Учебное пособие для студентов 1 го курса фен

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 

жүктеу/скачать 6,53 Mb.

Достарыңызбен бөлісу: