Теория кислот и оснований. Протонная теория, теория сольвосистем, электронная теория. 


Мы поможем в написании ваших работ!



ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ?

Теория кислот и оснований. Протонная теория, теория сольвосистем, электронная теория.



 

Согласно теории Аррениуса кислотой считается соединение, при электролитической диссоциации которого образуются катионы водорода, а основанием считается соединение, в результате диссоциации которого образуется гидроксид-ион. Однако такой взгляд на кислоты и основания применим только для водных растворов.

Протонная теория кислот и оснований. Согласно этой теории кислотой называют любое вещество, молекулярные частицы которого (в том числе ионы) способны отдавать протон; основанием называют вещество, молекулярные частицы которого (в том числе и ионы) способны присоединять протоны.

Согласно протонной теории, отдавая протон, кислота превращается в основание, которое называют сопряженным этой кислоте.

Несмотря на свои достоинства теория Бренстеда, как и теория Аррениуса, не применима к веществам, проявляющим функцию кислоты веществ, не содержащих водорода.

Теория Льюиса (электронная теория). В теории Льюиса за основу взято наиболее общее свойство кислот и оснований – их электронное строение. Согласно этой теории:

Кислотой называют вещество, принимающее неподеленную электронную пару, - акцептор электронов; основанием называют вещество, поставляющее электроны для образования химической связи, - донор электронов. По Льюису отличительной способностью кислот и оснований является их взаимная нейтрализация путем образования ковалентной связи.

Теория сольвосистем, по которой для каждого растворителя была введена своя система кислот и оснований, удовлетворяющая условию взаимной нейтрализации по схеме: кислота + основание = соль + растворитель.

Согласно теории сольвосистем, кислотами и основаниями являются вещества (химические соединения), образующие катионы и анионы, идентичные с катионами и ионами данного растворителя.

Гетерогенные химические равновесия в растворах электролитов. Растворимость малорастворимых электролитов. Произведение растворимости. Факторы, влияющие на растворимость малорастворимых электролитов. Условия осаждения и растворения малорастворимого электролита.

Признаком того, что система также находится в равновесии, т. е. не происходит перехода какого-либо компонента из одной фазы в другую. Одним из важнейших законов гетерогенного равновесия является правило фаз. Правило фаз: В изолированной равновесной системе число фаз плюс число степеней свободы равно числу компонентов плюс: φ + V = k + 2

В насыщенном растворе электролита АnBm, находящегося в равновесии с его твердой фазой, будет протекать следующий обратимый процесс:

Этот процесс протекает на поверхности осадка. Состояние этого равновесия по закону действующих масс количественно характеризуется константой, называемой произведением растворимости (ПР):

ПР (AnBm)=[Am+]n[Bn–]m

ПР зависит от природы растворителя и растворенного вещества, от температуры и не зависит от концентрации ионов в растворе. Значения ПР позволяют количественно оценить условия образования и растворения осадков.

Растворимость (S) – это максимально возможная концентрация вещества в растворе, выражается в г/л.

Влияние температуры. Растворимость большинства осадков увеличивается с повышением температуры.

У словием образования осадка является превышение произведения концентраций ионов (ПК) малорастворимого электролита над его произведением растворимости, т.е. ПК > ПР.

При увеличении концентрации одного из ионов в его насыщенном растворе произведение концентраций ионов электролита (ПК) становится больше ПР. При этом равновесие между твердой фазой и раствором смещается в сторону образования осадка. Когда установится новое равновесие, то произведение концентраций (ПК) ионов электролита вновь становится равным ПР, но при этом в растворе появится осадок.

Условием растворения осадка малорастворимого электролита является недонасыщение раствора, когда произведение концентраций его ионов меньше значения ПР, т.е. ПК < ПР.

 

Гидролиз солей. Различные случаи гидролиза. Запись уравнений гидролиза в молекулярной и ионно-молекулярной формах. Степень гидролиза. Константа гидролиза. Факторы, способствующие гидролизу и подавляющие его.

Гидролиз солей -это реакция обмена ионов соли с водой, в результате которой изменяется кислотность раствора. Гидролиз – процесс обратный реакции нейтрализации. Если реакция нейтрализации процесс экзотермический и необратимый, то гидролиз – процесс эндотермический и обратимый.

При гидролизе смещается равновесие диссоциации воды вследствие связывания одного из ее ионов (Н+или ОН-) в слабый электролит соли. При связывании ионов Н+ в растворе накапливаются ионы ОН, реакция среды будет щелочная, а при связывании ионов ОН накапливаются ионы Н+ - среда будет кислая.

Соль образована сильным основанием и слабой кислотой (гидролиз протекает по аниону). Это имеет место при гидролизе соли СН3СООК. Ионы соли СН3СОО и К+ взаимодействуют с ионами Н+ и ОНиз воды. При этом ацетат-ионы (СНзСОО) связываются с ионами водорода (Н+) в молекулы слабого электролита - уксусной кислоты (CHзCOOH), а ионы ОНнакапливаются в растворе, сообщая ему щелочную реакцию, так как ионы К+ не могут связать ионы ОН(КОН является сильным электролитом), pH >7.

СН3СОО К + H2O КОН + СН3ООН молекулярное уравнение

К+ + СН3СОО + НОН K+ + ОН + СН3СООН полное ионное уравнение

СН3СОО + Н ОН ОН + СН3СООН сокращенное ионное уравнение

Соль образована слабым основанием и сильной кислотой (гидролиз протекает по катиону). Это имеет место при гидролизе соли NH4Cl (NH4ОH -слабое основание, НСl - сильная кислота). Отбросим ион Сl, так как он с катионом воды дает сильный электролит, тогда уравнение гидролиза примет следующий вид:

NH4+ + НОН ↔ NH4OH + Н+ сокращенное уравнение

NH4Cl + Н2О ↔ NH4OH + НСl молекулярное уравнение

Из сокращенного уравнения видно, что ионы ОН воды связываются в слабый электролит, ионы Н+ накапливаются в растворе и cреда становится кислой pH<7.

Соль образована слабым основанием и слабой кислотой (гидролиз протекает по катиону и аниону). Это имеет место при гидролизе соли СН3СООNH4. Запишем уравнение в ионной форме, pH ≈ 7:

NH4+ + CH3COO + НОН ↔ NH4OH + СН3СООН

Образуются слабое основание и слабая кислота, степень диссоциации которых примерно одинакова, поэтому при протекании гидролиза среда раствора будет нейтральная.

Константа гидролиза есть константа равновесия процесса гидролиза, и по своему физическому смыслу определяет степень необратимости гидролиза. Чем больше Кгид, тем необратимее гидролиз. Кгид имеет свое выражение для каждого случая гидролиза.



Поделиться:


Последнее изменение этой страницы: 2017-01-19; просмотров: 515; Нарушение авторского права страницы; Мы поможем в написании вашей работы!

infopedia.su Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Обратная связь - 54.205.238.173 (0.009 с.)