Тема: Кислотность и основность органических соединений. Как определить кислотность основания


Кислотность оснований - Справочник химика 21

    Основность кислоты определяется числом протонов, которое отдает молекула кислоты, реагируя с основанием кислотность основания определяется числом протонов, присоединяемых молекулой основания прн взаимодействии его с кислотой. [c.8]

    Что определяет кислотность основания  [c.37]

    Следовательно, эквивалент основания может быть вычислен как частное от деления молекулярной массы основания на заряд иона металла или, что то же самое, на кислотность основания. По тем же соображениям эквивалент соли может быть вычислен как частное от деления ее молекулярной массы на произведение числа ионов металла и его заряда. [c.5]

    Для трех- и более кислотного основания возможно существование нескольких основных солей. Так, Сг(ОН)з и НМОз образуют две основные соли. Для составления формул пищут основные остатки от Сг(ОН)з и определяют их кислотности Сг(0Н)2 и Сг(ОН). Затем добавляют кислотные остатки Сг(ОН)2МОз и СгОН(ЫОз)2. [c.37]

    Число способны к ионизации гидроксильных групп определяет кислотность основания (И 5). [c.172]

    Какие вещества относятся к классу оснований Приведите примеры характерных для них реакций. Чем определяется кислотность оснований  [c.52]

    Соответственно молярная масса эквивалента основания равна его молярной массе, деленной на кислотность основания (число гидроксильных групп, участвуюших в реакции). Например  [c.184]

    В литературе описано несколько более или менее специальных методов вычисления констант диссоциации многоосновных кислот (или много кислотных оснований) по данным титрования. Из этих методов для нас представляет особый интерес метод, примененный Симсом [1]. Симс исходит из того факта, что кривая титрования многоосновной кислоты похожа на кривую титрования смеси соответствующего числа одноосновных кислот, и вычисляет ряд констант равновесия реакций титрования особым методом приближения, предположив, что титруемый раствор является смесью одноосновных кислот. Истинные константы равновесия вычисляют из найденных констант равновесия реакций титрования, используя специально выведенные формулы. Метод Симса в общем более сложен и менее удобен, чем описываемый ниже метод, в котором ступенчатые константы определяют непосредственным приближением ряда промежуточных констант. [c.37]

    Для многоосновных кислот и многокислотных оснований характерна ступенчатая диссоциация с отрывом одного нона Н+ или ОН по каждой ступени. Таким образом, число ступеней определяется основностью кислоты или кислотностью основания. Поскольку первый ион отрывается от нейтральной частицы, а последующие от частиц с зарядом противоположного знака, который увеличивается с каждой ступенью на единицу, то степень электролитической диссоциации сильно уменьшается при переходе от первой ступени к каждой следующей. Примером может быть фосфорная кислота при с=0,1 моль/л  [c.204]

    Кислотность основания определяется числом гидроксильных групп (гидроксогрупп). Например, КОН — однокислотное основание, Са(ОН)а — двухкислотное, Ре(ОН)з—трехкислотное и т. д. Двух- и многокислотные основання диссоциируют ступенчато  [c.75]

    При нереходе к основным растворителям, у которых lg Ка много меньше суммы остальных членов в уравнении (VI 1,32), логарифм константы основания уже меньше нуля. В зависимости от того, какова основность (или кислотность) основания, р/ в приобретает различные значения. Ранее одинаковые в своей силе основания теперь приобретают индивидуальные свойства. Сила оснований в этих растворителях не только ослабляется, но и дифференцируется. [c.354]

    Искомой величиной является абсолютная активность ионов лиония амн+, отнесенная к водному раствору протонов (ионов гидроксония) как к стандарту. Константа кислотности основания через абсолютные активности выразится так  [c.414]

    В состав молекулы всякого основания входят металл и некоторое, Б зависимости от его валентности, число радикалов ОН. Зная, что гидроксил одновалентен, из формулы основания легко найти валентность металла или по валентности металла составить формулу основания. При рационализированных названиях гидроокисей (с использованием для радикала ОН термина гидроксид или гидроксо ) формула дается прямо в названии например, медь-гидроксид —СиОН или медь-дигидроксид —Си (ОН) 2- Число имеющихся в молекуле гидроксилов определяет кислотность основания. Так, NaOH — однокислотное основание, Mg(0H)2 — двухкислотное и т. д. [c.55]

    Эквиваленты одноатомных и многоатомных ионов равны их ионной массе, деленной на заряд. Эквиваленты солей, кислот и оснований в реакциях обмена выражаются через молекулярную массу, деленную на произведение абсолютного значения заряда одного из ионов на число их в соединении. Причем эквивалент кислоты равен ее молекулярной массе, деленной на ее основность в реакции (число водородных ионов, участвующих в химической реакции), а эквивалент основания — молекулярной массе, деленной на кислотность основания в реакции (число гидроксильных групп, принимающих участие в химической реакции). Аналогичный подход применяется и в других более сложных случаях. Например, в окислительно-восстановительных реакциях эквивалент окислителя (восстановителя) соответствует молекулярной массе, деленной на то число электронов, которое приобретается (теряется) одной молекулой окислителя (восстановителя) в рассматриваемой окислительно-восстановительной реакции. [c.26]

    Слабые многокислотные основания диссоциируют ступенчато. Число ступеней диссоциации определяется кислотностью слабого основания Ме(ОН)у, где у— кислотность основания. [c.188]

    Кислотность основания определяют числом гидроксильных групп (гидроксогрупп) в его молекуле. Например, Nh5OH— однокислотное основание, Са(ОН)з — двухкислотное, Ре(ОН)з — трехкислотное и т. д. Двух- и многокислотные основания диссоциируют ступенчато. Например  [c.154]

    Кислотность основания 36 Кислотный(е) остаток(ки) 31,39,40 Кислотообразующий элемент 38 Кислоты 29, 37, 187, 234 сл. [c.704]

    Для характеристики диссоциации оснований в растворе часто используют константу кислотности основания Ка, лучше определяющую суть происходящего в растворе процесса  [c.25]

    Константа диссоциации основания и константа кислотности основания, т. е. сопряженной с ним катионной кислоты, связаны следующей формулой  [c.25]

    Основываясь на том, что, как свидетельствуют экспериментальные данные, константы кислотности оснований (катионных кислот) сравнительно мало изменяются при переходе от растворителя к растворителю (см. гл. VI), Гамметт предложил оценивать кислотность любых растворов по степени превращения индикатора основания в его ионную форму. [c.412]

    Предположение Гамметта о неизменности констант кислотности индикаторов-оснований равносильно предположению, что константы кислотности оснований выражены через абсолютные активностп, отнесенные к водному раствору как к стандарту. [c.414]

    В настоящее время для оценки кислотности кроме функций ш Я( ) предложены функция Я(+), основанная на зависимости положения равновесия реакции BH + В+ + Н+ от кислотности, а также функция кислотности основанная на зависимости положения равновесия реакции ВОН + + Н+ + НаО (R+ — ион карбония, ВОН — арилкарбинол) от кис- [c.416]

    Число гидроксигрупп определяет кислотность основания, т. е. способность данного основания нейтрализовать кислоты. Например, NaOH является однокислотным основанием, а Са(ОН)2 двукислотным основанием и т. д., так как при реакции нейтрализации этих оснований одноосновной кислотой (например, H I) на 1 моль основания расходуется соответственно [c.124]

    Для основных солей применяют следующее правило вначале указывают слово гидроксо , затем — название кислотного остатка соответствующей кислоты и в конце — название металла MgOH l—гид-роксохлорид магния. Кислые соли образуются только двух- и более основными кислотами, а основные — двух- и более кислотными основаниями. [c.146]

    Основания. Основаниями называют вещества, которые при электролитической диссоциации в водных растворах образуют в качестве анионов только гидроксид-ионы ОН . Кислотность основания определяется числом гидроксогрупп в его молекуле. Так, Nh5OH, NaOH — однокислотные основания, М (ОН)з — двухкислотное, Fe (ОН)з — трехкислотное. [c.42]

