17. Равновесие диссоциации слабых к-т и основ. Константа диссоци. З-н разбавления Оствальда. Расчет рН.

Слабые кислоты: H₂S, HF, CH₃COOH, HNO₂ (H_nЭO_m m-n<2)

Слабые основания : NH₄OH, Me(OH)_n (Me- , кроме щелочных и щелочно земельных)

Слабые кислоты и основания диссоциируют обратимо, равновесно, по ступеням, причём каждая последующая ступень протекает слабее предыдущей. Количественно диссоциацию слабых электролитов выражают с помощью

- степень электролит диссоциации K_g - константа диссоциации (константа равновесия)

<<1 и K_д<1

Слабые кислоты и сл основания диссоц-ют обратимо, равновесно, по ступеням, при чем каждая последующая ступень протекает слабее предыдущей. Количественно дис сл электролитов выражается:

α(степень эл дисс)=кол-во продисс-их/исходное кол-во

К_д – константа дисс-ии (конст равновесия)

α<<1 К_д<1

Диссоциация слабых кислот

CH₃COOH↔CH₃COO^-+Н^{+ ;}

1ст. H₃AsO₄↔H⁺+ H₂AsO₄^-

К_g1= C(H₂AsO₄^-)*C(H⁺)/C(H₃AsO₄)=6*10^-3

2ст. H₂AsO₄↔H⁺+ HAsO₄^-2

К_g2=1*10^-8

3ст. HAsO₄↔H⁺+ AsO₄^-3

К_g3=3*10^-12

К_g1> К_g2 >К_g3>

α₁> α₂> α₃

Диссоциация сл оснований протекает аналогично

NH₄OH↔NH₄⁺+OH^-

К_д=1,7*10^-5

pH+pOH=14 ; pH=-lg C(H⁺) ; pOH=14-pH pH<7 кислотная среда ; pH>7 щелочная среда

Константа диссоциации.

Константа диссоциации — вид константы равновесия, которая показывает склонность к диссоциации.

Диссоциация протекает с участием полярных молекул Н₂О. Чем их больше, тем в большей степени протекает диссоциация.

Закон разбавления Оствальда.

Взаимосвязь и - з-н оствальда

Закон: -степень эл. диссоциации слабых электролитов, увеличивается при разбавлении раствора.

;

-степень эл.диссоциации слабых электролитов ; С_о - исх ; – продиссоциир. вещества

Со- - не диссоциир. Вещества;

Расчет рН раствора

K_В=C(H⁺)C(OH^-)= const (при T= const) K_В - константа ионного произведения воды

Значение K_В устанавливает взаимосвязь С ионов H⁺ и гидроксид OH ^– в водных растворах. По K_В можно определить среду воды и водного раствора: кислотная, щелочная K_В=10^-14(при t=18^оС)

Обозначения:

-lg C(H⁺)=рН – водородный показатель

-lg C(OH ^–)=рОН – гидроксидный показатель

-lg K_В= -lg 10^-14=14

рН+ рОН=14 ; pH<7 кислотная среда ; pH>7 щелочная среда

18. Равновесие гидролиза солей. По катиону,по аниону, рН водных р-ров солей, константа гидролиза.

Гидролиз –реакция обмена ионов с H₂O. Гидролиз возможен в том случае, если среди продуктов образуются малодиссоциирующие вещества: слабые кислоты или основания.

Подвергаются соли, образованные слабой к-той и сильным основ, или слабым основ и сильной к-той или слабой к-той и слабым основ.

Количественно процесс гидролиза характеризуется h-степень гидролиза,

К_г – константа гидролиза. Гидролиз всегда протекает по иону от слабого электролита

Гидролиз по катиону. (гидролиз солей, образованных слабыми основ)

_{кислотная среда}

NH₄Cl

NH₄-слаб основание, Cl- сильная кислота

NH₄⁺Cl^- +H₂O↔NH₄OH+HCl

NH₄⁺+ H₂O↔ NH₄OH+H⁺ (pH<7)

K_г=[С(NH₄OH)С(H⁺)/C(NH₄⁺)]*[C(OH^-)/C(OH^-)=K_B/K_gNH4OH=10^-14/1,7*10^-5=5,8*10^-10

Гидролиз по аниону. (гидролиз солей, обр слабыми кислотами)

щелочная среда

CH₃COONa: CH₃COO-слабая кислота, Na- сильн основание

CH₃COO⁺Na^-+ H₂O↔CH₃COO+Na OH; CH₃COO^-+ H₂O↔ CH₃COOH+ OH^-( pH>7)

K_г=[С(CH₃COOH)С(OH)/C(CH₃COO^-)]*[C(H⁺)/C(H⁺)=K_B/K_{g CH3COOH}

рН водных растворов солей

K_В - константа ионного произведения воды

K_В=C(H⁺)C(OH^-)= const (при T= const)

Значение K_В устанавливает взаимосвязь С ионов H⁺ и гидроксид OH ^– в водных растворах. По K_В можно определить среду воды и водного раствора: кислотная, щелочная K_В=10^-14(при t=18^оС)

Обозначения:

-lg C(H+)=рН – водородный показатель

-lg C(OH –)=рОН – гидроксидный показатель

-lg K_В= -lg 10-14=14 ; рН+ рОН=14 ; При гидролизе солей меняется рН водного раствора.