19. Вычисление рН растворов кислот и оснований.

При расчете значения рН сильных кислот и щелочей используют 

допущения:

1. Только одно вещество в растворе способно к протолизу.

2. Частица такого вещества присоединяет или отдает только 

один протон.

3. Протолиз идет необратимо и на 100 %.

4. Влиянием ионной силы можно пренебречь.

5. Концентрация протолита высока по сравнению с концентра-

цией продуктов автопротолиза.

Только при соблюдении всех этих условий: рН = -lgCкисл = рСкисл

 

20. Вычисление рН растворов солей, подвергающихся гидролизу.

Различают 3 случая гидролиза солей:

а) гидролиз соли по аниону (соль образована слабой кислотой и сильным основанием, например CH3COO Na). Значение рН рассчитывают по формуле рН = 7 + 1/2 рКк + 1/2 lg Сс

б) гидролиз соли по катиону (соль образована слабым основанием и сильной кислотой, например NH4Cl).Расчет рН в таком растворе ведут по формуле:рН = 7 - 1/2 рКо - 1/2 lg Сс 

в) гидролиз соли по катиону и аниону (соль образована слабой кислотой и слабым основанием, например CH3COO NH4). В этом случае расчет рН ведут по формуле: рН = 7 + 1/2 рКк - 1/2 рКо 

Если соль образована слабой многоосновной кислотой или слабым многопротонным основанием, то в перечисленные выше формулы (7-9) расчета рН подставляются значения рКк и рКо по последней ступени диссоциации

рН в растворе гидролизующейся соли определяется природой слабого электролита. При гидролизе соли, образованной сильным основанием и слабой кислотой, гидролизуется анион слабой кислоты. В растворе появляются ионы ОН, поэтому среда щелочная, рН > 7.

Если соль, образована слабым основанием и сильной кислотой, то гидролизуется катион слабого основания:

в растворе появляются ионы Н+, поэтому среда кислая, рН < 7.

Гидролиз является обратимым процессом и имеет ступенчатый характер. Термодинамической характеристикой гидролиза является его константа равновесия – константа гидролиза.

Константу гидролиза проще всего вычислить через значение константы диссоциации слабого электролита по уравнению:

Первой константе гидролиза соответствует последняя константа диссоциации, последней константе гидролиза – первая константа диссоциации

21. Вычисление рН растворов амфолитов.

Амфолиты - соли много протонных слабых оснований с анионами сильных кислот. Обладают амфотерными свойствами. Также хорошо образуют р-ры с буф свойствами, тк благодаря способности к выборочной ионизации они противодействуют изм pH.

22. Автопротолиз растворителей. Протяженность шкалы рН. Расчет рН в неводных растворах протолитов

Амфипротные растворители, обладающие как кислотными, так и ос­новными свойствами: вода, спирты, карбоновые кислоты, первичные и вто­ричные амины.

Важнейшая особенность амфипротных растворителей — способность к передаче протона от одной молекулы растворителя к другой: 2HS⇔SH₂⁺ + S^-

Такие процессы, в которых одна молекула растворителя проявляет свойства кислоты, а другая — основания, называют автопротолизом. Катион, обра­зующийся из молекулы растворителя (SH2+), называется лионий, а анион (S- ) — лиат.

При оценке кислотности растворов следует учитывать протяженность шкалы рНр, которая зависит от ионного произведения растворителя. Например, в воде при 298К протяженность шкалы равна 14 единицам, так как ионное произведение водытKW= 1.10–14; в метаноле, где ионное произведение= 10–16,5, протяженность шкалы составляет 16,5 ед., а рН нейтрального раствора – 8,25; в этаноле (= 10–19,3) протяженность шкалы равна 19,3 единицы, рН нейтрального раствора – 9,65

На практике такие расчеты применяют редко. Во-первых, пока мало досто­верных значений констант для неводных растворителей, во-вторых, мало сведений о процессах, протекающих в этих средах, — ассоциации, иониза­ции и т. п., в-третьих, коэффициенты активности аниона и катиона при переходе от одного растворителя к другому изменяются по-разному, а экспериментально определяется лишь средний коэффициент активности