Вопрос 40) Шкалы величин рН и рОн. Вычисление рН растворов неассоциированных электролитов на примерах ….

Вода диссоциирует крайне незначительно: 2Н₂О Н₃О⁺ + ОН^- ;

Для простоты вместо гидроксония используют негидратированный ион Н⁺, т.к. это не влияет на последующие выводы: Н₂О Н⁺ + ОН^- .

К_равн. = [Н⁺][ОН^-] = K_w – ионное произведение воды.

Замена активностей ионов на концентрации оправдана тем, что вода диссоциирует в очень незначительной степени. Действительно, при 298,15К концентрация ионов Н⁺ и ОН^- в воде составляет 1*10^-7моль/л (из 555 миллионов молекул воды диссоциирует лишь одна).

ΔG⁰_{процесса} = ΔG⁰_обрН⁺ + ΔG⁰_обрОН^- − ΔG⁰_обрН₂О_(ж) = 0 – 157,32 − ( −237,25) = 79,93 кДж

К_w = = 1,0*10^-14; [Н⁺][ОН^-]=1,0*10^-14

lg[Н⁺] + lg[ОН^-] = −14. − lg[Н⁺] − lg[ОН^-] = 14; рН = −lg[Н⁺]; рОН = − lg[ОН^-]. Отсюда: рН + рОН = 14.

Для любого водного р-ра при 298,15К: рН+ рОН=14. В воде в соответствии с уравнением ее диссоциации соответственно рН = рОH = 7, это нейтральная среда. В кислых растворах [Н⁺] > 10^-7моль/л и рН < 7 (рОН>7). В щелочных растворах [Н⁺] < 10^-7моль/л и рН>7 (рОН<7).

Получить растворы с большой концентрацией кислоты не представляет труда, например, Н₂SO₄ и НNO₃ неограниченно растворимы в воде и можно приготовить их водные растворы практически любой молярной концентрации. Однако с ростом концентрации кислоты уменьшается степень ее диссоциации и в реальных системах получить растворы с концентрацией ионов водорода, большей 10 моль/л, практически невозможно. Учитывая это, получаем интервал изменения величин рН: −1 < pH < 15.

Вопрос 41) Равновесие диссоциации воды. Ионное произведение воды. Шкалы величин рН и рОн.

Вода диссоциирует крайне незначительно: 2Н₂О Н₃О⁺ + ОН^- ;

Для простоты вместо гидроксония используют негидратированный ион Н⁺, т.к. это не влияет на последующие выводы: Н₂О Н⁺ + ОН^- .

К_равн. = [Н⁺][ОН^-] = K_w – ионное произведение воды.

Замена активностей ионов на концентрации оправдана тем, что вода диссоциирует в очень незначительной степени. Действительно, при 298,15К концентрация ионов Н⁺ и ОН^- в воде составляет 1*10^-7моль/л (из 555 миллионов молекул воды диссоциирует лишь одна).

ΔG⁰_{процесса} = ΔG⁰_обрН⁺ + ΔG⁰_обрОН^- − ΔG⁰_обрН₂О_(ж) = 0 – 157,32 − ( −237,25) = 79,93 кДж

К_w = = 1,0*10^-14; [Н⁺][ОН^-]=1,0*10^-14

lg[Н⁺] + lg[ОН^-] = −14. − lg[Н⁺] − lg[ОН^-] = 14; рН = −lg[Н⁺]; рОН = − lg[ОН^-]. Отсюда: рН + рОН = 14.

Для любого водного р-ра при 298,15К: рН+ рОН=14. В воде в соответствии с уравнением ее диссоциации соответственно рН = рОH = 7, это нейтральная среда. В кислых растворах [Н⁺] > 10^-7моль/л и рН < 7 (рОН>7). В щелочных растворах [Н⁺] < 10^-7моль/л и рН>7 (рОН<7).

Получить растворы с большой концентрацией кислоты не представляет труда, например, Н₂SO₄ и НNO₃ неограниченно растворимы в воде и можно приготовить их водные растворы практически любой молярной концентрации. Однако с ростом концентрации кислоты уменьшается степень ее диссоциации и в реальных системах получить растворы с концентрацией ионов водорода, большей 10 моль/л, практически невозможно. Учитывая это, получаем интервал изменения величин рН: −1 < pH < 15.

Вопрос 42) Равновесие диссоциации комплексных соединений. Константа устойчивости и константа нестойкости. Реакции образования комплексных соединений. Приведите примеры получения гидроксокомплекса, амминокомплекса и ацидокомплекса.

Реакции образования комплексных соединений: комплексные соединения образуются и существуют в растворах при сравнительно большом избытке лиганда. Обычно его берут в несколько раз больше того количества, которое необходимо в соответствии со стехиометрическим соотношением. В результате подавляется диссоциация комплексного соединения, и оно стабилизируется.

Разная прочность связи во внутренней и внешней сферах комплексного соединения ведет к различию в характере диссоциации этих частей молекулы. По внешней сфере в водных растворах все комплексные соединения являются сильными электролитами, тогда как диссоциация по внутренней сфере происходит в незначительно степени.

K₂[Zn(CN)₄] 2K⁺ + [ Zn(CN)₄]^2- ; [Zn(CN)₄]^2- Zn²⁺ + 4CN^- .

Константа равновесия для последнего процесса (диссоциация комплексного иона) называется константой нестойкости: К_равн = К_нест = .

Константа равновесия обратного процесса: Zn²⁺ + 4CN^- [Zn(CN)₄]^2- наз. константой устойчивости: К_равн. = К_уст. = .

Чем больше К_уст. (меньше К_нест.), тем прочнее комплексное соединение, тем слабее оно диссоциирует. Ясно, что произведение К_уст. и К_нест. равно единице.

Примеры: