12. Протолитические равновесия. Константа равновесия. Приведите три примера

С позиции протонной теории кислота – соединение, способное отдавать протон (донор протона), а основание – соединение, способное присоединять протон (акцептор протон). Кислотами и основаниями погут быть как молекулы , так и ионы. Отдавая протон, кислота превращается в сопряженное основание: кислота=основание+протон. В растворе протон ( ) не может существовать в свободном виде, он соединяется с молекулами растворителя. В воде, он образует ионы и другие гидраты. В расчетах принимаю, что в водном растворе протон существует в виде гидроксония . Присоединяя протон, вода играет роль основания, превращаясь в сопряженную кислоту . Таким образом, в кислотоно-основном протолитическом равновесии участвуют две сопряженные пары кислота/основание.

Для воды и разбавленных водных растворов при неизменной температуре произведение концентраций ионов водорода и гидроксид ионов – величина постоянная.

В чистой воде

1) 2)

12. Автопротолиз воды (рН, температурная зависимость). Ионное произведение воды. рН растворов кислот, оснований, солей. Чему равны рН 10^­­–2 М и 10^–8 М растворов

Автопротолиз воды может быть представлен следующими уравнениями:

- по Арениусу

- по Бренстеду-Лоури

Ионное произведение воды:

Произведение активностей (концентраций) ионов оксония и гидроксиле постоянно. Оно зависит от температуры. Ионное произведение воды заметно возрастает с повышением температуры.

Водородный показатель pH - Кислотность или щелочность раствора можно выразить слудующим способом: указав десятичный логориф концентрации ионов водорода взятый с обратным знаком.

;

Измерить pH можно разными методами. Приближенно реакцию раствора можно определить с помощью специальных реактивов – индикаторов, окраска которых меняется в зависимости от концентрации ионов водорода. Наиболее распространенные индикаторы – метиловый оранжевый, метиловый красный, фенолфтолеин.

1) ,

2) ,

12. Кислоты (определение): сильные и слабые; растворимые в воде и нерастворимые. Применение (по 1 примеру).

Кислота – донор протона, частица (молекула или ион) которая способна отдавать ион водорода – протон.

Кислота – электролит, диссоциирующий в растворах с образованием ионов водорода

Для кислот харрактерны следующие свойства:

1. способность взаимодействовать с основаниями с образованием солей

2. способность вазимодействовать с некоторыми металлами с выделением водорода

3. способность изменять цвета индикаторов

4. кислый вкус

Сильные кислоты – кислота диссоциирующие нацело. Кислотные свойства проявляются в большей степени

Слабые кислоты – кислота диссоциирующая частично. Кислотные свойства проявляются в меньшей степени

Средние кислоты – кислоты константы диссоциации которых лежат в интервале

Кислоты могут быть растворимыми ( ) и нерастворимыми ( ). Растворимость кислоты зависит от ее природы и от температуры.

Применение:

1. Сильной кислоты HCl – в пищевой промышленности как пищевая добавка E507

2. Средней кислоты - в производстве минеральных удобрений

3. Слабой кислоты - в пищевой промышленности, в кулинарии применяется ее водный раствор

12. Основания (определение): сильные и слабые; растворимые в воде и нерастворимые. Применение (по 1 примеру).

Основание – электролиты, дисоциирующие в расторах с отщеплением гидроксид-ионов.

Основание – акцептор протона, частица (молекула или ион) которая способна принимать ион водорода – протон

Для основание характерно:

1. Способность взаимодействовать с кислотами с образованием солей

2. Способность изменять цвета идикаторов

3. Своеобразный “мыльный” вкус

Основания деляться на сильные и слабые:

Сильные основания – основания диссоциирующие нацело. Основные свойства проявляются в большей степени

Слабые основания – основания диссоциирующая частично. Основные свойства проявляются в меньшей степени

Основания бывают растворимыми (NaOH) – щелочи, и нерастворимыми ( ). Так же отдельно выделяют . Деление на растворимые и нерастворимые основания практически полностью совпадает с делением на сильные и слабые основания.

Применение:

1. Сильных основания – NaOH – в промышленности для омыления жиров при производстве мыла, шампуней и т.п.

2. Слабых оснований – - в химии для синтеза солей цинка

12. Соли (определение): средние, оснόвные и кислые; растворимые и нерастворимые в воде. Применение (по 1 примеру).

Соли – электролиты, которые при растворении в воде диссоциируют, отщепляя положительные ионы, отличные от ионов водорода, и отрицательные ионы отличные от гидроксид-ионов.

Соли не обладают общими свойствами, так как несуществует ионов, которые были бы общими для водных растворов всех солей.