    Кислотность основания — число групп ОН способных обмениваться на кислотный остаток. Например, NaOH — однокислотное основание, Са(ОН)2 — двухкислотное основание. По этому признаку основания бывают одно-, двух- и т.д. кислотными. Многокислотные основания диссоциируют ступенчато и могут образовывать несколько рядов солей, напри- [c.24]

    Кислотность основания определяется числом его гидроксильных групп (гидроксогрупп). Например, NH OH — однокислотное основание, Са(0Н)2 — двухкислотное, Ре(ОН)з — трехкислотное и т. д. Двух- и многокпслотные основания диссоциируют ступенчато [c.110]

    Чи лo гидроксид-ионов, которые образуются при распаде одной частицы, определяет кислотность основания. Например, NaOH — однокислотное основание, Са (ОН)а— двух кислотное, Ре(ОН)з — трех кислотное. Двух- и трехкислотные основания в водных растворах диссоциируют ступенчато, т. е. постепенно отщепляют гидрокснд-ионы. Например, в случае гидроксида кальция Са(ОН)а диссоциация протекает в две tyneHn  [c.61]

    В состав молекулы всякого основания входят металл и некоторое, в зависимости от его валентности, число радикалов ОН. Зная, что гидроксил одновалентен, легко из формулы основания найти валентность металла или по валентности металла построить формулу основания. Число имеющихся в молекуле гидроксилов определяет кислотность основания. Так, NaOH — однокислотное основание, Mg (ОН) 2 — двухкислотное и т.д. [c.46]

    В зависимости от числа гидроксильных групп основания делят иа однокислотные и многокислотные (NaOH — однокислотное основание, Са(0Н)2 — двух-кислотное основание). [c.33]

    Число гидроксид-ионоа, которое образуется при распаде одной молекулы, определяет кислотность основания. Например, NaOH и КОН — однокислотные основания, Ва(0Н)2 и Си (ОН) 2 — двухкислотные основания, В1(0Н)з и La(0H)3 — трехкислотные основания. Двух-н трехкислотные основания диссоциируют в водных растворах ступенчато, т. е. постепенно отщепляют гидроксид-ионы. Так, для гидроксида кальция Са(0Н)2 диссоциация протекает в две ступени  [c.83]

    Шварценбах [26] описал индикатор с необычными свойствами— перхлорат 5-пиридинглутакондиальдегида. Однозарядный бесцветный катион переходит при добавлении щелочи в однозарядный анион, обладающий красной окраской. Поскольку при изменении среды отношение у+ у-, по-видимому, изменяется много меньше, чем Ущ +1У , то следует ожидать, что функции кислотности, основанные на колориметрических измерениях с этим индикатором, более точно отражают активность протона, чем Яо или Я . [c.155]

    В кислотно-основной системе (в том смысле, в каком этот термин применяет Бренстед [3]), центральная группа М является. V-кислотным основанием и MA.iv —iV-основной кислотой, образованной присоединением N протонов. В окислительно-восстановительной системе центральная группа М соответствует полностью окисленному, а MA,v—полностью восстановленному соединению, образованному обратимым присоединением N электронов или атомов водорода. Если рассматривать атом водорода как ион водорода плюс электрон, то окислительно-восстановительные процессы всегда можно формально свести к электронным процессам. Окислительно-восстановительные системы существенно отличаются от кислотпо-основяых тем, что в последних промежуточные соединения всегда присутствуют в различимых концентрациях, а в окислительно-восстановительных системах это наблюдается очень редко. В качестве наиболее важных примеров следует отметить уже упомянутые краситель Вурстера и пиоцианин, а также равновесие между ионами Мп (II), Мп (III) и Мп (IV), изученное ГрубейХуберихом [4]. В указанной системе (в отличие от других случаев изменения валентности ионов металла, например при окислении Sn (И) до Sn (IV), Au (I) до Au (III) или T1 (1) до T1 (III) промежуточный ион [c.20]

chem21.info

Определение - общая кислотность - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 1

Определение - общая кислотность

Cтраница 1

Определение общей кислотности и свободной соляной кислоты может быть произведено в одной и той же порции желудочного содержимого.  [1]

Для определения общей кислотности производят два титрования.  [2]

Для определения общей кислотности предложено несколько способов, из которых наибольшее распространение получили способы паровой экстракции, отмывки водой и непосредственного титрования.  [3]

При определении общей кислотности титруют свободную серную кислоту и кислотный остаток бисульфата аммония.  [4]

Так как для определения общей кислотности нужно оттитровать все кислоты и кисло реагирующие соли желудочного содержимого, то точка эквивалентности лежит в щелочной среде ( рис. 35, кривая Б) и для ее установления пользуются фенолфталеином. Если нужно оттитровать только свободную соляную кислоту, в качестве индикатора применяют парадиметиламиноазобензол ( зона перехода рН 2 9 - 4 0), чтобы титрованию не мешали слабые кислоты. Ализаринсульфоновокислый натрий ( красный ализарин, зона перехода рН 5 0 - 6 8) дает возможность оттитровать свободные соляную и органические кислоты и, вычитая полученный результат из результата титрования общей кислотности, определить содержание связанной соляной кислоты.  [6]

Наиболее доступным методом определения общей кислотности гетерогенных катализаторов является метод аминного титрования. Он состоит в адсорбции органического основания из неполярных растворителей в присутствии индикаторов Гаммета. Так как адсорбированные на кислотных центрах молекулы индикатора при этом замещаются титрующим амином, молекулы последнего должны быть более сильным основанием, чем индикатор.  [7]

Прямое ВЧ-титрование с целью определения общей кислотности или щелочности в темно-окрашенных растворах, содержащих эмульсии жидких диэлектриков [15], например, определение аммиака в водных суспензиях латекса [16], является в ряде случаев единственным методом контроля производственных растворов.  [8]

Автоматический титратор типа АТ-2 предназначен для определения общей кислотности сульфокислоты. Он может быть использован и в других случаях для выполнения анализа в потоке. В приборе используется метод объемного потенциометрического титрования до определенного потенциала, соответствующего конечной точке. Длительность одного полного цикла титрования равна примерно 10 мин.  [9]

Разработанный СКБ АНН титратор АТ-2 предназначен для определения общей кислотности сильно агрессивного и вязкого продукта - сульфокпслоты. Используется метод объемного по-тенциометрического титрования до определенного потенциала.  [10]

Для вычисления содержания свободной двуокиси углерода используют результат определения общей кислотности. При ациди-метрическом титровании до рН 8 3 свободная СО2 реагирует со щелочным титрованным раствором с образованием гидрокарбоната.  [11]

Для вычисления содержания свободной двуокиси углерода используют результат определения общей кислотности. При ацидиме-трическом титровании до рН 8 3 свободная СО2 реагирует со щелочным титрованным раствором с образрванием гидрокарбоната.  [12]

В кубовых остатках при синтезе метилакрилата и этилакрилата проводят определение общей кислотности, бисульфата аммония, серной кислоты, акриловых соединений.  [13]

Кислотность от свободной СО2 вычисляют по - разности мг-экв, затраченных на определение общей кислотности и кислотности от органических кислот.  [14]

Каждую порцию титруют отдельно тем же раствором щелочи, как и при определении общей кислотности. Результаты титрования во всех случаях выражают в миллилитрах раствора щелочи.  [15]

Страницы:      1    2    3

www.ngpedia.ru

Тема:Кислотность и основность органических соединений

6

Цель занятия:

  1. Сформировать у студентов представление о влиянии кислотно-основных свойств органических соединений на многие физико-химические и биологические процессы, протекающие в условиях организма.

  2. Научить студентов определять кислотно-основные свойства спиртов, фенолов, тиолов, и аминов в зависимости от их строения.

