Автопротолиз воды это: Константа автопротолиза | это… Что такое Константа автопротолиза?

Заглавная страница

Избранные статьи

Случайная статья

Познавательные статьи

Новые добавления

Обратная связь

КАТЕГОРИИ:

Археология
Биология
Генетика
География
Информатика
История
Логика
Маркетинг
Математика
Менеджмент
Механика
Педагогика
Религия
Социология
Технологии
Физика
Философия
Финансы
Химия
Экология

ТОП 10 на сайте

Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрации

Техника нижней прямой подачи мяча.

Франко-прусская война (причины и последствия)

Организация работы процедурного кабинета

Смысловое и механическое запоминание, их место и роль в усвоении знаний

Коммуникативные барьеры и пути их преодоления

Обработка изделий медицинского назначения многократного применения

Образцы текста публицистического стиля

Четыре типа изменения баланса

Задачи с ответами для Всероссийской олимпиады по праву

ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ?

Влияние общества на человека

Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрации

Практические работы по географии для 6 класса

Организация работы процедурного кабинета

Изменения в неживой природе осенью

Уборка процедурного кабинета

Сольфеджио. Все правила по сольфеджио

Балочные системы. Определение реакций опор и моментов защемления

⇐ ПредыдущаяСтр 5 из 6Следующая ⇒

Поскольку вода принадлежит к наиболее типичным амфолитам, она вступает в реакцию протолиза: Н2О+Н2ОóН3О+ +ОН-. Эта реакция протекает и в чистой воде, и в любых водных растворах. Её константа равновесия Кв=[h4O+][OH-] (концентрация воды, реагирующей в виде чистого вещества не входит в запись Кр). Эта константа обычно называется ионным произведением воды. Численное значение Кв зависит от температуры, но в большинстве практических расчётах её принимают равной 10 в -14. Однако, при 0 -0.11, при 10 – 0.29, при 200 – 400.

Ионное произведение воды не зависит от состава раствора (пока этот раствор можно считать разбавленным), поэтому концентрация ионов Н3О+ и ОН- в водных растворах не произвольны, а связаны уравнением.

Очевидно, что концентрация ионов Н3О+ (на практике чаще обозначают Н+) может служить мерой концентрации раствора. В 1909 году Серенсен предложил для выражения кислотности растворов указывать величину десятичного логарифма концентрации ионов водорода, который получил обозначение рН= — ln[H+]

В чистой воде концентрация Н+ и ОН- равны, поэтому [H+]=[OH-]=корень из Кв=10 в -7, а значение рН=7.

При добавлении кислоты концентрация ионов [H+] увеличивается, а рН уменьшается.

Растворы, в которых концентрация ионов гидрооксония и гидрооксид-ионов одинаковы, называются нейтральными. В кислых растворах выше концентрация ионов гидрооксония. Как степень кислотности, так и степень щёлочности раствора можно охарактеризовать концентрацией ионов гидрооксония: нейтральные [h4O]=10 в -7, кислые – больше, щелочные – меньше.

30. Кислоты: сильные и слабые. Растворимые в воде и нерастворимые. Применение. По 1 примеру.

По Аррениусу, кислота – вещество, которое при растворении в воде даёт ион водорода Н+. На самом деле, иона водорода – протона в воде не существует, т. к. для реакции H+ +h3Oó h40+ константа равновесия примерно равна 10 в 200, т.е. равновесие полностью смещено вправо, и диссоциация кислоты состоит в передаче протона молекул воды.

В протолитической теории Брёнстеда кислоты – вещества, способные отдать протон. Кислоту можно назвать донором протона. Отдавая протон, кислота превращается в сопряжённое с ней основание. Факт отсутствия протона теория учитывает, т.е. не может происходить диссоциация вещества с его образованием. Также теория Брёнстеда учитывает то, что свойства вещества всегда проявляются только во взаимодействии с другими веществами и зависят от свойств других веществ. Чем легче молекула или ион отдают протон, тем более сильными кислотами они являются. Например, HCl, h3SO4, h40+ — сильные, HSO4 – менее сильная, HF – умеренно слабая, Nh5 + HCN – СЛАБЫЕ, Н2О – очень слабая.

