاه هو أ تفاعل التعادل- تفاعل بين حمض وقاعدة ينتج عنها ملح وماء

- تسمى تفاعلات الحمض القاعدي تفاعلات التعادل لأنه إذا اشتمل التفاعل على حمض قوي وقاعدة قوية ، وكانت بكميات متكافئة متكافئة ، فسيكون المحلول الناتج محايدًا

السابق. ما هي تركيبة الحمض / القاعدة التي يمكن أن تشكل الأملاح التالية (الكاتيون من القاعدة ، الأنيون من الحمض):
بوكل ، NaNO3 ، CaCO3 ، KBr ، (NH4) 2SO4

--المعايرة هي طريقة تستخدم حلًا قياسيًا لقياس تركيز محلول آخر

--أ المحاليل القياسية هو محلول بتركيز معروف

- في المعايرة ، تتفاعل المواد المذابة في المحلول القياسي وغير المعروف. يضاف المحلول القياسي إلى حجم معين من المحلول غير المعروف حتى يكتمل التفاعل وتكون هناك مقادير متكافئة متكافئة من المذابين يطلق عليهما نقطة النهاية. من البيانات الحجمية التي تم الحصول عليها ، يمكن حساب تركيز المحلول غير المعروف

- في معايرة قاعدية قوية حمضية (تفاعل معادلة) ، يتم الوصول إلى نقطة النهاية عندما يكون الرقم الهيدروجيني 7 (محلول ملح قاعدي قوي الحمضي).

- بشكل عام ، تتم المعايرة بالتحليل الحجمي على النحو التالي:
1. يتم قياس حجم محلول غير معروف ووضعه في حاوية مناسبة (مخروطي قارورة)

2. يضاف المؤشر (أو مسبار مقياس الأس الهيدروجيني) إلى الحل غير المعروف. المؤشر الشائع الاستخدام في مختبرات الطلاب هو الفينول فثالين (انظر الشكل 19.12 ، ص 602)

3. أ بوريت- أداة متدرجة تستخدم لقياس كميات صغيرة من السائل - مملوءة بالمحلول القياسي وتم أخذ قراءة الحجم الأولية

4. يتم تحرير المحلول القياسي من السحاحة في المحلول غير المعروف حتى يتم اكتشاف أدنى تغيير في اللون

5. يتم أخذ قراءة حجم الحل القياسي النهائي

6. يتم حساب تركيز المحلول غير المعروف

السابق. تم الحصول على البيانات الحجمية التالية من معايرة محلول HCl غير معروف بمحلول 0.75 M NaOH:
حجم محلول حمض الهيدروكلوريك - 15.50 مل
قراءة الدفن الأولية - 0.52 مل
قراءة السحاحة النهائية - 27.87 مل
احسب تركيز المحلول المجهول.

السابق. إذا تم استخدام 23.4 cm3 من 0.551M NaOH لمعايرة 50.0 cm3 من HCl إلى نقطة النهاية ، فما هو تركيز محلول HCl؟

السابق. كم سم 3 من 0.0947M هيدروكسيد الصوديوم اللازمة لتحييد 21.4 سم 3 من 0.106 م هيدروكلوريد؟

السابق. كم سم 3 من 0.200M KOH سيعادل 15.0 cm3 من 0.400M H2SO4 تمامًا؟

القسم 19.5 - الأملاح في المحلول
المفاهيم الرئيسية

- في حين أن الأملاح المتكونة من تفاعلات الأحماض القوية ذات القواعد القوية تنتج محاليل محايدة ، فإن هذا لا ينطبق على أملاح الأحماض أو القواعد الضعيفة

--في هيدرولسس الملح، تتفاعل أيونات الملح مع الماء لإنتاج فائض من H3O + (H +) أو OH- ، مما يغير الرقم الهيدروجيني للمحلول

