8.2.
Кислотно
-
основные равновесия
Образование ионов в воде и других полярных растворителях
называют
электролитической
диссоциацией
,
а
вещества,
образующие ионы в растворах, называют
электролитами.
Сильные электролиты
–
вещества, которые в водных растворах
диссоциируют полностью.
Примеры
: 1) Практически все соли –
сильные электролиты
.
2) Кислоты:
HCl, HBr, HI, HNO
3
, HClO
4
и др.
3) Основания: гидроксиды, образованные щелочными и
щелочно
-
земельными металлами (щѐлочи), МОН (М =
Li, Na, K, Rb,
Cs
) и М
′
(ОН)
2
(М
′
= Ca, Sr, Ba, Ra).
Слабые
электролиты
–
вещества, которые в водных растворах
диссоциируют неполностью.
Примеры:
1) Кислоты:
CH
3
COOH, HClO, HBrO, HCN, H
2
S,
H
2
SO
3
и др.
123
2) Основания:
NH
3
(водн),
NH
2
OH, N
2
H
4
и др.
Кислота
по
Аррениусу
–
вещество, которое в водном растворе
диссоциирует с образованием Н
+
.
Основание
по
Аррениусу
–
вещество, которое диссоциирует в
водном растворе с образованием ОН
–
.
Кислота
по
Бренстеду
–
частица, которая отдаѐт Н
+
(донор Н
+
).
Основание
по
Бренстеду
–
частица, которая принимает Н
+
(акцептор Н
+
).
Очевидно, что определения кислот и оснований по Бренстеду –
более широкие, например, частица НСО
3
, отдавая Н
+
, будет
кислотой, а присоединяя Н
+
–
основанием, т. е. является
амфотерной. Свойства кислот и оснований тесно связаны со
свойствами растворителей
.
Кислота обычно отдаѐт Н
+
растворителю, а основание принимает
Н
+
от растворителя. Например, Н
2
О –
растворитель, НА –
кислота:
Равновесие в растворе:
НА
+
Н
2
О
=
А
–
+
Н
3
О
+
кислота 1
основание
2
основание 1
кислота 2
Кислота, отдавая Н
+
, превращается в основание, а основание,
принимая Н
+
, превращается в кислоту.
Поэтому в кислотно
-
основных равновесиях всегда есть
сопряженные
пары
:
кислота/основание.
НА/А
–
; Н
3
О
+
/Н
2
О –
сопряжѐнные пары.
Константа этого равновесия называется константой кислотности
(константой ионизации кислоты)
К
а
(индекс «
a
» означает
acid
–
кислота):
К
а
= [H
3
O
+
]∙[
A
–
]/[HA].
Равновесие в растворе слабого основания:
В
+ H
2
O =
ВН
+
+ OH
–
основание 1
кислота 2
кислота 1
основание 2
Константа этого равновесия
К
b
(индекс «
b
» означает «
base
»
–
основание)
К
b
= [ВН
+
]∙[
OH
–
]/[B],
BH
+
/B; H
2
O/OH
–
–
сопряжѐнные пары.
Собянин В. А., Крылова Л. Ф., Боронин А. И.и др.
Кислотно
-
основные
равновесия в водных растворах. Новосибирск: НГУ, 2006.
124
Поскольку в этом курсе мы будем рассматривать водные
растворы, остановимся более подробно на свойствах Н
2
О.
8.2.1.
Самоионизация (диссоциация) воды и шкала рН
Н
2
О
+
Н
2
О
=
Н
3
О
+
+
ОН
–
кислота 1
основание 2
кислота 2
основание 1
Сопряжѐнные пары: Н
2
О/ОН
–
; Н
3
О
+
/Н
2
О.
Константа этого равновесия есть константа кислотности
(ионизации) кислоты Н
2
О:
К
а
= [H
3
O
+
]∙[OH
–
]/[H
2
O] = 1,8∙10
–
16
при
= 298
К
.
Произведение
К
а
∙[
H
2
O
] также является постоянной величиной, и
обозначается
K
w
–
ионное произведение воды:
К
а
∙[
H
2
O] =
1,8∙10
–
16
∙55,6 = 1∙10
–
14
.
K
w
=
[H
3
O
+
]∙[
OH
-
] = 1∙10
–
14
при Т = 298 К.
При температуре Т = 298 К в воде:
[H
3
O
+
] = [OH
–
] =
W
K
= 10
–
7
моль/л.
Для
характеристики
кислотности
среды
используют
логарифмическую функцию:
рН =
lg
[
H
3
O
+
]
–
водородный показатель.
рК
w
=
lg
К
w
=
14, т. е.
рН + рОН =
14
Вода:
[H
3
O
+
] = [OH
–
],
pH
= 7
нейтральный
раствор
Кислоты:
[H
3
O
+
] > 10
–
7
моль/л,
pH
< 7
кислые растворы
Основания:
[H
3
O
+
] < 10
–
7
моль/л,
pH
> 7
щелочные растворы
К
w
, как любая константа равновесия, остаѐтся постоянной и в
кислых, и в щелочных средах, т.к. не зависит от концентрации
компонентов, а зависит только от температуры:
К
w
=
exp(
∆
r
G
º
/RT)
К
w
растѐт с увеличением температуры, т. к. диссоциация воды –
эндотермический процесс (∆
Н
º
дисс.
