4.3. Протолитическое равновесие.

Основано на электролитической диссоциации, протонной и электронной теории кислот и оснований.

Согласно теории электролитической диссоциации кислотой является электролит, который диссоциирует с образованием Н⁺, а основание при диссоциации дает ОН^-

Протонная теория, кислотой считают донор протонов, а основанием- акцептор протонов.

Основание + Протон Û Кислота

По электронной теории кислота является акцептором электронов, а основание- донором.

F ₃B + : NH ₃ Û F ₃B : NH ₃

кислота основание

Электронная теория охватывает более широкий круг соединений, чем протонная теория, однако, с ее помощью невозможно установить силу кислот и оснований. Поэтому эти теории дополняют друг друга.

4.4. Растворы электролитов .

Электролитическая диссоциация.

Распад молекул электролитов на ионы под действием полярных молекул растворителя (например, воды) называется электролитической диссоциацией.

Отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу всехмолекул, называется степенью диссоциации  . Исходя из значения  электролиты классификациют на сильные , слабые средней силы.

Сильные электролиты, >30%

Во всех ионных уравнениях записывают в виде ионов.

1. Почти все растворимые в воде соли.

2.Многие минеральные кислоты:

H₂SO₄, HNO₃, HCl, HBr, HJ, HMnO₄, HClO₄ и др.

3.Основания щелочных и щелочноземельных металлов:

NaOH, KOH, Ca(OH)₂, Ba(OH)₂ и др.

Слабые электролиты,  < 3%

Во всех уравнениях записывают в виде молекул.

1. Почти все органические кислоты (CH₃COOH, C₂H₅COOH), некоторые

минеральные кислоты (H₂CO₃, H₂S, H₂SiO₃, H₃BO₃, HCN и др.).

2. Гидроксиды металлов (кроме гидроксидов щелочных и щелочно-

земельных металлов), гидроксид аммония.

3. Вода.

4. Нерастворимые в воде соли.

Иногда отдельно выделяют группу электролитов средней силы: 30%>>3% ,например: HNO₂, H₂SO₃ .

Константа равновесия процесса диссоциации электролита на ионы называетя константой диссоциации (или ионизации)- К_д

По ее значению, приведенному в справочнике, можно определить «силу» электролита, а именно:

сильные К _д 10^-2

слабые К_д < 10^-4

4.5.Слабые электролиты и константы их диссоциации. Произведение растворимости.

Произведение концентраций ионов малорастворимого электролита, содержащихся в его насыщенном растворе, называется произведением растворимости (ПР). При данной температуре эта величина постоянная.

ПР- это константа равновесия процесса диссоциации малорастворимого электролита:

AgCl  Ag⁺ + Cl^- ПР_AgCl= [Ag⁺] [Cl^-]

Ca₃(PO₄)₂  3Ca²⁺ + 2PO₄^3- ПР = [Ca²⁺]³ [PO₄^3-]²

Осадок из раствора выпадает в том случае, когда произведение концентрации его ионов в растворе превышает значение произведения растворимости (например, [Ag⁺] [Cl^-]> ПР_AgCl)

Растворение осадка малорастворимого электролита происходит при условии, что произведение концентраций его ионов меньше значения ПР.

Для растворения осадка нужно добавить электролит, ионы которого связывают один из посылаемых осадком в раствор ионов в молекулы слабого электролита.

Ионное произведение воды . Водородный показатель.

Вода – слабый электролит: H₂O H⁺ + OH^-

Константа равновесия процесса диссоциации воды равна

К_р = [H⁺]  [OH^--] / [H₂O] , где [H₂O] – концентрация воды, моль/л – величина постоянная. Таким образом, К_р[H₂O] = const = 10^-14 = К_W

Ионное произведение воды: К_W= [ H⁺]  [OH^--] = 10^-14 (1)

В нейтральной среде [H⁺] = [OH^-] = 10^-7 моль/л

В кислой среде [H⁺] > 10^-7 моль/л (10^-6,10^-5)

В щелочной среде [H⁺] <10^-7моль/л (10^-8,10^-9)

Логарифмируя выражение (1) по десятичному основанию и умножая обе части уравнения на –1, получают: - lg [H⁺] + {- lg [OH^-]} = 14

Обозначая рН = - lg [H⁺] , рОН = - lg [OH^-], получают выражение:

pH + pOH = 14

Водородный показатель рН = - lg [H⁺]; рОН = - lg [OH^-]

в нейтральной среде рН=7

в щелочной среде рН>7

в кислой среде рН<7

Качественно реакцию среды измеряют при помощи индикаторов – органических соединений, изменяющих окраску в зависимости от активности ионов водорода.