29. Автопротолиз воды (рН, температурная зависимость). Ионное произведение воды, рН растворов, кислот, оснований, солей.

Поскольку вода принадлежит к наиболее типичным амфолитам, она вступает в реакцию протолиза: Н2О+Н2ОН3О+ +ОН-. Эта реакция протекает и в чистой воде, и в любых водных растворах. Её константа равновесия Кв=[H3O+][OH-] (концентрация воды, реагирующей в виде чистого вещества не входит в запись Кр). Эта константа обычно называется ионным произведением воды. Численное значение Кв зависит от температуры, но в большинстве практических расчётах её принимают равной 10 в -14. Однако, при 0 -0.11, при 10 – 0.29, при 200 – 400.

Ионное произведение воды не зависит от состава раствора (пока этот раствор можно считать разбавленным), поэтому концентрация ионов Н3О+ и ОН- в водных растворах не произвольны, а связаны уравнением.

Очевидно, что концентрация ионов Н3О+ (на практике чаще обозначают Н+) может служить мерой концентрации раствора. В 1909 году Серенсен предложил для выражения кислотности растворов указывать величину десятичного логарифма концентрации ионов водорода, который получил обозначение рН= - ln[H+]

В чистой воде концентрация Н+ и ОН- равны, поэтому [H+]=[OH-]=корень из Кв=10 в -7, а значение рН=7.

При добавлении кислоты концентрация ионов [H+] увеличивается, а рН уменьшается.

Растворы, в которых концентрация ионов гидрооксония и гидрооксид-ионов одинаковы, называются нейтральными. В кислых растворах выше концентрация ионов гидрооксония. Как степень кислотности, так и степень щёлочности раствора можно охарактеризовать концентрацией ионов гидрооксония: нейтральные [H3O]=10 в -7, кислые – больше, щелочные – меньше.

30. Кислоты: сильные и слабые. Растворимые в воде и нерастворимые. Применение. По 1 примеру.

По Аррениусу, кислота – вещество, которое при растворении в воде даёт ион водорода Н+. На самом деле, иона водорода – протона в воде не существует, т.к. для реакции H+ +H2O H30+ константа равновесия примерно равна 10 в 200, т.е. равновесие полностью смещено вправо, и диссоциация кислоты состоит в передаче протона молекул воды.

В протолитической теории Брёнстеда кислоты – вещества, способные отдать протон. Кислоту можно назвать донором протона. Отдавая протон, кислота превращается в сопряжённое с ней основание. Факт отсутствия протона теория учитывает, т.е. не может происходить диссоциация вещества с его образованием. Также теория Брёнстеда учитывает то, что свойства вещества всегда проявляются только во взаимодействии с другими веществами и зависят от свойств других веществ. Чем легче молекула или ион отдают протон, тем более сильными кислотами они являются. Например, HCl, H2SO4, H30+ - сильные, HSO4 – менее сильная, HF – умеренно слабая, NH4 + HCN – СЛАБЫЕ, Н2О – очень слабая.

В электронной теории кислота – вещество, которое может использовать свободную электронную пару другой молекулы (иона) для образования связи. Кислота – акцептор неподелённой пары электронов. Таким образом, кислоты могут содержать и могут не содержать (апротонные кислоты). Примеры кислот по Льюису: K+ - кислота, ОН- - основание, КОН – продукт их взаимодействия. F (с 2 точками сверху) – кислота, Н (с 2 точками сверху) – основание, продукт НF (с 4 точками сверху).

По Усановичу, Кислота – частица, которая может отщеплять катионы или присоединять анионы, включая электрон. Развитием теории служит теория жёстких и мягких кислот и оснований Пирса. К сильным относятся HCl, HBr, HI, HClO3, HNO3, HMnO4, H2SO4.

К слабым – HF, HClO, HCN, H2S, H2CO3.