В электронной теории кислота – вещество, которое может использовать свободную электронную пару другой молекулы (иона) для образования связи. Кислота – акцептор неподелённой пары электронов. Таким образом, кислоты могут содержать и могут не содержать (апротонные кислоты). Примеры кислот по Льюису: K+ — кислота, ОН- — основание, КОН – продукт их взаимодействия. F (с 2 точками сверху) – кислота, Н (с 2 точками сверху) – основание, продукт НF (с 4 точками сверху).

По Усановичу, Кислота – частица, которая может отщеплять катионы или присоединять анионы, включая электрон. Развитием теории служит теория жёстких и мягких кислот и оснований Пирса. К сильным относятся HCl, HBr, HI, HClO3, HNO3, HMnO4, h3SO4.

К слабым – HF, HClO, HCN, h3S, h3CO3.

31. Сильные и слабые основания. Растворимые и нерастворимые в воде. Применение (по 1 примеру).

По Аррениусу, основание – вещество, которое при растворении в воде даёт ион гидроксида ОН-. В протолитической теории Брёнстеда основания – вещества, способные присоединять протоны. Основание можно назвать акцептором протона. Отдавая протон, основание превращается в сопряжённую с ним кислоту. Также теория Брёнстеда учитывает то, что свойства вещества всегда проявляются только во взаимодействии с другими веществами и зависят от свойств других веществ. Чем легче молекула или ион отдают протон, тем более сильными кислотами они являются и тем более слабыми оказываются сопряжённые с ними основания. слабое Cl , HSO4 – умеренно сильное h3O более сильное SO4 2- F- сильное Nh4CN – очень сильное ОН-.

В электронной теории основание – вещество, обладающее свободной электронной парой (не связывающей молекулярные орбитали). Основание – донор неподелённой пары пары электронов. По Льюису: К+ (сислота) ОН- (основание) КОН – продукт их реакции

F (с 2 точками сверху) –кислота, Н (с 2 точками сверху – основание), продукт HF (с 4 точками сверху).

По Усановичу, основание – частица, которая может присоединить протон и другие катионы или присоединить электрон и другие анионы.

К сильным )щелочам) относятся: LIOH, NaOH, KOH

Слабые – гидрат аммиака Nh4 на Н2О, образующийся при растворении аммиака в воде.

32. Соли: средние, основные и кислые: растворимые и нерастворимые в воде. Применение (по 1 примеру).

Соли можно определить как электролиты, которые при растворении в воде диссоциирует, отщепляя положительные ионы, отличные от ионов водорода, и отрицательные ионы, отличные от гидроксид-ионов. Таких ионов, которые были бы общими для водных растворов всех солей, нет, поэтому соли и не обладают общими свойствами. Как правило, соли хорошо диссоциируют, и тем лучше, чем меньше заряды ионов, образующих соль.

При растворении кислых солей в растворе образуются катионы металла, сложные анионы кислотного осадка, а также ионы, являющиеся продуктами диссоциации этого сложного кислотного осадка, в том числе ионы Н+. Например, при растворении гидрокарбоната натрия диссоциация протекает согласно следующим уравнениям: NAHCO3->NA+ + HCO3-

HCO3- ó H+ + CO32-

При диссоциации основных солей образуются анионы кислоты и сложные катионы состоящие из металла и гидроксогрупп. Эти сложные катионы также способны к диссоциации. Поэтому в растворе основной соли присутствуют ионы ОН-. Например, при растворении хлорида гидроксомагния диссоциация протекает согласно уравнениям:

MgOHCl-> MgOH+ + Cl-

MgOH+ ó Mg 2+ + ОН-

33. Гидролиз солей. Приведите 3 примера растворов солей с разными рН (<7, >7, =7). Константа и степень гидролиза. Использование гидролиза солей в быту и промышленности (1-2 примера).

Гидролиз солей – процессы кислотно-основного взаимодействия, происходящие при растворении в воде солей слабых кислот и\или слабых оснований.