Студент должен знать:типы кислот и оснований Бренстеда.

Студент должен уметь: определять кислотные и основные свойства органических соединений.

  1. Современные представления о кислотах и основаниях. Бренстеда и Лоури

Важными аспектами реакционной способности органических соединений является их кислотные и основные свойства. Для описания кислотных и основных свойств химических соединений существует несколько теорий – теория Бренстеда и Лоури, теория Льюиса и ряд других. Наиболее распространенной является теория Бренстеда и Лоури, или протолитическая теория.

По теории Бренстеда – Лоурикислоты – это нейтральные молекулы или ионы, способные отдавать протон (доноры протона), а основания - это нейтральные молекулы или ионы, способные присоединять протон (акцепторы протона).

По теории Льюисакислоты – это нейтральные молекулы или ионы, способные присоединять электронную пару (акцепторы электронной пары), а основания – это нейтральные молекулы или ионы, способные отдавать электронную пару (доноры электронной пары).

Из этого следует, что теоретически любое соединение, в состав которого входит атом водорода может его отдавать в виде протона и, проявлять свойства кислоты. Способность отдавать протон могут проявлять не только нейтральные молекулы, но заряженные частицы – катионы (Nh5+) и анионы кислот, напримерHCl,ROH,HSO4-и др.

В роли основаниймогут выступать анионы – частицы, несущие отрицательный заряд, например С1-,OH-,HSO4,Nh4.Основаниями могут быть и нейтральные молекулы, в состав которых входит гетероатом, например, азот, сера, кислород, содержащие неподелённую пару электронов, например спиртыROH.

Нейтральные молекулы или заряженные ионы, способные в зависимости от природы второго компонента проявлять свойства кислот или оснований называются амфотерными.

  1. Теория Бренстеда – Лоури. Сопряженные кислоты и основания.

Кислоты и основания проявляют свои свойства только в присутствие друг друга, Ни одно вещесвто не будет отдавать протон, если в системе нет акцептора протона – основания, и наоборот.т.е. они образуют сопряжённую кислотно-основную пару в которой чем сильнее кислота, тем слабее сопряженное ей основание, и чем сильнее основание, тем слабее сопряженная ему кислота.

Кислота, отдавая протон, превращается в сопряженное основание, а основание приняв протон, превращается в сопряженную кислоту. Кислоту обычно обозначают АН, а основание – В

Например: НС1↔ Н++ С1-, НС1 – сильная кислота; С1-ион – сопряженное слабое основание;

СН3СООН ↔ СН3СОО-+ Н+, СН3СООН – слабая кислота, а СН3СОО-- ион сопряженное сильное основание.

Общий вид можно представить так: Н+‌│ : А + В ↔ Н:В+ + А:-

к-та основ сопр. сопр.

к-та основ-е

Мы уже сказали, что кислотные свойства соединений обнаруживаются только в присутствие основания, а основные свойства – в присутствие кислоты, т.е. в соединениях существует определённое кислотно - основное равновесие, для изучения которого в качестве растворителя используется Н2О.По отношению к Н2О как к кислоте или как основанию определяют кислотно-основные свойства соединений.

Для слабых электролитов кислотность количественно оценивается Крав реакции, которая заключается в переносе Н+от кислоты к Н2О как основанию.

СН3СООН + Н2О ↔ СН3СОО-+ Н3О+

к-та основ-е основание кислота

СН3СОО-- ацетат ион, сопряженное основание;

Н3О+- ион гидроксония, сопряженная кислота.

Используя значение константы равновесия этой реакции и учитывая, что концентрация Н2О практически постоянна, можно определить произведение К ·[h3O] называемое константой кислотностиК кислотности (Ка).

;

Чем больше Ка, тем сильнее кислота. Для СН3СООН Ка= 1,75 · 10-5. такие малые величины неудобны в практической работе, поэтому Кавыражают черезрКа (рК = -ℓg Ка). Для СН3СООН рКа= 4,75. Чем меньше величина рКа, тем сильнее кислота.

Сила оснований определяется величиной рКВН+.

studfiles.net

Как определить кислотность желудка в домашних условиях

Как определить кислотность желудка в домашних условиях? Ведь не всегда есть время и возможность посетить врача для осмотра и проведения дополнительных лабораторных и инструментальных методов исследования. В некоторых случаях человек панически боится зондирования и пытается этого избежать.

Узнать о том, увеличена или понижена кислотность желудка, можно и самостоятельно. Для этого в первую очередь следует прислушаться к собственному организму. Присутствующие признаки свидетельствуют о гипер- или гипоацидности желудка. Кроме того, можно провести простые опыты с некоторыми видами пищевых продуктов или воспользоваться специальными тестовыми полосками.

Признаки пониженной кислотности желудка

Гипоацидная среда органа характеризуется определенными симптомами, с помощью которых можно самостоятельно заподозрить развитие патологии. О пониженном уровне кислоты свидетельствует появление сильной тяги к кислому. Это может быть консервированная капуста, огурец, лимон и др. У человека меняются вкусовые пристрастия, он начинает отдавать предпочтение кислым сокам, пряностям, приправам, черному ржаному хлебу и другим подобным блюдам.

Нормальная кислотность желудка обеспечивает обеззараживание пищевых продуктов от патогенных микробов и других вредных веществ. При ее недостатке очень часто развивается воспалительный процесс слизистой оболочки органа. Это приводит к возникновению следующих признаков:

  1. Тухлая отрыжка. Способствует появлению неприятного запаха изо рта. В некоторых случаях больные жалуются на гнилостную отрыжку.
  2. Метеоризм. Развивается вследствие выраженных процессов брожения. Скопившиеся газы провоцируют возникновение сильных болей по ходу кишечника и ощущение распирания.
  3. Пациенты жалуются на выраженную изжогу.
  4. Тяжесть в правом подреберье.
  5. Боль по окончании приема пищи или перекуса. Развивается в течение короткого времени после обеда и характеризуется локализацией в околопупковой области.
  6. Расстройство стула. Возникает вследствие попадания болезнетворных микроорганизмов в желудочно-кишечный тракт человека. В основном это проявляется в виде диареи. Существуют и другие варианты развития расстройства — возникают моторные нарушения, в результате чего каловые массы становятся более плотными и развивается запор.

Свидетельством пониженной кислотности желудка является и ослабление иммунитета. Данный факт обусловлен тем, что при отсутствии достаточного количества соляной кислоты пищевые продукты, особенно белковые, полностью не распадаются, а накапливаются и начинают гнить. В результате этого образовавшиеся токсины отравляют организм человека, провоцируя значительное ухудшение самочувствия. Из поступающей пищи в полном объеме не усваиваются витамины, минералы и другие полезные вещества. Это приводит к их дефициту, в результате чего появляются соответствующие признаки нарушения нормального функционирования со стороны других органов и систем. Самые частые проявления — сухость кожных покровов, медленный рост ногтей и ломкость. Ухудшается состояние волос — они истончаются, становятся сухими, кончики секутся. На лице появляется массивная угревая сыпь, пациенты отмечают расширение сосудистой сетки в области носа и глаз, что является серьезным косметическим дефектом.

Самому заподозрить эту патологию довольно тяжело. Однако если человек обращает пристальное внимание на данные симптомы, сделать это вполне реально.

Клинические проявления повышенной секреторной функции

По специфическим признакам определяется и повышенная кислотность желудка самостоятельно. Клинические проявления этого состояния характеризуются выраженной симптоматикой, обусловленной тем, что большое количество соляной кислоты приводит к постепенному разъеданию слизистой оболочки органа. В результате этого увеличивается риск развития язвенной болезни желудка и 12-перстной кишки. Кроме того, повышается вероятность возникновения гастроэзофагеального рефлюкса.

