Ионные равновесия в водных растворах. Количественное определение кислотности водных растворов. Понятие pH и pK. Гидролиз солей. Буферные растворы. Произведение растворимости

Лекция 5 Ионные равновесия в водных растворах

Благодаря теории электролитической диссоциации удалось определить, что такое кислота и что такое основание, а также количественно рассчитать степень кислотности растворов.

Из теории электролитической диссоциации следует, что кислота - это химическое соединение, которое в водном растворе диссоциирует с образованием ионов гидроксония (H₃O ⁺ - гидратированных ионов водорода, которые в дальнейшем будут обозначаться просто H⁺) (5.а). Основание это соединение, диссоциирующее в водном растворе с образованием гидроксил - ионов (5.б).

HClO₃ + H₂O H₃O ⁺ + (5.a)

KOH K⁺ + OH^- (5.б)

Отсюда следует, что в зависимости от того, что преобладает в растворе ионы гидроксония или ионы гидроксила раствор будет кислотой или щелочью соответственно.

Я.Бренстед в 1923 году осуществил обобщение теории С.Аренниуса. По его определению кислота - это донор протонов, а основание - акцептор. Например, в реакции (5.а) HClO₃ – кис­ло­та, а H₂O – основание. Более того, можно записать:

(5.в)

Из реакции (5.в) очевидна относительность понятия кислоты и основания. В реакции (5.в) CH₃ COOH является основанием, а при взаимодействии с водой CH₃COOH будет кислотой.

CH₃ COOH + H₂O H₃O⁺ + CH₃ COOH^- (5.г)

Из вышеизложенного видно, что необходима количественная характеристика силы кислоты и основания. Для получения этих характеристик рассмотрим для примера только водные растворы.

Запишем реакцию диссоциации воды:

H₂O H⁺+OH^- (5.д)

Применяя к этому уравнению закон действующих масс, можно записать:

K_d = (5.1)

Известно, что при 25°C K_d = 3,24×10^-18, = 1000/18 = 55,5 моль/л (концентрация “воды в воде”). Тогда:

= K_d ×= K_ив = 3.24×10^-18×55,5 моль/л» 10^-14 моль/л

Константа K_ив носит название ионное произведение воды.

Считая, чтополучаем:

= 10 ^-7 моль/л (5.2)

В 1920 г. Я. Соренсен ввёл понятие pH

pH = -lg [ H⁺ ]. (5.3)

Учитывая уравнения (5.2) и (5.3), получаем при равенстве концентраций ионов водорода и гидроксила, что pH = 7.

Аналогично pH можно ввести понятие pOH:

pOH = - lg [ OH^- ], (5.4)

Тогда очевидно, что:

pH + pOH = 14(5.5)

Для кислой среды pH < 7, для щелочной pH > 7, а в нейтральной среде pH = 7.

Для диссоциации кислоты можно записать аналогичное соотношение. Запишем его в общем виде:

AH A^- + H⁺ (5.ж)

Для данного уравнения запишем закон действующих масс:

K_a =, (5.з)

где К_а – константа диссоциации кислоты.

Введем понятие pK _а -отрицательного логарифма константы ионизации кислоты:

pK_а = - lgK_a (5.6)

Если константа ионизации кислотыстремится к бесконечности, то есть кислота полностью диссоциирует, то pK ® - ¥. Для сильных кислот pK_а отрицательно и чем больше его отрицательное значение, тем выше сила кислоты.

таблица 5.1

Значения pK_а некоторых кислот

Кислота	Константа диссоциации	pKa
HClO 4 (хлорная)	K a» 10^8	pK a = - 8
HCl (соляная)	K a» 10^3	pK a = - 3
HNO 3 (азотная)	K a» 10^2	pK a = - 2
HNO 2 (азотистая)	K a» 4×10^-^4	pK a = 3,4
HCN (синильная)	K a» 4×10^-10	pKa» 9,4

Рассмотрим поведение слабых кислот в растворе. Учитывая закон разведения В. Оствальда применительно к слабой кислоте (4.11) и (4.12), можно записать, что:

[ H⁺ ] = C_aa (5.7)

(5.8)

Из (5.8) следует, что кислотность слабых кислот связана с константами их диссоциации. Учитывая уравнение (5.3), можно записать, что для слабой кислоты:

pH = 0,5 pK_а – 0,5 lgC_a, (5.9)

аналогично для слабого основания с учетом (5.5):

pH = 14 – 0,5 pK_b + 0,5 lgC_b, (5.10)

K_а, K_b, C_a, C_b – константы диссоциации и концентрации кислот и оснований соответственно.

Значения K_a и K_b приводятся в справочниках. По уравнениям (5.9) и (5.10) можно рассчитывать pH слабых кислот и оснований. Для сильных кислот и оснований необходимо использовать уравнения (5.3) - (5.5).

Дата добавления: 2014-01-13