В терминах электролитической диссоциации Аррениуса, чтобы произошла реакция между веществами – электролитами, необходимо образование нового вещества, которое уходило бы из сферы реакции. Таким веществом может быть осадок, газ или малодиссоциированное вещество – слабый электролит. Чтобы происходила реакция гидролиза, необходимо, чтобы при взаимодействии ионов соли с водой, по крайней мере, 1 из них, образовывался слабый электролит – слабая кислота или слабое основание. Иными словами, гидролизу подвергаются соли, образованные слабыми кислотами и\или слабыми основаниями.

В терминах протолитической диссоциации Брёнстеда, чтобы ионы соли взаимодейтсовали с водой, они должны проявлять свойства кислоты (по отношению к воде – сравнительно сильному основанию) и сильного основания (по отношению к воде – очень слабой кислоте).

Рассмотрим по отдельности гидролиз катионов и анионов. Обозначим анион А-. В реакции с водой анион выступает как основание, т.е. является ацептором протона: А- +Н2Оó НА + ОН-. Константа равновесия при этом называется константой гидролиза.

Кг=α(НА)*α(ОН-)\α(А-)

Преобразуем это выражение, умножив числитель и знаменатель на величину активности ионов оксония α(Н3О): Кг=α(НА)*α(ОН-)*α(Н3О) \α(А-)* α(Н3О)=Кв\Кк

Мы получим зависимость константы гидролиза от свойств образующегося при гидролизе электролита – константой его диссоциации (в нашем случае, константой диссоциации Кк кислоты НА, сопряжённой с основанием НА, сопряжённой с основанием А-, входящем в состав соли). Чем меньше Кк (константа диссоциации), тем больше константа гидролиза, тем в большей степени происходит гидролиз.

В большинстве случаев Кг мала, т.к. ионное произведение воды, как правило, меньше, чем константы диссоциации электролитов.

Степень гидролиза h – доля ионов, вступивших в реакцию с водой. Обозначив молекулярную концентрацию растворенной соли С, получаем: [HA]=Hc, [OH-]=Hc, [A-](1-h)C и Кг=(С\(h-1))²

С учётом малости Кг, h<<1, h=корень из Кг\С= корень из Кв\КкС

Степень гидролиза тем больше, чем меньше константа диссоциации образующегося электролита (Кк), чем меньше концентрация соли в растворе, т.е. чем больше разбавлен раствор, чем выше температура, с повышением которой растёт ионное произведение воды (Кв).

Уравнение показывает, что при взаимодействии аниона как основания с водой в растворе повышается концентрация ионов ОН-, т.е. увеличивается рН. Раствор соответствующей соли имеет щелочную реакцию.

Рассмотрим в качестве примера гидролиз ацетата натрия Ch4COONa в 0,01 М растворе. В реакцию вступает анион этой соли: Ch4COO- +h3Oó Ch4COOH + OH-

Кг=Кв\К(Ch4COOH)=10 В -14\ 1,75 * 10 В -5 = 5,7 на 10 в -10.

h=корень из Кг=Кв\ К(Ch4COOH)С=корень из 10 в -14\1,75 на 10 в -7=2,4 на 10 в -4, рН=-lg[h4O+]=-lg[Кв[ОН-]]=8,4>7

При гидролизе ионов по Брёнстеду они должны содержать протоны, чтобы участвовать в протолитическом равновесии. В случае иона аммония идёт реакция:

Nh5+ +h3Oó Nh4 + h40+, в результате которой повышается концентрация ионов Н3О+ и раствор приобретает кислую реакцию. Кг=α(Nh4)*α(h40+)\α(Nh5+)=α(Nh4)*α(h40+)*α(OH-)/(α(Nh5+)* α(OH-))=Кв\Ко аналогично соответствующего выражению для константы гидролиза аниона. Гидролизу подвергаются и другие катионы, гидроксиды которых являются слабыми электролитами. Например, раствор хлорида аммония имеет рН<7. Свойство гидроксида быть слабым электролитом определяется высокой прочностью связи катион – кислород группы ОН. Такой катион образует прочную связь (на самом деле, несколько менее прочную) с кислородом молекулы воды, так что в водном растворе эти катионы существуют только в виде аквакомплексов – соединений с водой. В большинстве случаев такие комплексы содержат 6 молекул Al(h3O)6 3+. Образование прочной связи атома кислорода с катионом приводит к ослаблению связи кислород-водород в присоединённых к катиону молекулах воды, и аквакомплекс проявляет кислотные свойства.