- ضع في اعتبارك الأملاح المتكونة من تفاعلات المعادلة الحمضية / القاعدية التالية
1. حمض قوي + قاعدة ضعيفة
السابق. Al (NO3) 3 (من Al (OH) 3 و HNO3)
يتفاعل Al3 + مع الماء لإعادة تشكيل القاعدة الضعيفة
Al3 + + 3HOH £ Al (OH) 3 + 3H +
نظرًا لأن هذا التفاعل يقع على اليمين ، وينتج عنه فائض H + (H3O +) ، ينخفض ​​الرقم الهيدروجيني ويكون المحلول الحمضي هو النتيجة.
Will NO3- react with water to re-form HNO3? لما و لما لا؟

2. WEAK ACID + STRONG BASE
السابق. NaCH3COO (from CH3COOH + NaOH)
CH3COO- reacts with water to re-form the weak acid
CH3COO- + HOH £ CH3COOH + OH-
Since this reaction lies to the right, and produces excess OH-, the pH is raised and a basic solution is the result.
Will Na+ react with water to re-form NaOH? لما و لما لا؟

--Why will the salt from a strong acid/base reaction produce a neutral solution?

--What type of solution will a weak base/weak acid salt produce?

--To summarize
strong acid + strong base salt – neutral solution
strong acid + weak base salt – acidic solution
weak acid + strong base salt – basic solution
weak acid + weak base salt - ?

السابق. Will the following salts produce an acidic, basic, or neutral solution?
NaBr, NaSO3, CaSO4, NH4Cl, NH4NO3, KClO2

--A BUFFER هو حل
1. a weak acid and one of its salts
أو
2. a weak base and one of its salts
that resists changes in pH when small amounts of acid or base are added

--In a buffer system, an equilibrium is established between the weak acid and its conjugate base or the weak base and its conjugate acid. These provide species for added acid or base to react with instead of reacting with water and changing pH
السابق. CH3COOH and NaCH3COO buffer
The species present in this buffer system are
CH3COOH Na+ CH3COO- H2O
An equilibrium between acid and conjugate base is established
CH3COOH + H2O £ CH3COO- + H3O+

If acid is added to the system, the proton is donated to the strongest base present-acetate
If base is added to the system, the strongest acid donates a proton-acetic acid
In either case, the concentration of H3O+ doesn’t change significantly, nor does the pH

--ال BUFFER CAPACITY of a buffer system is the amount of acid or base that can be added to a buffer solution before a significant change in pH occurs

--What would determine buffer capacity of a buffered system?

Web site link: http://www.duplinschools.net/

Author : not indicated on the source document of the above text

If you are the author of the text above and you not agree to share your knowledge for teaching, research, scholarship (for fair use as indicated in the United States copyrigh low) please send us an e-mail and we will remove your text quickly.


Polyprotic Acids

Acids differ in the number of protons they can donate. For example, monoprotic acids (a compound that is capable of donating one proton per molecule) are compounds that are capable of donating a single proton per molecule. Monoprotic acids include HF, HCl, HBr, HI, HNO3, and HNO2. All carboxylic acids that contain a single &minusCO2H group, such as acetic acid (CH3كو2H), are monoprotic acids, dissociating to form RCO2 &minus and H + . A compound that can donate more than one proton per molecule is known as a polyprotic acid . For example, H2وبالتالي4 can donate two H + ions in separate steps, so it is a diprotic acid (a compound that can donate two protons per molecule in separate steps) and H3ص4, which is capable of donating three protons in successive steps, is a triprotic acid (a compound that can donate three protons per molecule in separate steps), (Equation ( ef<4.3.4>), Equation ( ef<4.3.5>), and Equation ( ef<4.3.6>)):

[ H_3 PO_4 (l) overset < ightleftharpoons>H ^+ ( a q ) + H_2 PO_4 ^- (aq) label<4.3.4>]

[ H_2 PO_4 ^- (aq) ightleftharpoons H ^+ (aq) + HPO_4^ <2->(aq) label<4.3.5>]

[ HPO_4^ <2->(aq) ightleftharpoons H^+ (aq) + PO_4^ <3->(aq) label<4.3.6>]

In chemical equations such as these, a double arrow is used to indicate that both the forward and reverse reactions occur simultaneously, so the forward reaction does not go to completion. Instead, the solution contains significant amounts of both reactants and products. Over time, the reaction reaches a state in which the concentration of each species in solution remains constant. The reaction is then said to be in حالة توازن (the point at which the rates of the forward and reverse reactions become the same, so that the net composition of the system no longer changes with time).


