Лекция 4. Применение ЗДМ к кислотно-основным равновесиям. Протолитическая теория растворов. Расчет рН и рОН сильных и слабых кислот и оснований.

2. Цель лекции: Дать понятие о протолитической теории растворов. Рассмотреть применение ЗДМ к кислотно-основным равновесиям.

3. Тезисы лекции: Согласно протолитической теории кислот и основаниий Бренстеда-Лоурикислота является донором протона, а основание − акцептором протона; кислоты и основания существуют как сопряженные пары; протон Н⁺ в водном растворе не существует, а образует ион Н₃О⁺. Т.о., кислота − это вещество, выделяющее при иони­зации протоны, а основание − вещество, присоединяющее протоны.В рамках этой теории кислотами и основаниями могут быть катионы, анио­ны или нейтральные молекулы. Вещества − переносчики протонов называют протолитами.

Рассмотрим, следуя протолитической теории Бренстеда-Лоури, процесс обратимого перехода одноосновной кислоты в однокислотное основание в растворе:

(1.1)

Здесь НВ и В^- являются соответственно кислотой и основанием, причем они называются сопряженными кислотой и основанием.

Реакциями протолиза н азывают реакции кислот или основа­ний с растворителем с участием протонов.

Прототропными называют такие реакции, в которых переносчика­ми протонов служат не молекулы воды, а частицы других веществ.

Вещества, способные как присоединять, так и отдавать протоны, на­зываются амфолитами. Примерами амфолитов могут служить вода, гидрокарбонат-ион HCO₃^-.

В самой жидкой воде устанавливается протолитическое равновесие (автопротолиз воды):

или Н₂О ↔ Н⁺ +ОН^- (1.2)

Процесс диссоциации воды описывается константой химического рав­новесия

(1.3)

При постоянной температуре константа химического равнове­сия постоянна: К_с = const. Концентрация воды в чистой воде также посто­янна и равна 55,55 моль/л, т. е. [Н₂О]² = const. Произведение К_с[Н₂О] = const = K_w. Тогда для автопротолиза воды имеем:

K_w = [Н₃О⁺][ОН^-] или K_w = [Н⁺][ОН^-] (1.4)

Величина K_w, называется константа автопротолиза воды или ион­ное произведение воды. Она постоянна при постоянной температуре. При повышении температуры степень ионизации жидкой воды уве­личивается и значение K_w, растет.

В растворах слабых электролитов устанавливается равновесие между ионами и непродиссоциированными молекулами.

Для диссоциации слабой од­ноосновной кислоты уравнение протолиза имеет вид:

HB + H₂O↔B^- +H₃O⁺,

тогда истинной термодинамической константой К этого равновесия будет

(1.5)

Так как a (Н₂O) = const, тогда

(1.6) или (1.7)

где все концентрации − равновесные. Здесь величина К_а называется кон­стантой кислотной диссоциации или константой кислотности.

Для многих слабых кислот числовые значения К_а очень малы, по­этому вместо величины К_а применяют силовой показатель рК_а: рК_а = - lg K_a (1.8)

Чем больше К_а (т. е. чем меньше рК_а), тем сильнее кислота.

Аналогично из уравнения протолиза основания в воде выводится константа основности. Для ионизации однокислотного слабо­го основания В в водных растворах можно записать:

Если степень ионизации основания α «1, то за константу данного хи­мического равновесия можно принять концентрационную константу

(1.9)

Величина К_b называется константой диссоциации слабого однокислотного основания или просто константой основностиэтого основания, а величина

(1.10)

силовым показателем константы основно­сти.

Для воды: pK_w = pK_a + pK_b

4. Иллюстративный материал:

 

Таблица 1. Истинные термодинамические константы ионизации

некоторых кислот и оснований.

 

 

Константы диссоциации слабых кислот
Кислота	Ка	рКа =	-lgKa
Пероксид водорода Н2О2	2,0.10-12	11,70
Сероводородная H2S	K1 = 1,0.10-7	6,99
	К2 = 2,5.10-13	12,60
Синильная HCN	5,0.10-10	9,30
Угольная Н2СО3	K1 = 4,5.10-7	6,35
	К2 = 4,8.10-11	10,32
Уксусная СН3СООН	1,74.10-5	4,76
Константы диссоциации	слабых оснований
Основание	Кь	рКb=	-lgKb
Аммиак NH3*H2О	1,76.10-5	4,755
Анилин С6Н5NН2	4,3.10-10	9,37
Бария гидроксид Ва(ОН)2	K2 = 2,3.10-1	0,64
Гексаметиленгетрамин (уротропин)	1,4.10-9	8,87
(CH2)6N4
Гидразин N2H4	9,3.10-7	6,03
Гидроксиламин NH2OH	8,9.10-9	8,05
Кальция гидроксид Са(ОН)2	4,0.10-2	1,40
Пиридин C6H5N	1,5.10-9	8,82
Серебра гидроксид AgOH	5,0.10-3	2,30
Этилендиамин NH2CH2CH2NH2	К1 = 1,2.10-4	3,92
	К2 = 9,8.10-8	7,01

 

5. Литература:

Основная: 1, 2, 3, 4, 5.

Дополнительная: 7, 8.

6. Контрольные вопросы:

· Протолитическая теория кислот и оснований Бренстеда-Лоури.

· Другие теории кислот и оснований (Аррениуса, Льюиса, Усановича)

· Константа автопротолиза воды.

· Константы кислотности.

· Константы основности.

· Расчет рН и рОН растворов сильных кислот и оснований.

· Расчет рН и рОН растворов слабых кислот и оснований.

---

Дата добавления: 2016-01-05; просмотров: 143; Мы поможем в написании вашей работы!

Поделиться с друзьями:

---

---

Мы поможем в написании ваших работ!