Al(h3O)6 3+ + h3Oó Al(OH)(h3O)5 2+ + h4O+

Гидролиз беспротонного катиона не происходит, если этот катион не образует аквакомплексов.

34. Буферные системы (приведите 3 примера). Расчет рН буферного раствора на примере

ацетатного буфера.. Буферные системы в природе (1-2 примера)

Растворы, содержащие одновременно слабую кислоту и ее соль или cлабое основание и его соль, называются буферными, так как рН их мало изменяется при прибавлении к ним кислоты или

основания.

Есть раствор, содержащий кислоту НА с концентрацией Ск и соль КА с концентрацией Сс. Происходит реакции НА + Н20 óН3О+ + А- и КА =К+ + А-

[НА]=Ск. так как равновесие первой реакции практически полностью смещено влево (кислота НА слабая, во-первых, и прибавлены одноименные ионы А- из соли, во-вторых). По той причине [A-]=Cc.

Отсюда следующие выражения: Кк=α (Н3О+)*α (А-)\α(НА) =[Н3О+]*Cc\CK и [Н3О]=Кк

Cк/Сс, рН=рКк -lg(Ск\Сс) .

При прибавлении к такому раствору ионов НЗО (кислоты) они будут связываться анионами слабой кислоты; при этом величина Сс будет уменьшаться, аСк увеличиваться. Но при изменении их отношения даже в 1О раз рН раствора изменяется лишь на 1.

При прибавлении к буферному раствору ионов ОН- (щелочи) они будут нейтрализованы кислотой НА, их концентрация в растворе возрастет незначительно, немного меньше, чем в растворе, не содержащей буферной системе.

Вычислим изменение рН при прибавлении 1 мл НСI к 1000 мл воды или буферного раствора, содержащего по 0.1. моль\л уксусной кислоты и ацетата натрия.

В воде рН=7: Прибавление киcлoты увеличит концентрацию ионов оксония до 10 в-3 моль\л ; а в таком растворе рН=3. Изменение РН=4 .

В буферном растворе

рН=рК(СН3СООН) -lg(С(СН3СООН)\С(СНЗСООNа)=4.76

Прибавление соляной кислоты изменяет концентрацию уксусной киcлоты от 0. 1 м до 0,101 и соли от 0.1 до 0,099 М. В таком раствора рН=4 ,76 -lg(0,101\1,099)=4,75

Видим в буферном растворе Сс=Ск, то ero рН=рК

Изменяя рН такого раствора, мы экспериментально находим константы диссоциаций кислот и оснований.

Примеры буферных растворов:

Уксусная киcлoта и ее соль — ацетатный

НаН2РО4 и Na2HP04- фосфатный

Аммиак и соль аммония – аммиачный

35. Равновесие осадок-раствор. Насыщенный раствор. ПР. Условия образования и растворения осадка.

Равновесие осадка малорастворимого электролита раствором AmBn(тв)ómA в степени n+ +nB в степени m- описывается константой, которая называется произведением растворимости. ПР=[А в степени n+]в степени m[B в степени m-] в степени n.

Зная величину ПР, можно вычислить концентрацию ионов в солив насыщенном растворе, т.е. её растворимость. Кроме того, при известных концентрациях ионов можно установить, выпадет ли из этого раствора осадок соли или нет. Условия выпадения осадка имеют следующий вид: С(А в степени n+) в степени m на С(В в степени m-) в степени n>ПР.

Если в растворе над осадком понизить концентрацию ионов так, что произведение С(А в степени n+) в степени m на С(В в степени m-) в степени n станет меньше ПР, осадок растворится.