Основной признак ускоренной секреторной функции желудка — появление сильной изжоги. Она появляется при выбросе соляной кислоты в пищевод. Изжога может возникать в любое время суток, даже без особых на то причин. Однако чаще всего провоцирующим фактором становится употребление грейпфрутовых или апельсиновых соков, специй, пряностей и солений.

Для определения повышенной кислотности достаточно выпить щелочной минеральной воды или раствора соды. После этого самочувствие пациента, как правило, очень быстро улучшится.

При повышенном уровне HCl больные часто жалуются на кислый или медный привкус во рту, который появляется даже от одного вида кислых продуктов. В некоторых случаях больному достаточно просто подумать о яблоках, лимонах, огурцах, как тут же становится плохо.

Отрыжка появляется после любого приема пищи. Больше всего выражена при употреблении острых, жареных, пряных или соленых блюд.

Голодная боль в желудке, возникающая в основном с утра или в тот момент, когда человек сильно хочет есть, ярко свидетельствует о повышенной кислотности желудочного сока. Данная ситуация требует, чтобы больной хоть что-то съел. Состояние пациента улучшается даже после приема маленького кусочка хлеба.

Люди жалуются на постоянную тяжесть в желудке и появление вздутия после приема пищи. Развивается нарушение стула. Основная особенность этого симптома — диарея, начинается практически сразу по окончании обеда.

Во время приема неспецифических противовоспалительных лекарственных препаратов возникают сильные боли в желудке и тошнота. Гиперацидность среды является противопоказанием к применению этих лекарств.

Из других признаков не исключено возникновение головной боли, особенно если в меню часто присутствуют жареные, острые, копченые или соленые блюда. Человек теряет аппетит, у него появляется апатия, слабость, упадок жизненных сил, он становится раздражительным. Язык обложен серо-желтым налетом. В некоторых случаях наблюдается тошнота и даже рвота практически сразу после приема пищи.

Беззондовые методы исследования

Как узнать кислотность желудка, чтобы результат был максимально точным? Кроме проведения зондирования, возможно применение и других методов диагностики. Они не дают 100%-й точности, однако являются серьезным основанием для проведения более детального обследования.

Существует 4 основных способа для определения pH среды желудка:

  1. Десмоидная проба по Сали. Этот метод основан на том, что больной незадолго до приема пищи глотает маленький мешочек из эластичной резины, завязанный кетгутом. В него помещают метиленовый синий. Суть метода заключается в том, что в случае повышенной секреторной функции желудка соляная кислота и пепсин переварят кетгут, вещество попадет в орган и, соответственно, всосется в кровь. Определение кислотности проводится по моче, которую оценивают трижды — спустя 3, 5 и 20 часов после приема мешочка с метиленовым синим. О нормальной кислотности свидетельствуют следующие показатели. Первая порция урины сохраняет свой естественный цвет, вторая приобретает бледно-зеленый оттенок, а третья становится сине-зеленой. Результаты мочевого текста имеют важное значение, на их основании принимается решение о проведении дальнейшего обследования и назначения лечения.
  2. Метод ионообменных смол. В основе теста лежит способность ионообменных смол взаимодействовать с низкомолекулярными соединениями, в частности хинином, парааминосалициловой кислотой и др. Если в желудке человека присутствует большое количество HCl, она замещает ионы индикаторов, которые выходят из смолы, всасываются в слизистую оболочку органа и появляются в крови. В дальнейшем они выводятся с мочой.
  3. Применение специальных тестов, разработанных на ионообменных смолах. Это Гастротест и Ацидотест. Прием препаратов осуществляется в 2 этапа: сначала 2 таблетки кофеина, затем 3 таблетки красящего средства. Результаты оцениваются в зависимости от цвета мочи. Розовый оттенок — норма, красный — повышенная кислотность, неокрашенная — пониженная секреторная функция желудка.
  4. Тест с Азуром А. Позволяет определить недостаточное количество соляной кислоты или ахлоргидрию (отсутствие HCl). Перед проведением исследования пациент должен опорожнить мочевой пузырь и отобрать образец урины для контроля. Затем выпить 50 мг растворенного в воде Бетазола гидрохлорида. Спустя 50–60 минут больной вновь опорожняется и принимает Азур А (красящее вещество). При повышенной кислотности желудка цвет мочи будет аналогичен или немного темнее контрольного образца. При ее недостатке — значительно светлее.

Лакмусовый тест

Для определения секреторной функции желудка можно использовать специальный лакмусовый тест. Он находится в свободной продаже и отличается простотой применения. Лакмусовая полоска, размещенная на бумаге, является индикатором для определения pH среды. Для исследования требуется слюна, поэтому для проведения скринингового теста необходимо положить кусочек бумажки на несколько секунд на язык. Под воздействием жидкости полоска с лакмусом поменяется окрас, в зависимости от которого и проводится оценка результатов. Норма — фиолетовый цвет, кислая среда — красный или розовый, недостаточное количество HCl — синий.

Чтобы получить достоверный результат, следует придерживаться определенных правил. Ни в коем случае нельзя ничего есть перед проведением теста. Его можно делать не ранее чем через 2 часа после приема пищи или за 1 час до обеда. Оптимальное время — с 10 до 11 часов утра. Это связано с тем, что в течение дня секреция соляной кислоты может отличаться. К примеру, вечером ее становится очень мало. Категорически запрещено употреблять газированные напитки, а также соки, особенно кислые. Это может повлиять на результаты. В день проведения исследования разрешено пить только негазированную питьевую воду.

По итогам 1 теста нельзя сделать вывод о кислотности желудка. Ведь в зависимости от употребляемых в день проведения теста продуктов результаты могут быть искажены. Кроме того, на правдивость полученных данных влияет скорость слюноотделения. Чем она выше, тем больше шансов получить недостоверные результаты, поскольку жидкость будет недостаточно концентрированной. Именно поэтому по анализу, выполненному единственный раз, не рекомендуется делать никакие выводы. Диагностику надо проводить несколько раз в течение 2–3 дней и рассчитать средние результаты.

Продукты, помогающие в определении кислотности

В зависимости от количества свободной соляной кислоты человек по-разному реагирует на разнообразные продукты. Некоторые из них уменьшают боль и убирают неприятные ощущения, другие провоцируют ее появление и ухудшают самочувствие пациента:

  1. Лимон. Люди с пониженной кислотностью едят цитрус и даже не кривятся. Более того, они употребляют его ежедневно. После приема кусочка ароматного плода отмечают приятное послевкусие. При чрезмерном количестве соляной кислоты вкус фрукта для больных настолько кислый, что они не могут о нем даже вспомнить без содрогания.
  2. Пищевая сода. 1 ч. л. порошка растворить в 100 мл теплой воды. Средство употребляют при сильной изжоге, кислой отрыжке и голодных болях в желудке. Раствор нейтрализует действие соляной кислоты и уменьшает болевые ощущения и другие неприятные симптомы, сопровождающие гиперацидность.
  3. Яблочный сок. Способен спровоцировать появление сильной боли, особенно при употреблении на пустой желудок. Данные признаки могут возникнуть и при съедании натощак кислого яблока. Это свидетельствует о повышенной секреции желудочного сока. Отсутствие неприятных ощущений — норма. А постоянная потребность в кислых фруктах и цитрусовых является признаком недостаточной кислотности.
  4. Пшенная каша со сливочным маслом. При повышенной секреции HCl провоцирует возникновение изжоги.

Следует помнить, что определение кислотности желудка в домашних условиях носит только рекомендательный характер. Вместе с тем полученные результаты являются основой для назначения более детального обследования больного с целью составления индивидуальной терапевтической схемы.

kiwka.ru

Определение кислотности титрованием

Производство алкоголя

КисХотность (щелочность) раствора можно точно определить с по­мощью титрования, в основе которого лежит правило, согласно ко­торому равные объемы растворов одинаковой нормальности содержат равные эквивалентные количества растворенных веществ.

