Добавил:
Upload Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз: Предмет: Файл:
ANALITIKA_KAChESTVENN_J.doc
Скачиваний:
2
Добавлен:
18.11.2019
Размер:
2.18 Mб
Скачать

Глава 2. Кислотно-основна рівновага

2.1. Хімічна рівновага. Константа хімічної рівноваги

В будь-якій хімічній системі при перебігу реакції настає момент, коли співвідношення між концентраціями вихідних речовин та продуктів реакції стає постійним. При цьому перебіг процесу не припиняється, просто це означає, що швидкості прямої та зворотної реакцій стають рівними. Такий рівноважний стан називається динамічним (рухливим).

У стані рівноваги концентрації вихідних речовин та продуктів реакції за даних умов залишаються незмінними. Такі концентрації називають рівноважними.

Кількісною характеристикою хімічної рівноваги є константа рівноваги К.

Розкрити поняття константи рівноваги хімічної реакції можна на підставі закону діючих мас (К.М.Гульдберг та П. Вааге), який формулюють таким чином:

ш видкість хімічної реакції прямо пропорційна добутку концентрацій реагуючих речовин в ступенях, що дорівнюють їхнім стехіометричним коефіцієнтам

Терміном "діючі маси" автори закону позначали концентрації. Сам термін "концентрація" був введений пізніше Вант-Гоффом.

Для реакції:

aA + bB ↔ cC + dD

згідно з законом діючих мас, швидкість прямої Vпр та оборотної Vобор реакцій виражають рівняннями:

Vпр = kпр[A]a[B]b

Vобор = kобор[С]с[D]d

У стані рівноваги швидкості прямої та зворотної реакцій од­накові, тобто

Vпр = Vобор:

kпр[A]a[B]b = kобор[С]с[D]d

Перетворимо це рівняння таким чином, щоб всі константи були ліворуч, а концентрації праворуч:

Відношення констант швидкості прямої та оборотної реакцій також є константою. Її називають концентраційною константою рівноваги даної ре­акції і позначають Кс.

Таким чином, можна дати формулювання константи хімічної рівноваги:

К онстанта хімічної рівноваги прямо пропорційна добут­ку концентрацій продуктів реакції в ступенях, що дорівнюють їхнім стехіометричним коефіцієнтам та зворотно пропорційна добутку концентрацій вихідних речовин в ступенях, що дорівнюють їхнім стехіометричним коефіцієнтам.

Величина константи рівноваги залежить від природи реагую­чих речовин і температури. Константа рівноваги визначає глибину перебігу процесу в момент досягнення стану рівноваги. Чим більша величина К, тим повніше взаємодіють речовини.

2.2. Рівновага в розчинах слабких електролітів

Слабкі кислоти та основи у водних розчинах дисоціюють частково і в дуже незначній кількості ( α <<1). В таких розчинах встановлюється рівновага між іонами та недисоційованими молекулами.

Рівновага в розчинах слабких кислот

Наприклад, для оцтової кислоти:

CH3COOH ↔ H+ + CH3COO

Вираз для константи рівноваги:

Рівновагу, що встановилася при дисоціації оцтової кислоти, характеризує константа рівноваги Ka , яку можна назвати константою дисоціації (іонізації) оцтової кислоти або константою кислотності.

Оскільки константи рівноваги для багатьох слабких електролітів мають дуже малі значення, то часто наводять не самі ці значення, а їхні десяткові логарифми lgK або показники – від'ємні десяткові логарифми рК = - lgK

Так, для процесу дисоціації оцтової кислоти Кa = 1,86 ·10-5 , можна записати lgKa = - 4,73 або рКa= - lgKa = - lg1,86·10-5 = 4,73

Константа дисоціації і ступінь електролітичної дисоціації є кількісними характеристиками електролітів. Для слабких електролітів ці дві величини пов’язує між собою закон розведення В. Оствальда. Математичний вираз закону розведення В. Оствальда:

де: Кдис – константа дисоціації;

α – ступінь дисоціації;

с – концентрація електроліту.

Для бінарних слабких електролітів α << 1, тоді величина (1-α) практично дорівнює одиниці. Тоді математичний вираз закону розведення В. Оствальда спрощується:

Для одноосновних слабких кислот НА:

[H+] =

де: Ка – константа дисоціації;

α – ступінь дисоціації;

с – концентрація кислоти.

Звідси,

рН = ½ (рКa +рса)

Багатоосновні кислоти дисоціюють ступінчасто. Наприклад, в розчині ортофосфатної кислоти встановлюються рівноваги:

H3PO4 ↔ H+ + H2PO4

H2PO4 ↔ H+ +HPO42–

HPO42– ↔ H+ + PO43–

Добуток всіх констант ступінчастої дисоціації дорівнює повній константі кислотності Ка:

К1·К2·К3 = Кa

Тобто, для ортофосфатної кислоти повна константа кислотності для схеми:

H3PO4 ↔ 3H+ + PO43–

Рівновага в розчинах слабких основ

Наприклад, рівновага в розчині амоніаку:

NH3·H2O ↔ NH4+ + OH

Кbконстанта дисоціації (іонізації) слабкої однокислотної основи або просто константа основності цієї основи

рКb = -lgKb

Враховуючи, що іонний добуток води Кw = [H+]·[OH-], після певних перетворень, отримуємо:

Кw =Kb·Ka

Тобто, іонний добуток води Кw дорівнює добутку констант кислотності та основності.

Для показника рКw отримуємо:

рКw = рKb + рKa

Визначимо рівноважне значення рН в розчині слабкої однокислотної основи.

Оскільки рКw = рН + рОН = 14, то

рН = рКw – рОН = 14 – рОН

Визначимо величину рОН = -lg[OH-]. Оскільки [OH-] = , то логарифмуючи цей вираз, отримаємо:

- lg[OH-] = ½ (- lgKb - lgсb)

або

рОН = ½ (рKb - рсb)

тоді

рН = 14 - рОН = 14 – ½ (рKb - рсb)

Таким чином, рН в розчинах слабких кислот та основ визначається за формулами:

кислоти

основи

рН = ½ (рКa +рса)

рН = 14 – ½ (рKb - рсb)

Тут вы можете оставить комментарий к выбранному абзацу или сообщить об ошибке.

Оставленные комментарии видны всем.

Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]