31. Сильные и слабые основания. Растворимые и нерастворимые в воде. Применение (по 1 примеру).

По Аррениусу, основание – вещество, которое при растворении в воде даёт ион гидроксида ОН-. В протолитической теории Брёнстеда основания – вещества, способные присоединять протоны. Основание можно назвать акцептором протона. Отдавая протон, основание превращается в сопряжённую с ним кислоту. 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 и тем более слабыми оказываются сопряжённые с ними основания. слабое Cl , HSO4 – умеренно сильное H2O более сильное SO4 2- F- сильное NH3CN – очень сильное ОН-.

В электронной теории основание – вещество, обладающее свободной электронной парой (не связывающей молекулярные орбитали). Основание – донор неподелённой пары пары электронов. По Льюису: К+ (сислота) ОН- (основание) КОН – продукт их реакции

F (с 2 точками сверху) –кислота, Н (с 2 точками сверху – основание), продукт HF (с 4 точками сверху).

По Усановичу, основание – частица, которая может присоединить протон и другие катионы или присоединить электрон и другие анионы.

К сильным )щелочам) относятся: LIOH, NaOH, KOH

Слабые – гидрат аммиака NH3 на Н2О, образующийся при растворении аммиака в воде.

32. Соли: средние, основные и кислые: растворимые и нерастворимые в воде. Применение (по 1 примеру).

Соли можно определить как электролиты, которые при растворении в воде диссоциирует, отщепляя положительные ионы, отличные от ионов водорода, и отрицательные ионы, отличные от гидроксид-ионов. Таких ионов, которые были бы общими для водных растворов всех солей, нет, поэтому соли и не обладают общими свойствами. Как правило, соли хорошо диссоциируют, и тем лучше, чем меньше заряды ионов, образующих соль.

При растворении кислых солей в растворе образуются катионы металла, сложные анионы кислотного осадка, а также ионы, являющиеся продуктами диссоциации этого сложного кислотного осадка, в том числе ионы Н+. Например, при растворении гидрокарбоната натрия диссоциация протекает согласно следующим уравнениям: NAHCO3->NA+ + HCO3-

HCO3-  H+ + CO32-

При диссоциации основных солей образуются анионы кислоты и сложные катионы состоящие из металла и гидроксогрупп. Эти сложные катионы также способны к диссоциации. Поэтому в растворе основной соли присутствуют ионы ОН-. Например, при растворении хлорида гидроксомагния диссоциация протекает согласно уравнениям:

MgOHCl-> MgOH+ + Cl-

MgOH+  Mg 2+ + ОН-

33. Гидролиз солей. Приведите 3 примера растворов солей с разными рН (<7, >7, =7). Константа и степень гидролиза. Использование гидролиза солей в быту и промышленности (1-2 примера).

Гидролиз солей – процессы кислотно-основного взаимодействия, происходящие при растворении в воде солей слабых кислот и\или слабых оснований.

В терминах электролитической диссоциации Аррениуса, чтобы произошла реакция между веществами – электролитами, необходимо образование нового вещества, которое уходило бы из сферы реакции. Таким веществом может быть осадок, газ или малодиссоциированное вещество – слабый электролит. Чтобы происходила реакция гидролиза, необходимо, чтобы при взаимодействии ионов соли с водой, по крайней мере, 1 из них, образовывался слабый электролит – слабая кислота или слабое основание. Иными словами, гидролизу подвергаются соли, образованные слабыми кислотами и\или слабыми основаниями.

В терминах протолитической диссоциации Брёнстеда, чтобы ионы соли взаимодейтсовали с водой, они должны проявлять свойства кислоты (по отношению к воде – сравнительно сильному основанию) и сильного основания (по отношению к воде – очень слабой кислоте).

Рассмотрим по отдельности гидролиз катионов и анионов. Обозначим анион А-. В реакции с водой анион выступает как основание, т.е. является ацептором протона: А- +Н2О НА + ОН-. Константа равновесия при этом называется константой гидролиза.

Кг=α(НА)*α(ОН-)\α(А-)

Преобразуем это выражение, умножив числитель и знаменатель на величину активности ионов оксония α(Н3О): Кг=α(НА)*α(ОН-)*α(Н3О) \α(А-)* α(Н3О)=Кв\Кк

Мы получим зависимость константы гидролиза от свойств образующегося при гидролизе электролита – константой его диссоциации (в нашем случае, константой диссоциации Кк кислоты НА, сопряжённой с основанием НА, сопряжённой с основанием А-, входящем в состав соли). Чем меньше Кк (константа диссоциации), тем больше константа гидролиза, тем в большей степени происходит гидролиз.

В большинстве случаев Кг мала, т.к. ионное произведение воды, как правило, меньше, чем константы диссоциации электролитов.

Степень гидролиза h – доля ионов, вступивших в реакцию с водой. Обозначив молекулярную концентрацию растворенной соли С, получаем: [HA]=Hc, [OH-]=Hc, [A-](1-h)C и Кг=(С\(h-1))²

С учётом малости Кг, h<<1, h=корень из Кг\С= корень из Кв\КкС

Степень гидролиза тем больше, чем меньше константа диссоциации образующегося электролита (Кк), чем меньше концентрация соли в растворе, т.е. чем больше разбавлен раствор, чем выше температура, с повышением которой растёт ионное произведение воды (Кв).

Уравнение показывает, что при взаимодействии аниона как основания с водой в растворе повышается концентрация ионов ОН-, т.е. увеличивается рН. Раствор соответствующей соли имеет щелочную реакцию.

Рассмотрим в качестве примера гидролиз ацетата натрия CH3COONa в 0,01 М растворе. В реакцию вступает анион этой соли: CH3COO- +H2O CH3COOH + OH-

Кг=Кв\К(CH3COOH)=10 В -14\ 1,75 * 10 В -5 = 5,7 на 10 в -10.

h=корень из Кг=Кв\ К(CH3COOH)С=корень из 10 в -14\1,75 на 10 в -7=2,4 на 10 в -4, рН=-lg[H3O+]=-lg[Кв[ОН-]]=8,4>7

При гидролизе ионов по Брёнстеду они должны содержать протоны, чтобы участвовать в протолитическом равновесии. В случае иона аммония идёт реакция:

NH4+ +H2O NH3 + H30+, в результате которой повышается концентрация ионов Н3О+ и раствор приобретает кислую реакцию. Кг=α(NH3)*α(H30+)\α(NH4+)=α(NH3)*α(H30+)*α(OH-)/(α(NH4+)* α(OH-))=Кв\Ко аналогично соответствующего выражению для константы гидролиза аниона. Гидролизу подвергаются и другие катионы, гидроксиды которых являются слабыми электролитами. Например, раствор хлорида аммония имеет рН<7. Свойство гидроксида быть слабым электролитом определяется высокой прочностью связи катион – кислород группы ОН. Такой катион образует прочную связь (на самом деле, несколько менее прочную) с кислородом молекулы воды, так что в водном растворе эти катионы существуют только в виде аквакомплексов – соединений с водой. В большинстве случаев такие комплексы содержат 6 молекул Al(H2O)6 3+. Образование прочной связи атома кислорода с катионом приводит к ослаблению связи кислород-водород в присоединённых к катиону молекулах воды, и аквакомплекс проявляет кислотные свойства.

Al(H2O)6 3+ + H2O Al(OH)(H2O)5 2+ + H3O+

Гидролиз беспротонного катиона не происходит, если этот катион не образует аквакомплексов.