Титрование — это метод определения кислотности (щелочности) раствора путем смешивания определенной порции раствора, эквивален­тная концентрация (Спэк) вещества в котором известна, с определенной порцией раствора, эквивалентная концентрация (Схэк) вещества в котором неизвестна и ее необходимо определить, и выполнения соот­ветствующих расчетов. Раствор, Схэк вещества которого необходимо определить, называется титруемым, а раствор, значение Спэк которого известно, называют титрантом.

Как правило, титрование осуществляется следующим образом (рис.1). К определенному объему титруемого раствора, влитого в чашку (г) с помощью пипетки (в), при его постоянном перемешивании добав­ляют из бюретки (б) по каплям титрант до тех пор, пока в результате смешивания двух растворов не получится нейтральный раствор, у которого рН = 7. Конечный момент титрования, называемый точкой

Эквивалентности, то есть момент, когда получившийся в результате смешивания двух растворов раствор становится нейтральным, определяют с Помощью кислотно-щелочных индикаторов.

Смешивание титруемого раствора с индикатором осуществляют различным образом, в зависимости от исходного цвета титруемого раствора. В случае, если на титрование поступает бесцветный раствор, то часто к нему сразу прибавляют определенное количество раствора индикатора. Если же на титрование поступает окрашенный раствор, то его сначала разбавляют определенным объемом нейтральной дистил­лированной воды и по мере прибавления к нему титранта периодически 1 — 2 капли раствора переносят на белую фарфоровую пластинку, смешивают их с одной каплей индикатора и рассматривают окраску. Часто вместо индикатора в виде раствора используют индикаторную бумагу и тогда 1 — 2 капли раствора переносят на нее. Иногда к окрашенному изначально и разбавленному титруемому раствору сразу добавляют определенный объем раствора индикатора, а за изменением окраски следят по окраске тонкого слоя жидкости на белой фарфо­ровой палочке, называемой титровальной, которую периодически погружают в раствор. Во всех случаях исходят из того, что в тонком слое жидкости в сравнении с толстым слоем легче заметить изменение окраски, особенно если его рассматривать на фоне белой бумаги.

Ранее мы отмечали (и об этом свидетельствуют данные табл.1), что с использованием кислотно-щелочных индикаторов можно только оце­нить кислотность (щелочность) раствора, но не определить ее точное значение. Поэтому у читателей может возникнуть естественный вопрос: почему при титровании, в процессе которого используются кислотно-щелочные индикаторы, позволяющие получать только ориентировочные значения кислотности (щелочности) среды, можно точно определить кислотность (щелочность) раствора? Для понимания этого рассмотрим, что происходит при постепенном добавлении, напри­мер, NaOH к определенному объему одномолярного раствора НС1. Происходящие при этом количественные изменения концентрации НС1 и NaOH с учетом того, что кислотность раствора НС1 определяют ионы Н+, а щелочность NaOH ионы ОН-, представлены в табл. 2.

Из представленной таблицы видно, что вблизи эквивалентной точки при незначительном изменении концентрации ионов ОН - от 0,99 до 1,01 моль/л за счет добавления NaOH количество ионов Н+ уменьша­ется от 1,0 х 10—2 до і о х 10—12, то есть в огромное число раз, равное 101 Также в 101" раз, но только увеличивается, и число ионов ОН-. Таким образом, вблизи эквивалентной точки при незначительном до­бавлении титранта концентрации ионов, определяющих кислотность или щелочность раствора, изменяются в огромное число раз и поэтому достаточно капли титранта, чтобы перевести раствор из кислого в щелочной или наоборот.

Чаще всего эквивалентную точку определяют с помощью бромтимолового синего или лакмуса. Цвет бромтимолового синего в кислой среде желтый, щелочной — синий; лакмуса — в кислой среде красный, щелочной — синий. Поэтому, например, если в качестве индикатора использовать лакмус и титруемый раствор также является кислым, то небольшое прибавление к нему раствора лакмуса окрасит этот раствор в красный цвет, который будет сохраняться до тех пор, пока в результате прибавления щелочи не будет достигнута эквивален­тная точка. После этого прибавление к титруемому раствору самого

Рис.1. Устройство для титрования [8]: а — колба с титрантом, б — бюретка, в — пипетка, г — чашка,

Д — зажим.

Незначительного количества щелочи вызывает стремительное уменьше­ние концентрации ионов Н+ (см. табл.2), обусловливающих, как изве­стно, кислый характер титруемого раствора, что приводит к резкому изменению цвета титруемого раствора с красного на синий.

Как отмечалось ранее, при титровании кислотность (щелочность) среды рассчитывают на основании данных об объемах титруемого раствора и титранта и эквивалентной концентрации титранта. Объемы титруемого раствора, титранта и массу растворенного в последнем вещества можно измерить с высокой точностью. Поэтому при разумно подобранных объемах титруемого раствора и титранта объем "послед­ней" капли титранта будет пренебрежимо мал в сравнении *с их объе­мами и не скажется на точности выполняемых измерений и расчетов. Момент же поступления в титруемый раствор "последней" капли титранта точно определяется по резкому изменению цвета индикатора.

"При расчетах по результатам кислотно-щелочного титрования ис­ходят из того, что объемы исследуемого раствора Vp вещества "В" и титранта, содержащего вещество "А", в точке эквивалентности обратно пропорциональны нормальностям этих растворов: Урд/Урд = Ыд/Ng или Урд х NB = VpA х Na.

Используя эти соотношения, находят нормальность исследуемого Вещества. Массу вещества "В", находящегося в заданном объеме исс­ледуемого раствора Vpg, рассчитывают по уравнению

M = М _хС _ х V „,

__ В экВ экВ оВ'

Їде Мэкв — эквивалентная масса вещества В, равная произведению мо­лярной массы Мв на фактор эквивалентности этого вещества

Мд = М х fg

ДлЯ расчета массы вещетвэа 'Ъ удобно Применят соотношение, пол­учаемое из двух предыдущих выражений:

M = М „хС, х V = М. х f хС. х f..

В экВ экЛ рл В экв экА рл

2* 19

Таблица 2. Концентрация ионов Н и ОН" в растворах, содержащих! одновременно постоянное количество HCI и увеличивающееся количество! NaOH, (моль/л), 1421.

Начальная концентрация ионов за счет

Избыточная кон­центрация ионов Н или ОН

Вычисленная концентрация ионов 1

НС1

NaOH

Н+

ОН~

Н+

Он- |

1,0

Нет

1,0(Н+)

1,0

1,0 х Ю-'4

1,0

0,90

O. lOdr1')

1,0 X Ю-1

1,0 х 10~'3

1,0

0,99

0,01 (Н+)

1,0 х Ю-2

1,0 х Ю-12

1,0

1,0

Нет

1,0 х 10-7

1,0 х Ю-7 [

1,0

1,01

0,01 (ОН-)

1,0 х 10~12

1,0 х Ю-2 1

Таким образом, по известной нормальности титранта (раствор ве­щества "А") и использованному объему титранта находят массу растворенного в вещества во взятом объеме исследуемого раствора.

Пример. На титрование 65 мл раствора серной кислоты пошло 16,25 мл 0,1 Н раствора гидроксида натрия. Требуется определить концентрацию и массу серной кислоты в растворе. Нормальность исследуемого раствора серной кислоты составляет

Nh3so4 = NNaOH х VpNa0H/Vph3S04 = 0,1Н х 16,25 мл/65 мл = 0,025Н:

Следовательно, эквивалентная концентрация серной кислоты в ис­следуемом растворе равна C3Kh3S04 = 0,025 моль/л.

Масса серной кислоты во взятом на титрование объеме раствора равна:

ШН SO = Мн SO X f H, SO X С NaOH X VpNaOH = = (98,08 fг/моль) x 1/2 x (ft (моль/л) эх 16,25 (мл) = 0,0797 г.