1 إجابة 1

You are not right, Le Châtelier's principle plays a very important role.

Let's have a look at the reactions involving disodium monohydrogen phosphate, as it is an amphoteric substance and therefore a buffer on its own: egince< Na2HPO4 + H2O &<=> 2Na+ + H3+O + PO4^3- Na2HPO4 + H2O &<=> 2Na+ + <>^<->OH + H2PO4^- >end To a small extent, there will also be the formation of phosphoric acid, but we'll ignore that for the moment.

Let's ignore the counter ion and formulate the equilibrium constants: egin ce & K_1 &=frac<>),c(ce)><>), c(ce)> & = K_mathrmcdot c(ce) ce^OH + H2PO4^-> & K_2 &=frac<>),c(ce^OH>)><>), c(ce)>& = K_mathrmcdot c(ce) end The whole reaction can be described with a coupled equilibrium constant: $K = K_mathrmcdot K_mathrmcdot c^2(ce)$ At all times in a pure solution there will be phosphate, monohydrogen phosphate, dihydrogen phosphate and maybe even phosphoric acid in solution. Changing any of the concentrations of these species will change the equilibrium. The same equations can be applied to the sodium dihydrogen phosphate system. The initial concentrations of course will be different. Depending on the ratio of the two solutions, the pH will also change. The buffer capacity is of course not only dependent on the overall concentration, but also if it is near the ideal buffer point. Overall, polyprotic acids are very complicated systems and it solely depends on your understanding of the word "excellent" how the buffer behaves. There are many fine tuned buffer systems for various purposes, this website has quite a few neat tables. Chemistry: Acids and Bases Flashcards Preview

Turns red in acidic solution and blue in basic solution.

- Have a sour taste. - Aqueous solutions can conduct electricity. - React with bases to form water and a "salt." - Nonoxidizing acids react with metals to produce hydrogen gas. - Cause color changes in plant dyes, turn litmus paper red.

- Have a bitter taste. - Aqueous solutions can conduct electricity. - React with acids to form water and a "salt." - Feel slippery to the touch. - Cause color changes in plant dyes, turn litmus paper blue.

Swante Arrhenius formed this toward end of 19th century. He defined an acid as a species that produces H+ (a proton) in an aqueous solution and a base as a species that produces OH- (a hydroxide ion) in an aqueous solution. These definitions, though useful, fail to describe acidic and base behavior in nonaqueous media. An example of an Arrhenius acid, base, and acid-base reaction, respectively, are: HCl(aq) --> H+(aq) + Cl-(aq) NaOH(aq) --> Na+(aq) + OH-(aq) HCl(aq) + NaOH(aq) --> NaCl(aq) + H2O(l)

More general definition proposed by Johannes Bronsted and Thomas Lowry in 1923. An acid is a species that donates protons, while a base is a species that accepts protons. Advantage to this definition is it's not limited to aqueous solutions. Acids and bases always occur in pairs, called conjugate acid-base pairs. The two members of a conjugate pair are related by the transfer of a proton. For example, H3O+ is the conjugate acid of the base H2O and NO2- is the conjugate base of HNO2: H3O+(aq) H2O(aq) + H+(aq) HNO2(aq) NO2-(aq) + H+(aq)

At same time as Bronsted and Lowry, Gilbert Lewis also proposed a definition. He defined an acid as an electron-pair acceptor and a base as an electron-pair donor. Lewis's are the most inclusive definitions. Just as every Arrhenius acid is a Bronted-Lowry acid, every Bronsted-Lowry acid is also a Lewis acid. However, the Lewis definition encompasses some species not included within the Bronsted-Lowry definition. For example, BCl3 and AlCl3 can each accept an electron pair and are therefore Lewis acids, despite their inability to donate protons.

