Растворы и процессы, проходящие в растворах, страница 2

   Основность растёт с увеличением К_b  и  с уменьшением рК_b

Расчет  рН разбавленных растворов сильных и слабых кислот   и оснований

Решение задач

_Œ  Определим  рН 0,1м HCl,  0,1м H₂SO₄ ,  0,1э H₂SO₄

                        а)                    б)                         в)

    а) рН_НСl - ?HCl -  сильная        кислота.       Поэтому,             согласно (16):

          рН = рСэ = -lgCм = -lg 0,1 = -lg 10-1 = 1

            Ответ: рН 0,1М (HCl) = 1

                                                          #    рН 0,1э (HCl)  = 1

Решение задач (продолжение)

        б) рН (H₂SO₄) - ?                    H₂SO₄ – сильная кислота.                                                          Поэтому, согласно  (18):

  рН = рС_э = -lgС_э = -lg C_м∙Z = -lg 0,1∙2 = -lg 2∙10^-1 =

                                                        = - 1,3 = 0,7

              Ответ: рН 0,1м (H₂SO₄ ) =  0,7

Решение задач (продолжение)

в) рН(H₂SO₄) - ?           рН = рС_э = -lgC_э                                                                                    = -lg10^-1 = 1

      Ответ: рН 0,1э H₂SO₄ = 1 (так же как и 0,1 э НСl)

Решение задач (продолжение)

  рН 0,1э (H₂SO₃) -?       H₂SO₃ – это слабая                                        

Решение задач (продолжение)

Ž  pH 0,1M (NH₃ · H₂O) - ?               NH₃ в воде – это слабое   

       К_b = 1,79 · 10^-5    основание. Поэтому

a = 0,01                                 можно применять                              формулы либо (26 –27) ,            либо (28 – 29) для  рОН.

а)  через α, согласно (26):

     рОН = рα + рС_м(осн) = - lg α – lg C_м(осн) =

                                  =  -lg 10^-2 – lg 10^-1 = 2 + 1 = 3

б)  через К_b согласно (28):

рОН (NH₃ ž H₂O) =                               =  =              =

Решение задач (продолжение)

 рК_b = - lgK_b = - lg 1,79∙10^-5 = - 5,25 = 4,75

            рС_М = - lg С_М = - lg 10^-1 = 1

  рН = 14 – рОН = 14 – 3 = 11

                                                               Ответ: рН 0,1м NH₃∙H₂O = 11

 Кислотно-основные индикаторы

vВ качестве индикаторов для определения рН растворов используют слабые органические кислоты и основания, у которых молекулярная и ионная формы отличаются по цвету (см. табл. 3)

В растворе кислотный индикатор, например, ведёт себя следующим образом:                                     

                    НInd   ⇆   H⁺ + Ind⁻        (33)

                   окраска I                    окраска II

К_р = К _а(H Ind) =               = const при данной t^o   (34)

Кислоты и основания Бренстеда (протолитическая теория кислот и оснований).

v Кислоты Бренстеда – это  нейтральные молекулы или ионы, способные отдаватьпротон водорода(доноры Н⁺).

v Основания Бренстеда – это нейтральные молекулы или ионы, способные приниматьпротон водорода(акцепторы Н⁺).

FЧтобы принимать Н⁺, основания должны иметь электронные пары. Электронодонорными атомами выступают обычно
 N, O, S  и даже С.
Таким образом, основаниями по Бренстеду могут быть: NH₃, H₂O, HOR, HSR, HO⁻, NC⁻, CH₃COO⁻ и т. д..

Кислоты и основания Льюиса (электронная теория кислот и оснований).

v        Кислоты Льюиса – это атомы, катионы или молекулы, которые являются акцепторами электронных пар (электроноакцепторные центры имеют незавершённую электронную конфигурацию внешнего валентного уровня).
 Электроноакцепторные центры кислот Льюиса
(H⁺, Cu²⁺,        , Ca²⁺, Zn^2+, Ag⁺, AℓCℓ₃, ZnCℓ₂) притягивают электронные пары донора для образования ковалентной связи с этим донором.

Кислоты и основания Льюиса
(продолжение)

v Основания Льюиса – это атомы, анионы или молекулы, которые являются донорами электронных пар.

       Основания поставляют электронную пару акцептору для образования ковалентной связи с этим акцептором (кислотой Льюиса).  H₂O, NH₃, HO^¯, глюкоза, НС≡СН и др. – всё это основания Льюиса.

Примеры
кислотно-основных взаимодействий по Льюису:

^lH⁺ + NH₃ → NH₄⁺

 

lН⁺ + НО⁻ → Н₂О

lAg⁺ + 2NH₃ → Ag(NH₃)₂]⁺

^lAlCl₃   +   Cl ^-→ [AlCl₄ ] ¯

lКислоты и основания Льюиса классифицируются на мягкие и жесткие.

lМягкие кислоты взаимодействуют с мягкими основаниями, а жёсткие кислоты – с  жёсткими основаниями (принцип ЖМКО).

# Электронная теория кислот и оснований  применима 
üк процессам, протекающим без               участия растворителя,
  а также
ü к  процессам при высокой                        температуре.

Гидролиз солей

vГидролиз солей – это  реакция обменного разложения между солью и водой.

vГидролиз солей – это  реакция взаимодействия ионов слабого электролита, входящего в состав соли, с водой, в результате которой получается слабый электролит.

vГидролиз соли – это слабое кислотно-основное взаимодействие ионов соли с водой, приводящее к разрушению не только соли, но и воды.

Гидролиз солей
(продолжение)

lСогласно определению, соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой, в ходе гидролиза это сильное основание и  эту слабую кислоту и дают:

      CH₃COO Na + HOH ⇆ CH₃COOH + NaOH   (35)

F В кратком ионном виде: Na⁺ + НОН → реакция не идёт,

     так как катион Nа⁺  не может связывать ион НО⁻ из  воды
(у Nа⁺    плохое сродство к электронам). Иными словами, гидролиз (разрушение воды) катионом Nа⁺ происходить не может. 

F Зато ацетат ион может разрушать воду (т.е. осуществлять гидролиз), связывая Н⁺ и выталкивая НО⁻:

   СН₃СОО⁻ + НОН ⇆ СН₃СООН + НО⁻    рН > 7 (36)

    Такой процесс (36) называют гидролизом по аниону.

Вывод: соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой (СН3СООNа), гидролизуется по аниону (СН3СОО-)

Гидролиз солей
(продолжение)

lСоль, образованная слабым основанием и сильной кислотой, в  ходе гидролиза даёт слабое основание и сильную кислоту.

                NH₄Cl +  HOH  ⇆  NH₃ ∙HOH +  HCl  ⇆  NH₃ +  H₃O⁺Cl^-       (39)

F В кратком ионном виде: Сl^- + НОН → реакция не идёт,

    так как хлорид анион  Cl^- не может выталкивать НО⁻ и  связывать Н⁺ из воды.

    (Сl^⁻  – плохой донор электроной пары  из-за делокализации электронной плотности,  поэтому он устойчивее, чем НО⁻ и существует сам по себе).

    Таким образом,  гидролиз (разрушение воды)   анионом Cl^-  происходить не может