Соли, как правило, хорошо диссоциируют, и тем лучше, чем меньше заряжы ионов, образующих соль.

Соли деляться на средние, основыные и кислые:

Кислые соли – соли, при растворении которых образуются катионы металла, сложные анионы кислотного остатка, а так же ионы, являющиеся продуктами диссоциации этого сложного кислотного остатка, в том числе ионы . Например:

Основные соли – соли, при диссоциации которых образуются анионы кислоты и сложные катионы, состоящие из металла и гидроксогрупп. Эти сложные катионы тоже спосбны к диссоциации. Поэтому в растворе основной соли присутствуют ионы . Например:

Средние соли – соли, содержащие только атомы металла и кислотного остатка Например:

Соли бывают: растворимые (все соли натрия), малорастворимые ( ) и практически нерастворимые (CuS)

Применение:

1. Средних солей - - в производстве для улучшения качества строительных и лакокрасочных материалов

2. Основных солей - - сода – в быту как моющее и чистящее средство

3. Кислых солей - - в кулинарии, как разрыхлитель

12. Гидролиз солей (определение). Приведите 3 примера растворов солей с разными рН (<7, »7, >7).

Гидролиз - взаимодействие воды с любым веществом. Следовательно гидролиз соли – взаимодействие соли с водой.

Гидролизу подвергаются соли образованные слабыми кислотами и/или слабыми основаниями. (Аррениус)

Для того, что бы ионы соли взаимодействовали с водой, они должны проявлять свойства кислоты или сильного основания.

Обозначив анион , запишем его реакцию с водой, в которой он выступает как основание: . Костанта такого равновесия называется константой гидролиза :

. Таким образом константа гидролиза зависит от свойств образующегося при гидролизе электролита. Чем меньше константа диссоциации , тем больше константа гидролиза, т.е. гидролиз происходит в большей степени.

Степень гидролиза h – доля ионов, вступивших в реакцию с водой. Обозначив молекулярную концентрацию растворенной соли за С, получаем: , отсюда , т.к. h<<1 - , степень гидролиза тем больше, чем больше разбавлен раствор и чем выше температура, с повышением которыой растет ионное произведение воды.

Для гидролиза катионов последние должны содержать протоны, что бы участвовать в пролитическом равновесии с водой. На примере иона аммония: , в результате которой концентрация повышается и раствор приобретает кислую реакцию. Константа гидролиза: , -константа диссоциации образующегося электролита. Гидролиз безпротонного катиона не роисходит, если этот катион не образует аквакомплексов. Если гидролизу подвергается одновременно и анион и катион – то гидролиз становиться необратимым. В таком случае -

1. pH<7 - - раствор хлорида алюминия

2. pH - NaCl – гидролизу не подвергается

3. pH>7 - - раствор

1) Гидролиз солей в быту – гидролиз натриевых и калиевых солей, как компонентов мыла (умывание)

2) Гидролиз солей в промышленности – гидролиз сульфатныхх солей титана. Как часть промышленного производства диоксида титана.

12. Равновесие осадок — раствор. Насыщенный раствор (определение). ПР. Условия образования и растворения осадка.

Растворение твердого тела в воде прекращается, когда получается насыщенный раствор.

Насыщенный расвтор – раствор находящийся в равновесии с растворяющимся веществом.

При растворении электролита, например соли, в раствор переходят не молекулы, а ионы; следовательно и равновесие в насыщенном растворе устанавливается между твердой солью и прешедшими в раствор ионами. Например, в насыщенном растворе сульфата кальция устанавливается равновесие - . Константа равновесия для этого процесса выразиться уравнением: , знаменатель – концентрация твердой соли, а значит можно ввести в константу . В насыщенном растворе электролита произведение концентраций его ионов есть величина постоянная при данной температуре.

Произведение растворимости (ПР) – величина количественно харрактеризующая способность электролита растворяться.

Заменив на , получим . Численное значение ПР находиться легко, если известна его растворимость.

В случаях когда электролит содержит два или несколько одинаковых ионов, концентрации этих ионов при вычеслении ПР должны быть возведены в соответствующие степени.

ПР вычесленное без учета коэффицентов активности, является постоянной величиной только для малорастворимых электролитов.

Гетерогенные системы состоят из нескольких фаз. Фаза представляет собой часть системы, отделенную от других частей поверхностью раздела, при перехоже через которую свойства изменяются скачком. Если в растворе появляется осадок – то система становиться гетерогенной. Каждое твердое вещество в осадке будет самостоятельной фазой. В гетерогенных системах реакции идут на поверхности раздела фаз.

Между осадком и его растворенной частью наступает динамическое равновесие осадок раствор. При установившемся динамическом равновесии скорость растворения осадка равняется скорости его осаждения.