> 0).
Задачи
8.17.
Зависит ли, и если да, то как, ионное произведение воды от:
а)
концентрации [
Na
+
] в растворе?
125
б)
концентрации [Н
+
] в растворе?
в)
вообще от каких
-
либо концентраций?
г)
от температуры?
д)
от объѐма раствора?
8.18.
Изменяются ли и как (качественно) К
W
и степень
самоионизации воды при добавлении кислоты?
8.19.
Верно ли, что рН
+
рОН
=
14 для ст.у.? для любых условий?
8.20.
Сколько ионов ОН
–
(в штуках) находится в 1
мл воды
при ст.у.?
8.21.
Ионное произведение воды при Т
=
298К К
w
= 10
–
14
, а при
Т
= 337
К К
w
= 10
–
13
. Рассчитать тепловой эффект реакции
самоионизации воды, полагая, что он не зависит от температуры.
8.2.2. Растворы сильных электролитов
Все сильные электролиты в водном растворе диссоциируют
практически нацело:
а
) Na
2
SO
4
→
2Na
2+
(
водн
) + SO
4
2
–
(
водн
);
б
) HNO
3
→
H
+
(
водн
) + NO
3
–
(
водн
);
в)
Ва(
OH)
2
→
Ba
2+
(водн)
+ 2OH
–
(водн)
.
Поскольку речь будет идти только о водных растворах, далее для
простоты записи нижние индексы для ионов не указываются.
Односторонняя стрелка в этих уравнениях подчеркивает то, что
реакция происходит практически полностью (
→ 1).
Следовательно, концентрации ионов в растворе определяются
только исходной концентрацией растворенного вещества и
стехиометрическими коэффициентами.
Задачи
8.22.
Как изменится концентрация ионов
Na
+
и
Cl
−
после
добавления к 1
л 1
М раствора соли 1
л воды?
8.23.
Как изменится концентрация ионов
Na
+
и
Cl
−
после
добавления к 1
л 1
М раствора соли 1
л 0,3
М раствора
AlCl
3
?
8.24.
Вычислить концентрации ионов в 0,3 М растворах:
а)
AlCl
3
; б)
MnSO
4
; в)
K
2
CO
3
; г)
HI.
126
8.25.
В водных растворах
HBr, AlBr
3
и
BaBr
2
концентрация
бромид иона составляет 0,1 моль/л. Определить концентрации всех
остальных ионов в этих растворах и исходные концентрации
перечисленных соединений.
а) Определить рН и концентрации всех ионов в следующих
растворах: 0,01 М
HBr; 0,025 M HClO
4
; 0,03 M NaOH.
б) Как изменится рН 0,01 М НС
l
после разбавления раствора в 3
раза?
в) Определить рН и концентрации всех ионов в растворе после
смешивания 0,5 л 1 М
NaOH
и 1,5 л
0,2 M HCl.
8.26. a
) Определить концентрации всех ионов и рН раствора
после растворения 0,10 моля
NaNO
3
в 1 л 0,15 М
HNO
3
.
б) рН раствора
NaOH
равен 12, а рН раствора
HBr
равен 2.
Определить рН раствора после смешивания равных объѐмов этих
растворов.
8.27.
Смешали равные объѐмы растворов
HBr
и
KOH
неизвестной концентрации. Kонечный раствор имеет рН = 1, а
осмотическое давление его при 300 К равно 9,84 атм. Определить
исходные концентрации растворов
HBr
и К
OH.
8.28.
Исходя из стандартных термодинамических величин для
веществ и ионов в водных растворах, вычислить энтальпию и
энергию Гиббса реакций, протекающих при смешивании
разбавленных растворов:
а)
KOH
и
HCl;
б)
NaOH
и
HBr.
8.2.3. Слабые кислоты, основания и их соли
Степень
диссоциации
α
–
отношение
количества
продиссоциировавших частиц к их начальному количеству.
Для кислоты НА с начальной концентрацией С
о
и степенью
диссоциации
α
равновесие в растворе:
НА + Н
2
О = Н
3
О
+
+ А
–
В равновесии:
С
о
(1
α
) С
о
α
С
о
α
)
1
(
]
[
]
][
[
0
0
0
3
C
C
C
HA
A
O
H
K
a
;
К
а
= С
о
α
2
/(1
α)
.
127
Приближения:
1) Для слабой кислоты такой концентрации можно не учитывать
диссоциацию Н
2
О (значительно более слабой кислоты, чем НА), т.к.
еѐ диссоциация подавлена более сильной кислотой НА. Поэтому
можно считать, что при диссоциации НА образуются равные
концентрации Н
3
О
+
и А
–
.
2) Для слабых кислот (α
Достарыңызбен бөлісу: |