Таким образом, был исследован 0,025 Н раствор серной кислоты, в 65 мл которого содержалось 79,7 мг h3S04"[41].

В качестве титранта для титрования кислых растворов обычно используют растворы NaOH или реже КОН; щелочных — растворы h3S04 или реже НС1.

Раствор щелочи готовят следующим образом. Взвесив порцию ще­лочи, необходимую для получения раствора определенной нормальности (обычно для титрования готовят 0,1н растворы), высыпают ее в мерную колбу емкостью 1 л, ранее заполненную приблизительно 0,5 л дистиллированной воды. После растворения щелочи и понижения тем­пературы раствора до комнатной, колбу доливают дистиллированной водой до метки, соответствующей 1 л. Растворы щелочей не подлежат длительному хранению из-за взаимодействия щелочи со стеклом колбы и углекислым газом, поступающим из воздуха.

Растворы кислот готовят аналогичным образом, приливая кислоту в воду, но заменяя взвешивание порций кислоты измерением ее объема.

Особенность получения растворов кислот необходимой нормальности заключается в том, что, в отличие от щелочей, поступа­ющие в торговую сеть кислоты содержат в своем составе значительную долю воды. Например, раствор НС1, называемый соляной кислотой, содержит в своем составе 64 мас.% воды и, соответственно, только 36 мас.% НС1. Поэтому прежде, чем готовить титрант с использованием кислот, необходимо с помощью прилагаемой к ним этикетки устано­вить фактическое содержание в кислоте действующего вещества, ко­торое может быть выражено в единицах плотности или мас.%, пересчитать с учетом этого кислоту на 100%-ную и только после этог j отмерить ее необходимое количество. Соотношение между плотносты ) растворов кислот НС1 и h3S04 и массой находящихся в них НС1 і h3SC>4 приведены в табл. 3 и 4.

Пример. Необходимо приготовить 0,1 н раствор h3SO4 и имеется кислота с плотностью р - 1,82 г/мл. Запись 0,1 н раствор h3SO4 означает, что в 1 л титранта должно содержаться

M = пэ х M3Kh3so4 = 0,1 моль х 49,04 г/моль = 4,904г Н S04.

Из табл. эк4 следует, что кислота с плотностью 1,82 г/мл содержит в 1000 мл раствора 1658 г h3SO4. Тогда, составив и решив очевидную пропорцию, получим

1000 мл — 1658 г X мл — 4.904 г и Хмл = 1000 мл х 4,904 г/ 1658 г = 2,9 мл.

Отмерив 2,9 мллкислоты, ее растворяют в воде, как описано ранее.

Пример. Необходимо приготовить 0,1 н раствор НС1 и - имеется раствор НС1 с долей 26,60 мас.% НС1. Запись 0,1 н раствор НС1 означает, что віл титранта должно содержаться

M = n хМ НС1 = ОД моль х 36,46 г/моль = 3,646 г НС1.

Из табл. Зэследует, что кислота с долей 26,60 мас.% содержит в 100 г раствора 26,60 г НС1. Тогда, составив и решив очевидное равенство, получим

100 г — 26,60 г X г — 3,646 г и X = 100 г х 3,646 г/26,60 г = 13,7 г.

Взвешивать кислоту неудобно, лучше измерить ее объем. Исходя из определения плотности вещества Г = m/v и приведенной в табл. 3 величины плотности Г = 1,13 г/ мл получим, что необходимый объем кислоты составляет

V = m/r= 13,7 г/1,13 г/мл = 12,1 мл.

Отмерив из бюретки 12,1 мл кислоты, разбавляют ее до 1л дистил­лированной водой, как это описано ранее. Понятно, что приготовленные 0,1 н раствор h3SO4 и 0,1 н раствор НС1 эквивалентны, несмотря на то, что содержат различные количества и массы НС1 и h3SO4.

Определенную путем титрования кислотность или щелочность раствора выражают в градусах, принимая за 1 градус 1 мл нормального водного раствора серной кислоты (h3SO4) или гидроксида натрия (NaOH) на 100 г раствора.

Пример. На нейтрализацию 20 г раствора пошло 2 мл 0,1 н водного раствора h3SO4. Составив и решив пропорцию, найдем, что на нейтрализацию 100 г раствора необходимо затратить

Хмл= 100 г х 2 мл/ 20 г = 10 мл 0,1 н раствора h3SO4. Щелочность раствора 1,0 градус (или 1°).

Раствор бромтимолового синего можно приготовить следующим образом: 0,4 г индикатора растворяют в 100 мл 70%-ного ректификованного спирта и этот раствор разбавляют дистил­лированной водой до 1000 мл.

В большинстве случаев в растворах, используемых в производственных целях, кислотность определяется рядом веществ. Например, в бражке, идущей на получение этилового спирта, это преимущественно уксусная, молочная, масляная, янтарная, соляная или

Таблица 3. Плотность водных растворов соляной кислоты (HCI + ШО) (г/мл) при 20®С, (43].

-----------

Плот­ность

Масса (г) НС] в

Плот­ность

Масса (г) НС1 в

Плот­ность

Масса (г) НС1 в

100 г | 1л

100 г | 1л

100 г | 1 л

- раствора

Раствора

Раствора

1,01

2,40

24,24

1,08

16,64

179,7

1,15

30,54

351,2

1,02

4,44

45,29

1,09

18,65

203,3

1,16

32,54

377,5

1,03

6,48

66,74

1,10

20,65

227,2

1Д7

34,53

404,0

1,04

8,53

88,71

1,11

22,65

251,4

1,18

36,58

431,6

1,05

10,57

110,99

1,12

24,63

275,9

1,19

38,63

459,7

1,06

12,60

133,60

1,13

26,60

300,6

1,07

14,63

156,50

1,14

28,56

325,6

Серная кислоты; коньячного спирта — винная, яблочная, уксусная, янтарная, серная и масляная кислоты. При этом, если в производстве этилового спирта индивидуальность кислот не играет существенного значения (хотя присутствие в избытке той или иной кислоты характеризует характер брожения), то при производстве коньячного спирта играет роль не только общая кислотность, но и присутствие той или иной кислоты. Поэтому для оценки качества растворов спиртового и коньячного производств желательно знать содержание если не каж­дой кислоты, то, по крайней мере, некоторых из них. Однако из-за сложности и дороговизны такие анализы производятся крайне редко. Поэтому в большинстве случаев производят измерение общей (сум­марной) кислотности, обусловленной всеми веществами, дающими кис­лую реакцию, пересчитывая ее зачастую на какую-нибудь одну кислоту. Поэтому цифры, которыми выражается общая кислотность по той или иной кислоте, не свидетельствуют о том, что в данном растворе эта кислота содержится в указанном количестве. Они лишь выражают эквивалентные величины общего содержания свободных кислот в растворе, например, в сусле, спирте или водке, так как измеряются одним и тем же количеством щелочи.

Тем не менее общая кислотность является важнейшей харак­теристикой в спиртовом, коньячном и ликеро-водочном производствах. В частности, успешное проведение таких технологических операций, как размножение дрожжей и брожение, возможно только в среде, обладающей определенной кислотностью. Отступление от необходи­мых значений кислотности приводит к перерасходу сырья, затягиванию длительности технологических процессов, увеличению числа патоген­ных микроорганизмов в бродящей среде, результатом чего является низкое качество получаемого спирта. Вкусовые качества водки также в значительной степени зависят от ее кислотности (щелочности).

На старых русских винокуренных заводах, не использовавших перегретый пар, разваривание картофеля осуществлялось либо обычной варкой его в воде, либо паром с температурой, не превышающей 100°С. При этом в варочных котлах …

Очистка спирта путем дистилляции и ректификации относится к горячим методам очистки. В основе ее лежат физические явления испарения и конденсации. Наряду с этими методами очистки, начиная с XVI — XVII …

Дорош А. К., Лисенко B. C В русском языке до начала XX в. не было слова "самогон" в указанном выше значении. Термин появился в южных и юго-восточных губерниях России, на …

msd.com.ua

Типы органических кислот. Факторы, определяющие кислотность. Примеры.