Nomenclature of Arrhenius Acids

The name of an acid is related to the name of the parent anion (the anion that combines with H+ to form the acid). Acids formed from anions whose names end in -ide have the predfix hydro- and the ending -ic. F Flouride = HF Hydrofluoric acid Br Bromide = HB Hydrobromic acid Acids formed from oxyanions are called oxyacids. If the anion ends in -ite (less oxygen), then the acid will end with -ous acid. If the anion ends in -ate (more oxygen), then the acid will end with -ic acid. Prefixes in the names of anions are retained. ClO- Hypochlorite --> HClO Hypochlorous Acid ClO2- Chlorite --> HClO2 Chlorous Acid CLO3- Chlorate --> HClO3 Chloric Acid ClO4- Perchlorate --> HClO4 Perchloric Acid NO2- Nitrite --> HNO2 Nitrous Acid NO3- Nitrate --> HNO3 Nitric Acid

Hydrogen Ion Equilibria (pH and pOH)

Hydrogen ion concentration, [H+], is generally measured as pH, where: pH = -log[H+] = log(1/[H+]) Likewise, hydroxide ion concentration, [OH-], is measured as pOH where: pOH = -log[OH-] = log(1/[OH-]) In any aqueous solution, the H2O solvent dissociates slightly: H2O(l) H+(aq) + OH-(aq) This dissociation is an equilibrium reaction and is therefore described by a contsant, Kw, the water dissociation constant. Kw = [H+][OH-] = 10^-14 Rewriting this equation is log form gives: pH + pOH = 14 In pure H2O, [H+] is equal to [OH-] because for every mole of H2O that dissociates, one mole of H+ and one mole of OH- are formed. A solution with equal concentration of H+ and OH- is neutral and has a pH of 7 (-log 10^-7 = 7). A pH below 7 indicates a relative excess of H+ ions and, therefore, an acidic solution a pH above 7 indicates a relative excess of OH- ions and, therefore, a basic solution.

A useful skill for various problems involving acids and bases, as well as their corresponding buffer solutions, is the ability to quickly convert pH, pOH, pKa, and pKb into nonlogarithmic form and vice versa. When the original value is a power of 10, the operation is relatively simple changing the sign on the exponent gives the corresponding p-scale value directly. Example: If [H+] = 0.001, or 10^-3, then pH = 3. If Kb = 1,0 x 10^-7, then pKb = 7. More difficulty arises when the original value is not an exact power of 10 exact calculation would be excessively onerous, but a simple method or approximation exists. If the nonlogarithmic value is written in proper scientific notation, it will look like n x 10^-m, where n is a number between 1 and 10. The log of this product can be written as log(n x 10^-m) = -m + log n, and the negative log is thus m - log n. Now, since n is a number between 1 and 10, its logarithm will be a fraction between 0 and 1, thus, m - log n will be between m - 1 and m. Further, the larger n is, the larger the fraction log n will be, and therefore the closer to m -1 our answer will be.

Relative Strengths of Acids and Bases

The strength of an acid or base will depend largely upon its ability to ionize. The strength of an acid, for example, can be measured by the fraction of the molecules of that acid undergoing ionization. Subsequently, the acid strength can be expressed by the following equation. % Ionization = (ionized acid concentration at equilibrium/initial concentration of acid) x 100% When an acid or base is strong, its conjugate base and acid will be weak. The stronger the acid, the weaker the conjugate base. Furthermore, within a series of weak acids, the stronger the acid, the weaker its conjugate base for all acids and bases included.

