Нивелирующее и дифференцирующее  действие растворителя.

Силы кислот и оснований характеризуются их константой диссоциации. Константы диссоциации зависят от растворителя. Вода обычно нивелирует различия в сильных кислотах, например, галогенводородных – кроме HF, они все считаются сильными.Протонные растворители с высоким константами автодиссоциации («кислотные растворители», например HF) дифференцируют кислоты - в них кислоты становятся слабыми и различающимися по силе, но нивелируют основания - все основания становятся сильными. Реакция переноса протона идёт от более сильных кислот к более слабым.

Электронная теория Льюиса

В теории Льюиса (1923 г.). кислота — молекула или ион, имеющие вакантные электронные орбитали, вследствие чего они способны принимать электронные пары. Это, например, протоны, ионы металлов, способные к комплексообразованию, соли типа AlCl₃, димеризующиеся в Al₂Cl₆, а также такие вещества как BeF₂, BF₃ и др.. Кислоты Льюиса, не содержащие ионов водорода, называются апротонными.

Основание Льюиса — это молекула или ион, способные быть донором электронных пар: все анионы и молекулы, имеющие неподеленные пары (аммиак, вода, галогенид-ионы и др.) являются основаниями Льюиса.

В координационных соединениях Льюисовы кислоты – катионы или атомы металла, Льюисовы основания – лиганды.

 

Лекция 19.

Гетерогенные равновесия

Растворимость веществ в воде. Насыщенные и пересыщенные растворы.

Строгих закономерностей, позволяющих предсказать растворимость того или иного соединения в воде, не существует. Процесс растворения ионных соединений связан с разрушением кристаллической решетки. Если энергия кристаллической решетки (ЭКР) больше энергии гидратации, то кристаллическое вещество не растворится в воде, если ЭКР меньше энергии гидратации, то кристаллическое вещество растворится. Имеют место наблюдения, что малый размер анионов F^-, OH^- часто приводит к тому, что их связи с ионами металла в кристаллических решетках очень прочные. Кристаллические решетки соединений с анионами с большим зарядом, такими как CO₃^2-, PO₄^3-, также часто имеют повышенные значения энергий. С другой стороны, соли больших по размерам однозарядных катиона NH₄⁺ и анионов NO₃^-, ClO₄^- практически всегда растворимы в воде, что свидетельствует о пониженных значениях их ЭКР или больших энергиях гидратации, обусловленных множеством Н-связей.

Насыщенный раствор – раствор, в котором при данной температуре и давлении вещество больше не растворяется и имеет в растворе определенную концентрацию С. Ненасыщенные растворы характеризуются концентрациями С< С_насыщ., а пересыщенные С > С_насыщ..

Гетерогенное равновесие - это равновесие, устанавливающееся на границе раздела фаз - осадок (твердая фаза) какого-либо вещества, на­ходящийся в равновесии с насыщенным раствором того же вещества (жидкая фаза).
Примером может служить насыщенный вод­ный раствор сульфата бария Ва SO ₄, находящийся в равновесии с осадком сульфата бария:

ВаSO₄ ↓   Ba²⁺ + SO₄^2-

Для этой системы в момент равновесия скорость прямой реакции равна скорости обратной: V_→ = V_←, С учетом твердой фазы К_→ = К_←,[ Ba²⁺] [ SO₄^2-];

Новая константа K =  =  [ Ba²⁺] [ SO₄^2-] = ПР

В общем случае гетерогенные равновесия осадок   насыщенный раствор при данной температуре характеризуется постоянной величиной, равной произведению концентраций ионов, возведенных в степень соответствующего стехиометрического коэффициента. Эта величина называется произведением растворимости (ПР), а в более строгих расчетах заменяется произведением активностей: ПР = a^a_A∙ a^b_B