 

Способность органических соединений к ионизации изменяется в широ­ких пределах. В водном растворе экспериментально возможно определить рКа лишь до значений -15 (рКа воды 15,7). Для более слабых кислот определение рКа проводят в других растворителях. Например, в жидком аммиаке можно определять рКа до значения 33. Соотнести кислотность в воде и аммиаке можно, определив рКа для какого-либо соединения параллельно в этих двух средах, что позволяет осуществлять переход от одной шкалы к другой. Подход к оценке кислотности очень слабых СН-кислот - предложили полярографическую шкалу кислотности. Эта шкала охва­тывает кислоты, у которых кислотность изменяется в пределах 50 порядков. И все же полученные значения рКа для слабых СН-кислот являются весьма приблизительными.

Ввиду необъятно большого числа органических соединений невозможно для каждого из них иметь количественную оценку кислотных свойств. Дей­ствительно, константы рКа в различных растворителях установлены для отно­сительно небольшого числа соединений и неизвестны для многих даже важ­ных биологически активных веществ. Поэтому большое значение приобретает качественный подход к оценке кислотных свойств разных кислотных центров, который базируется на оценке стабильности сопряженного основания: (!) сила кислоты определяется стабильностью сопряженного основания (аниона), образующегося из этой кислоты. Чем стабильнее анион, тем сильнее кислота.

Другими словами, кислотность зависит от совокупности ряда факторов, обусловливающих стабильность аниона А-:

• электроотрицательности и поляризуемости элемента, отдающего протон;

• степени делокализации отрицательного заряда в анионе;

• способности аниона к сольватации, т. е. взаимодействию с молекулами растворителя.

Обычно на кислотность большинства веществ в растворе оказывают влия­ние одновременно несколько факторов, но в каждом конкретном случае один или несколько из них будут преобладающими. Ниже будет рассмотрена роль этих факторов в определении стабильности анионов (вначале без учета влияния среды). В отсутствие эффектов сольватации проявляется истинная (собствен­ная) кислотность данного соединения. Собственная кислотность проявляется в газовой фазе, и в этом случае она определяется исключительно структурой соединения.

Природа атома в кислотном центре. Роль электроотрицательности и по­ляризуемости элемента в кислотном центре может быть наглядно продемонст­рирована на примере кислот Брёнстеда с различными кислотными центрами, но с одинаковыми заместителями, в данном случае этильными радикалами:

По возрастанию кислотности кислоты Брёнстеда:

В таком же порядке возрастает стабильность соответствующих анионов. Чем более электроотрицательным является элемент в кислотном центре, тем он более способен нести отрицательный заряд и соответственно тем стабиль­нее будет образующийся анион.

Поскольку электроотрицательность атома кислорода (3,5) больше, чем атома азота (3,0) и атома углерода (2,5), то в таком же порядке будет уменьшаться стабильность соответствующих анионов. Срав­ниваемые элементы находятся в одном периоде, и их поляризуемость практи­чески одинакова. Для элементов третьего и последующего периодов периоди­ческой системы основное влияние на стабильность аниона оказывает фактор поляризуемости. В приведенной выше группе кислот Брёнстеда в случае этан­тиол а атом серы больше по размеру и легче поляризуется, чем элементы вто­рого периода (О, N, С) у других кислот. Отрицательный заряд на атоме серы делокализован в большей степени. Поэтому алкантиолят-ион стабильнее, чем соответствующий алкоксид-ион и т. д. В целом же SH-кислота будет сильнее ОН-, NH- и СН-кислот. Для представленной выборки соединений кислот­ность в газовой фазе и в растворе будет одинаковой в связи с тем, что сольвата­ция близких по размеру анионов будет нивелирована. Тиолы, как более сильные кислоты, реагируют со щелочами, а также с ок­сидами, гидроксидами и солями тяжелых металлов. Со щелочными металлами тиолы образуют растворимые в воде соли, с тяжелыми металлами — нераство­римые:

Способность тиолов связывать ионы тяжелых металлов обусловила ис­пользование их в качестве противоядия при отравлениях соединениями мышьяка, ртути, хрома, висмута и других металлов, относящихся к тиоловым ядам.

Спирты, как слабые кислоты, практически не реагируют с гидроксидами металлов; значения рКа спиртов близки рКа воды, равной 15,7. При взаимо­действии этанола со щелочью равновесие сдвинуто в сторону исходного спир­та и содержание этоксида натрия в реакционной смеси будет невелико. Однако спирты способны реагировать со щелочными металлами и силь­ными основаниями, такими, как гидриды или амиды металлов, литий- и магнийорганические реагенты:

Этиламин и пропан не проявляют заметных кислотных свойств. Тем не менее в других NH- и СН- кислотные свойства выражены гораздо сильнее, что обусловлено электроноакцепторным влиянием заместителей, связанных с кислотным центром.

Стабилизация аниона за счет сопряжения. При сравнительной оценке кислотности соединений, имеющих одинаковый элемент в кислотном центре, основным фактором, определяющим собственную кислотность, становится делокализация отрицательного заряда в анионе. Стабильность аниона значи­тельно повышается, если имеется возможность делокализации отрицательного заряда по системе сопряженных связей. Характерным примером проявления действия этого фактора в группе ОН-кислот является повышение кислотности при переходе от спиртов к фенолам и к карбоновым кислотам.

Увеличение кислотности фенолов по сравнению с алифатическими спир­тами объясняется большей стабильностью феноксид-иона, в котором отрица­тельный заряд делокализуется с участием атомов углерода бензольного кольца:

Повышенная по сравнению с фенолами кислотность карбоновых кислот обусловлена стабилизацией ацилат-ионов, в которых отрицательный заряд за счет р,π-сопряжения распределен поровну между двумя атомами кислорода:

Делокализация отрицательного заряда по системе сопряженных связей, приводящая к стабилизации аниона, приводит к увеличению кислотности и других типов кислот.

Влияние электронных эффектов заместителей, связанных с кислотным центром. Независимо от механизма передачи электронного влияния замести­теля (индуктивного или мезомерного) в общем случае выполняется нижепри­веденное правило: (!) Электроноакцепторные заместители способствуют делокализации отрицательного заряда, стабилизируют анион и тем самым увеличивают кислотность. Электронодонорные заместители, наоборот, понижают ее. Влияние на кислотность электроноакцепторных атомов галогенов нагляд­но иллюстрируется значениями рКа моно- и тригалогенозамещенных уксус­ных кислот. Наиболее сильный эффект оказывает самый элек­троотрицательный элемент фтор:

Влияние заместителей особенно ярко проявляется в ряду замещенных фе­нолов. Электроноакцепторная нитрогруппа, например, дополнительно стаби­лизирует образующийся анион, что приводит к увеличению кислотности n-нитрофенола (рКа 7,1) по сравнению с незамещенным фенолом (рКа 10). На­личие в бензольном кольце трех нитрогрупп приводит к тому, что 2,4,6-тринитрофенол (пикриновая кислота) становится уже очень сильной кислотой (рКа 0,8), сравнимой с минеральными кислотами. Электронодонорные ме­тальная и аминогруппы дестабилизируют феноксид-ионы и уменьшают кис­лотность n-метилфенола (рКа 10,1) и n-аминофенола (рКа 10,5):