Strong acids and bases are those that completely dissociate into their component ions in aqueous solution. For example, when NaOH is added to water, it dissociates completely. Hence, in a 1-M solution of NaOH, complete dissociation gives 1 mole of OH- ions per liter of solution. pH = 14 - (-log[OH-]) = 14 + log[1] = 14 Virtually, no undissociated NaOH remains.

Note that the [OH-] contributed by the dissociation of H2O is considered to be negligible in this case.

Strong Acids & Bases: H2O Contribution

The contribution of OH- and H+ ions from the dissociation of H2O can be neglected only if the concentration of the acid or base is greater than 10^-7 M.

For example, the pH of a 1 x 10^-8 M HCl solution might appear to be 8 because -log(1x10^-8) = 8. However, a pH of 8 is in the basic pH range, and an HCl solution is not basic. This discrepancy arises from the fact that at low HCl concentrations, H+ from the dissociation of water does contribute significantly to the total [H+]. The [H+] from the dissociation of water is less than 1x10^-7 M due to the common ion effect.

The total concentration of H+ can be calculated from Kw = (x+1x10^-8)(x) = 1.0x10^-14, where x = [H+] = [OH-] (both from the dissociation of water molecules). Solving for x gives x = 9.5x10^-8 M, so [H+]total = (9.5x10 -8 + 1x10 -8 ) = 1.05x10 -7 M, and pH -log(1.05x10 -7 ) = 6.98, slightly less than 7, as should be expected for a very dilute, yet acidic solutions.

Strong Acids & Bases: Common Ones

Strong acids commonly encountered in the lab include HClO4 (perchloric acid), HNO3 (nitric acid), H2وبالتالي4 (sulfuric acid), and HCl (hydrochloric acid). Commonly encountered strong bases include NaOH (sodium hydroxide), KOH (potassium hydroxide), and other soluble hydroxides of Group IA and IIA metals.

Strong Acids & Bases: Calculation of pH and pOH

Calculation of the pH and pOH of strong acids and bases assumes complete dissociation of the acid or base in solution: [H+] = normality of strong acid and [OH-] = normality of strong base.

Those that only partially dissociate in aq solutions. A weak monoprotic acid (HA) in aqueous solution will achieve the following equilibrium after dissociation (H3O+ is equivalent to H+ in aqueous solution): HA(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + A-(aq)

Acid Dissociation Constant (Ka)

Measure of the degree to which an acid dissociates.

The weaker the acid, the smaller the Kأ. Note that Kأ does not contain an expression for the pure liquid, water.

Base Dissociation Constant (Kب)

Measure of the degree to which a base dissociates. The weaker the base, the smaller its Kب.

For a monovalent base, Kب is defined as follows: Kب = [B + ][OH - ] / [BOH]

The acid formed when a base gains a proton.

Base formed when an acid loses a proton.

Calculate concentration of H+ in a 2.0 M aqueous solution of acetic acid, CH3COOH (Kأ = 1.8x10 -5 ).

First write the equlibrium reaction.

Next, write the expression for the acid dissociation constant.

Because acetic acid is a حمض ضعيف, the concentration of CH3COOH at equilibrium is equal to its initial concentration, 2.0 M, less the amount dissociated, x. Likewise, [H + ] = [CH3COO - ] = x, since each molecule of CH3COOH dissociates into one H + ion and one CH3COO - ion. Thus, the equation can be rewritten as follows:

We can approximate that 2.0 - x = 2.0 since acetic acid is a weak acid, and only slightly dissociates in water. This simplifies the calculation of x:

The fact that [x] is so much less than the initial concentration of acetic acid (2.0 M) validates the approximation otherwise, it would have been necessary to solve for x using the quadratic formula. (A rule of thumb is that the approximation is valid as long as x is less than 5% of the initial concentration.)


شاهد الفيديو: نموذج أرهينيوس للأحماض والقواعد. الكيمياء. الأحماض والقواعد (شهر فبراير 2023).