Протолитическая теория (теория Бренстеда-Лоури)



Мы поможем в написании ваших работ!


Мы поможем в написании ваших работ!



Мы поможем в написании ваших работ!


ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ?

Протолитическая теория (теория Бренстеда-Лоури)



Кислота – донор протонов. Основание – акцептор протонов.

Любой кислоте соответствует сопряженное ей основание и наоборот. Чем сильнее кислота, тем слабее сопряженное ей основание.

HCl ® Н+          + Cl                                           NH3  + H+ ®   NH4+

                                                              

 

 

Протолитическая диссоциация – процесс самоионизации растворителя (воды, жидкого аммиака NH3, жидкого фтороводорода HF и др.:

H2O + H2O    H3O+ + OH

Теория Льюиса

Кислота – акцептор электронной пары. Основание – донор электронной пары.

H+ + :NH3       ® NH4+

                                кислота основание

Свойства растворов электролитов

Константа диссоциации Кд – характеристика (константа) равновесия процесса электролитической диссоциации; Ка – константа диссоциации кислоты, К b – константа диссоциации основания.

Ступенчатые константы диссоциации – набор последовательных Кд в случае диссоциации многоосновных кислот или многокислотных оснований.

(1) H3PO4    H+ + H2PO4-        

(2) H2PO4-         H+ + HPO42-         

(3) HPO42-         H+ + PO43-    

Для любого электролита верно, что ; следовательно, диссоциация практически останавливается на первой ступени.

Степень диссоциации α связана с константой диссоциации Кд и молярной концентрацией электролита См:

 

В случае слабого электролита (α << 1), 1 – α ≈ 1 получается

 – закон разбавления Оствальда, показывает зависимость степени диссоциации α от концентрации электролита CM.

Водородный показатель – рН

Чистая вода – слабый электролит, ее диссоциацию можно записать как:

Н2О      Н+ + ОН–              Кд = = 1.8∙10–16

Степень диссоциации воды чрезвычайно мала (a®0), поэтому [Н2О] – это практически молярная концентрация чистой воды, которая в любом водном растворе является постоянной и составляет [Н2О] ≈ 55,6 М. Следовательно, Кw = КД∙[Н2О] = const, которую называют ионное произведение воды:

Кw = [Н+ ][ОН]= 10–14

В нейтральном растворе [Н+ ]=[ОН]=10–7 М.

Для удобства, вместо величины молярной концентрации протонов и гидроксид-инонов, пользуются водородным показателем pH и гидроксидным показателем pOH:

pН = – lg[H+]         рОН= – lg[OH-]

Для любого водного раствора при стандартных условиях верно, что рН + рОН =14.

Водородный показатель характеризует среду раствора:

Ø рН < 7 – кислый раствор;

Ø рН = 7 – нейтральный раствор;

Ø рН > 7 – щелочной раствор.

Экспериментально, водородный показатель раствора рН можно определить с помощью индикатора или рН-метра.

Индикатор – сложная органическая кислота или основание, которое меняет свою окраску при изменении рН раствора.

 

Гидролиз солей.

Основные понятия

Гидролиз соли – это обменная реакция взаимодействия соли с водой с образованием слабого электролита.

Гидролизу подвергаются все соли, за исключением солей, образованных сильным кислотами и сильными основаниями (растворы таких солей нейтральны, рН ≈ 7).

· Соли, образованные слабыми кислотами и сильными основаниями, подвергаются гидролизу по аниону:

NaNO2 + H2O     HNO2 + NaOH (молекулярный вид)

NO2 + H2O    HNO2 + OH (ионный вид)

В результате образования гидроксидных ионов растворы таких солей являются щелочными (рН > 7).

· Соли, образованные слабыми основаниями и сильными кислотами , подвергаются гидролизу по катиону:

NH4Cl + H2O    NH4OH + HCl (молекулярный вид)

NH4+ + H2O     NH4OH + H+ (ионный вид)

В результате образования протонов растворы таких солей являются кислыми (рН < 7).

· Соли, образованные слабыми основаниями и слабыми кислотами, подвергаются полному (необратимому) гидролизу:

Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S

Ступенчатый гидролиз

В случае солей многоосновных слабых кислот или многокислотных слабых оснований гидролиз протекает ступенчато (или, другими словами, происходит ступенчатый гидролиз многозарядного иона):

(I) K3PO4 + H2O     K2HPO4 + KOH       PO43– + H2O      HPO42– + OH

(II) K2HPO4+ H2O    KH2PO4 + KOH       HPO42– + H2O     H2PO4 + OH

(III) KH2PO4+ H2O    H3PO4 + KOH       H2PO4+ H2O     H3PO4 + OH

Гидролиз солей характеризуется константой гидролиза Кг и степенью гидролиза h.

Константа гидролиза КГ – характеристика равновесия реакции гидролиза.

Степень гидролиза – доля частиц, подвергшихся гидролизу.

Например, в случае гидролиза сульфида натрия Na2S:

(I) S2– + H2O    HS + OH        

(II)  HS + H2O     H2S + OH                  

Константа гидролиз связана с ионным произведением воды и соответствующей константой диссоциации слабого электролита. В случае гидролиза сульфида натрия:

Поскольку , очевидно, что , поэтому в случае таких солей гидролиз протекает только по I ступени.

Степень гидролиза h связана с константой гидролиза КГ и молярностью раствора соли:

.

Гидролиз усиливается:

  • при разбавлении раствора;
  • при повышении температуры (поскольку реакция гидролиза эндотермическая).

Взаимное усиление гидролиза

При взаимодействии растворов двух солей, первая из которых подвергается гидролизу по катиону (соль слабого основания), а вторая гидролизу по аниону (соль слабой кислоты), происходит взаимное усиление гидролиза. Такой процесс идет до конца (необратимо) с образованием слабой кислоты и слабого основания из-за взаимодействия протонов и гидроксидных анионов, образующихся в каждом растворе:

2AlCl3 + 3Na2CO3 + 6H2O = 2Al(OH)3↓ + 3CO2↑+ 6NaCl

Al3+ + H2O        AlOH2+ + H+         CO32– + H2O   HCO3 + OH

H+ + OH = H2O

Буферные растворы



Последнее изменение этой страницы: 2021-04-05; 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 - 35.172.223.30 (0.006 с.)