В ароматических кислотах влияние заместителей, находящихся в мета­- и пара-положениях бензольного кольца, подчиняется общему правилу: элект­роноакцепторные — увеличивают кислотность, электронодонорные — умень­шают. Поведение орто-замещенных кислот часто бывает аномальным. Как правило, орто-замещенные бензойные кислоты сильнее соответствующих пара-изомеров, независимо от того, является ли заместитель донором или акцептором. Такое влияние заместителя называют орто-эффектом. Иногда орто-эффект имеет вполне очевидное объяснение. Например, n-гидроксибензойная кислота (рKa 4,58) слабее бензойной (рKa 4,19), как и ожидалось исходя из влияния на кислотность электронодонорной ОН-группы. Однако салициловая (о-гидроксибензойная) кислота гораздо сильнее (рКа 2,98), поскольку в стабилизацию образующегося из этой кислоты салицилат-иона вносит вклад внутримолекулярная водородная связь, что и приводит к увеличению кислотности именно этого изомера:

Эффект сольватации. Влияние сольватации может быть очень значительным. Почти во всех случаях кислотно-основных взаимодействий можно считать, что исходные нейтральные молекулы и обра­зующиеся ионы сольватируются по-разному. Стабильность аниона существен­но зависит от его сольватации в растворе. Взаимодействие между растворите­лем и ионом может быть различным по своей природе — электростатическим, координационным (в том числе и за счет водородных связей), гидрофобным. При сольватации иона происходит перераспределение заряда с участием окружающих его молекул растворителя. Как правило, сольватация ионов в полярных растворителях тем сильнее, чем более полярен раствори­тель. Поскольку всю совокупность взаимодействий между ионом и окружаю­щей его средой учесть чрезвычайно трудно, то обычно пользуются эмпириче­ским правилом: (!) чем меньше размер иона и чем больше локализован в нем заряд, тем он лучше сольватируется.

Трудным для интерпретации является вопрос о соотношении между кислот­ностью соединений в водной среде и газовой фазе. Развитие методов ионного циклотронного резонанса и масс-спектрометрии высокого давления обеспе­чило возможность достаточно точных определений термодинамических равно­весий в газовой фазе. Так, было установлено, что по силе кислотности уксусная кислота и фенол в газовой фазе близки, тогда как в воде рКа этих соединений за счет эффекта гидратации анионов различаются на пять порядков. Полагают, что делокализация отрицательного заряда по бензольному кольцу в фено­лят-ионе снижает его способность к образованию водородных связей с водой. Собственная кислотность алифатических спиртов в газовой фазе возрас­тает с увеличением длины и разветвленности алкильного радикала:

Алкильные группы могут участвовать в делокализации отрицательного за­ряда, потому что атом кислорода, несущий отрицательный заряд, является электронодонором по отношению к алкильным группам. В водном растворе приведенный выше порядок увеличения кислотных свойств данных спиртов меняется на противоположный. Такое обращение ряда кислотных свойств в воде по сравнению с газовой фазой объясняется лучшей гидратацией неболь­шого по размеру этоксид-иона и более слабой гидратацией объемного трет-бутоксид-иона. В газовой фазе спирты — более сильные кислоты, чем вода; в водном растворе — более слабые кислоты, чем вода:

Таким образом, эффект сольватации может оказать более сильное воздействие, чем электронные эффекты заместителей. При прогнозировании преобладающего влияния можно руководствоваться в ос­новном предельными случаями:

• в молекулах с резко различающимися по размеру углеводородными ра­дикалами энергетический вклад сольватации больше, чем электронных эф­фектов. В растворе по сравнению с газовой фазой идет обращение ряда кислотности;

• в молекулах, имеющих близкие по размерам углеводородные радикалы (фенолы, ароматические кислоты и т. д.), энергетический вклад эффекта соль­ватации меньше, чем электронных эффектов. Порядок изменения кислотнос­ти в газовой фазе и водной среде совпадает.

 

Похожие статьи:

poznayka.org

Кислотность и основность органических соединений

Цель занятия:

  1. Сформировать у студентов представление о влиянии кислотно-основных свойств органических соединений на многие физико-химические и биологические процессы, протекающие в условиях организма.

  2. Научить студентов определять кислотно-основные свойства спиртов, фенолов, тиолов, и аминов в зависимости от их строения.

Студент должен знать:типы кислот и оснований Бренстеда.

Студент должен уметь: определять кислотные и основные свойства органических соединений.

  1. Современные представления о кислотах и основаниях. Бренстеда и Лоури

Важными аспектами реакционной способности органических соединений является их кислотные и основные свойства. Для описания кислотных и основных свойств химических соединений существует несколько теорий – теория Бренстеда и Лоури, теория Льюиса и ряд других. Наиболее распространенной является теория Бренстеда и Лоури, или протолитическая теория.

По теории Бренстеда – Лоури кислоты – это нейтральные молекулы или ионы, способные отдавать протон (доноры протона), а основания - это нейтральные молекулы или ионы, способные присоединять протон (акцепторы протона).

По теории Льюиса кислоты – это нейтральные молекулы или ионы, способные присоединять электронную пару (акцепторы электронной пары), а основания – это нейтральные молекулы или ионы, способные отдавать электронную пару (доноры электронной пары).

Из этого следует, что теоретически любое соединение, в состав которого входит атом водорода может его отдавать в виде протона и, проявлять свойства кислоты. Способность отдавать протон могут проявлять не только нейтральные молекулы, но заряженные частицы – катионы (Nh5+) и анионы кислот, например HCl, ROH, HSO4- и др.

В роли оснований могут выступать анионы – частицы, несущие отрицательный заряд, например С1-, OH-, HSO4, Nh4. Основаниями могут быть и нейтральные молекулы, в состав которых входит гетероатом, например, азот, сера, кислород, содержащие неподелённую пару электронов, например спирты ROH.

Нейтральные молекулы или заряженные ионы, способные в зависимости от природы второго компонента проявлять свойства кислот или оснований называются амфотерными.

  1. Теория Бренстеда – Лоури. Сопряженные кислоты и основания.

Кислоты и основания проявляют свои свойства только в присутствие друг друга, Ни одно вещесвто не будет отдавать протон, если в системе нет акцептора протона – основания, и наоборот.т.е. они образуют сопряжённую кислотно-основную пару в которой чем сильнее кислота, тем слабее сопряженное ей основание, и чем сильнее основание, тем слабее сопряженная ему кислота.

Кислота, отдавая протон, превращается в сопряженное основание, а основание приняв протон, превращается в сопряженную кислоту. Кислоту обычно обозначают АН, а основание – В

Например: НС1↔ Н+ + С1-, НС1 – сильная кислота; С1- ион – сопряженное слабое основание;

СН3СООН ↔ СН3СОО- + Н+, СН3СООН – слабая кислота, а СН3СОО- - ион сопряженное сильное основание.

Общий вид можно представить так: Н+‌│ : А + В ↔ Н:В+ + А:-

к-та основ сопр. сопр.

к-та основ-е

Мы уже сказали, что кислотные свойства соединений обнаруживаются только в присутствие основания, а основные свойства – в присутствие кислоты, т.е. в соединениях существует определённое кислотно - основное равновесие, для изучения которого в качестве растворителя используется Н2О. По отношению к Н2О как к кислоте или как основанию определяют кислотно-основные свойства соединений.

Для слабых электролитов кислотность количественно оценивается Крав реакции, которая заключается в переносе Н+ от кислоты к Н2О как основанию.

СН3СООН + Н2О ↔ СН3СОО- + Н3О+

к-та основ-е основание кислота

СН3СОО- - ацетат ион, сопряженное основание;

Н3О+ - ион гидроксония, сопряженная кислота.

Используя значение константы равновесия этой реакции и учитывая, что концентрация Н2О практически постоянна, можно определить произведение К ·[h3O] называемое константой кислотности К кислотности (Ка).

;

Чем больше Ка, тем сильнее кислота. Для СН3СООН Ка = 1,75 · 10-5. такие малые величины неудобны в практической работе, поэтому Ка выражают через рКа (рК = -ℓg Ка). Для СН3СООН рКа = 4,75. Чем меньше величина рКа, тем сильнее кислота.

Сила оснований определяется величиной рКВН+.

studfiles.net