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 К_д – характеристика (константа) равновесия процесса электролитической диссоциации; К_а – константа диссоциации кислоты, К _b – константа диссоциации основания.

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

(1) H₃PO₄    H⁺ + H₂PO₄^-        

(2) H₂PO₄^-         H⁺ + HPO₄^2-         

(3) HPO₄^2-         H⁺ + PO₄^3-    

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

Степень диссоциации α связана с константой диссоциации К_д и молярной концентрацией электролита С_м:

 

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

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

Водородный показатель – рН

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

Н₂О      Н⁺ + ОН^–              К _д = = 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, К_w = К_Д∙[Н₂О] = const, которую называют ионное произведение воды:

К_w = [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       PO₄^3– + H₂O      HPO₄^2– + OH^–

(II) K₂HPO₄+ H₂O    KH₂PO₄ + KOH       HPO₄^2– + H₂O     H₂PO₄^– + OH^–

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

Гидролиз солей характеризуется константой гидролиза К_г и степенью гидролиза h.

Константа гидролиза К_Г – характеристика равновесия реакции гидролиза.

Степень гидролиза – доля частиц, подвергшихся гидролизу.

Например, в случае гидролиза сульфида натрия Na₂S:

(I) S^2– + 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 К_Г 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⁺         CO₃^2– + H₂O   HCO₃^– + OH^–

H⁺ + OH^– = H₂O

Буферные растворы