Курс «Общая химия»
Лектор: проф. Майстренко Валерий Николаевич
Башкирский государственный университет Кафедра неорганической химии
Тел.: 229-97-08; E-mail: V_maystrenko@mail.ru
1
Лекция № 9
ХИМИЯ РАСТВОРОВ
(Теории кислот и оснований)
2
Теория Аррениуса
Кислоты и основания по Аррениусу – соединения, диссоцииру- ющие с образованием ионов H+ и OH , соответственно.
Ионы H+ не могут существовать в растворе, поскольку их диаметр настолько мал (10 15 м), а плотность заряда настолько
велика, что они притягивают любые молекулы, содержащие непо- деленные электронные пары:
H+ + H2O H3O+ - ион гидроксония
В ионе гидроксония все три протона эквивалентны. Частицы H3O+ могут гидратироваться дальше с образованием, например,
ионов H9O4+. В неводных растворах протон также сольватирован: в аммиаке – NH4+, в этаноле – C2H5OH2+.
структура иона гидроксония
3
4
Теория Бренстеда-Лоури
Кислоты – это соединения, которые являются донорами прото- нов, а основания – акцепторы протонов. Каждой кислоте соответ- ствует сопряженное ей основание:
кислота - AH + B BH+ + A - основание
5
Примеры сопряженных кислот и оснований |
|
HCl и Cl-, NH4+ и NH3, H2O и OH , H3O+ и H2O, |
H2SO4 и HSO4 , |
HSO4 и SO4 2, [Al(H2O)6]3+ и [Al(H2O)5(OH)]2+ |
|
Кислоты могут быть |
|
молекулярными, HCI ↔ H+ + Сl– |
|
катионными, NH4+ ↔ NH3 + Н+ |
|
анионными HCO3– ↔ CO32- + Н+ |
|
Основания делятся на |
|
молекулярные, NH3 + Н+ ↔ NH4+анионные, ОН– + Н+ ↔ Н2О
катионные, AI(OH)2+ + Н+ ↔ AI3+ + Н2О
Амфотерные вещества (амфолиты) - это вещества, которые являются как донорами, так и акцепторами протонов. Они могут быть заряженными
H |
PO |
– ↔ Н+ + HPО 2–, |
H PO |
– + Н+ ↔ H |
PO |
4 |
|
2 |
4 |
4 |
2 |
4 |
3 |
|
|
и нейтральными |
6 |
|
Обладая амфотерными свойствами молекулы воды могут вступать во взаимодействие друг с другом, образуя катион гидро- ксония H3O+ и анион OH :
H2O + H2O H3O+ + OH |
|
|||
Этот процесс называется автопротолизом, он свойственен и |
|
|||
другим амфотерным растворителям: |
|
|||
HS + HS H2S+ + S , S - растворитель |
|
|||
Константа равновесия процесса автопротолиза равна |
|
|||
Kрав |
[H2S ][S- ] |
|
||
|
|
[HS]2 |
|
|
Для реакции диссоциации воды |
|
|||
|
H2O H+ + OH |
|
||
[H2O] = 55,85 моль/л, Kдис = 1,78.10-16, следовательно |
|
|||
KH2O |
|
|
|
|
[H2O] = [H+][OH ] = const, где [H+][OH ] – ионное произведение |
7 |
|||
|
|
|
воды |
|
K = [H O ][OH |
] = 10 |
|
||
+ |
|
|
14 |
|
В 1909 году шведский ученый Сорренсон ввел понятие pH pH = -lg[H+]
Тогда в воде
[H+] = [OH ] = 10 7 моль/л pH = pOH = 7
pH + pOH = 14
pH = 7 – среда нейтральная; pH < 7 – среда кислая;
pH > 7 – среда основная
Если концентрация ионов [H+] в растворе высокая (сильная кислота), то между ними может наблюдаться взаимодействие. В
этом случае
pH -lg aH
где aH - активность ионов H+
8
Для определения рН применяют кислотно-основные индикаторы — органические соединения, способные изменять цвет в растворе при изменении кислотности. Их преимуществом является дешевизна, быстрота и наглядность использования. Обычно они представляют собой
полоски бумаги, пропитанные раствором индикатора или смеси |
9 |
|
индикаторов. |
||
|
В общем, для любого растворителя, который диссоциирует подобно воде
HS ↔ H+ + S−
константа автопротолиза KS рассчитывается по формуле KS = [H+].[S−]
и является постоянной величиной для данной температуры и данного растворителя. На практике для удобства вместо констан- ты автопротолиза используют величину, которая называется «показатель константы автопротолиза». Она может быть рассчи- тана по формуле
pKS = - lgKS
Растворитель |
pКS |
Растворитель |
pKS |
|
Диметилсульфоксид |
33,3 |
Изоамиловый спирт |
21,4 |
|
Аммиак (жидкий) |
32,5 |
Ацетон |
21,1 |
|
Ацетонитрил |
32,2 |
Муравьиная кислота |
6,3 |
|
Гидразин |
24,7 |
Серная кислота |
5,0 |
|
Бутиловый спирт |
22,8 |
Вода |
14,0 |
10 |
Если кислота сильная, то KHAn >> 1 (pН << 0), тогда как для слабых кислот KHAn << 1 (pН >> 0).
Расчет pH в растворах слабых кислот и оснований HAn H+ + An
KHAn |
[H ][An- ] |
|
[H ]2 |
|
|
||||
|
[HAn] |
[HAn] |
||
[H ]2 KHAn[HAn] |
|
|
|
|
[H ] |
|
|
|
|
||||||||||
|
|
|
|
KHAn[HAn] |
|
||||||||||||||
Если КHAn << 1, то [HAn] CHAn |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||||||||
|
[H ] |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||||||||
KHAnCHAn |
|
|
|
|
|
|
|
|
|||||||||||
pH -lg[H ] lg |
|
|
|
|
|
- |
1 lgK |
|
|
- |
1 lgC |
|
|||||||
K |
HAn |
C |
HAn |
HAn |
HAn |
||||||||||||||
|
|
|
|
|
|
|
2 |
|
|
|
|
2 |
|
||||||
|
pH 1 pK |
HAn |
- |
1 lgC |
HAn |
|
|
|
|
|
|
||||||||
|
2 |
|
|
|
|
2 |
|
|
|
|
|
|
|
12 |
|||||
BOH B+ + OH
KBOH [B ][OH- ] |
[OH- ]2 |
|||
[BOH] |
[BOH] |
|||
[OH ]2 KBOH[BOH] |
[OH ] |
|
|
|
KBOH[BOH] |
||||
|
[OH ] |
|
|
|
|
|
|
|
|
|||||||||
KBOHСBOH |
|
|
|
|
|
|||||||||||||
Если КBOH << 1, то [BOH] CBOH |
|
|
|
- 1 lgK |
|
|
1 lgC |
|
||||||||||
pOH -lg[OH ] lg |
K |
BOH |
C |
BOH |
|
BOH |
- |
BOH |
||||||||||
|
|
|
|
|
2 |
|
|
|
2 |
|||||||||
|
pOH 1 pK |
BOH |
- |
1 lgC |
BOH |
|
|
|
|
|
||||||||
2 |
|
|
2 |
|
|
|
|
|
|
|||||||||
|
pH 14 1 pK |
BOH |
1 lgC |
BOH |
|
|
13 |
|||||||||||
|
2 |
|
|
|
2 |
|
|
|
|
|||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||||