Насыщенным называется раствор, находящийся в равновесии с растворённым веществом. Иными словами, насыщенный раствор может существовать только в гетерогенной равновесной системе, одной из фаз которой служит растворённое вещество. Это м.б. водный раствор аммиака, находящийся в равновесии с газообразным аммиаком, водный раствор поваренной соли в равновесии с твёрдым хлоридом натрия, или в системах с ограниченной, но заметной взаимной растворимостью, 2 находящихся в контакте раствора на основе каждого из компонентов, как в случае эфир-вода, медь-цинк и т.д. При отсутствии равновесия (отсутствии растворённого вещества в отдельной фазе или невозможности обмена веществами между фазами из-за отсутствия контакта или слишком медленной скорости переноса – малой скорости диффузии при данной температуре, что имеет особое значение для твёрдых растворов) раствор м. б. перенасыщенным, т.е. содержать вещества больше, чем в насыщенном, или ненасыщенным, т.е. содержать растворённого вещества меньше, чем насыщенный.

36. Коллоидные частицы, системы. Строение коллоидной системы на примере золей кремниевой кислоты и гидроксида железа ( III ). Коллоидные системы в природе

Коллоидными называются гетерогенные системы, в которых одно вещество (дисnерсная фаза) равномерно распределено в другом (дисперсионная среда). Размер частиц в коллоидных системах составляет 10 в -9 – 10 в -7 M. Необходимым условием

существования дисперсных систем является отcyтcтвие химического взаимодействия и взаимной растворимости между компонентами.

Коллоидные системы называют также коллоидными растворами, или золями, золи с водной дисперсной средой — гидрозолями.

.Стабильность коллоидных растворов обycлавливается наличием электрического заряда на их частицах. Возникновение этого заряда на их чacтицах. и eгo знак зависят от

условий получения коллоидного раствора . Например, при nocтепенном приливании вoднoгo раствора гидроксида железа (111) строение частицы можно npeдcтавить cлeдующим образом:

{n(Fе(ОН)3) mFе3+ (зm-х)СI-} в степени х+ х CI-

Все это мицелла. С n — ядро с m и до скобочки –адсорбционный слой. Вся фигypная скобка — частица гранула… все что кроме скобки — диффузионный слой. А осе вместе — естъ мицелла.

Методы получения коллоидных растворов делятся на две основные группы: диспергирование и конденсация. Методы диспергирования основаны на измельчении крупных частиц до коллоидных размеров. Это могут быть разнообразные механические приемы, а также пептизация — переход осадка в коллоидный раствор. Пептизировать

можно свежеобразованные осадки, в которых не прошли процессы кристаллизации. Суть метода конденсации состоит в соединении отдельных молекул, атомов или ионов вещества в агрегаты коллоидных размеров. Для этой цепи часто применяют

 способ смещения равновесия гидролиза в сторону малорастворимых продуктов.

После получения золи могут содержать примеси различных веществ. Для их очистки проводят диализ. При диализе коллоидный раствор с содержащимися в нем примесями отделяется от растворителя полупроницаемой мембраной, которая пропускает молекулы и ионы низкомолекулярных веществ и растворителя и не пропускает коллоидные частицы. В результате диффузии через мембрану примеси удаляются во внешний растворитель.

Объединение коллоидных частиц в более крупные называется коагуляцией.

37. Симплексные и комплексные соединения. Координационное число. Константа устойчивости. Приведите по 2 примера устойчивых и неустойчивых комплексных ионов. Двойные соли.

Сложные соединения (молекулы) во многих случаях построены таким образом, что в их составе часть атомов связана в группы, которые сохраняются при химических превращениях данного вещества. Как и отдельным атомам, группам м.б. приписана определённая валентность. Эти группы подразделяются на простые (симплексные) и комплексные (входят в состав комплексных соединений).

Комплексом или комплексной частицей называется группа атомов, в которой число частиц, присоединённых к центральному атому или их суммарная валентность превышает валентность центрального атома. Этот центральный атом носит название комплексообразователя, а частицы –(атомы, ионы или молекулы), присоединённые к нему, — лиганды. Говорят, что комплексообразователь координирует лиганды вокруг себя, поэтому комплексные соединения также называют координационными.

Количество лигандов, непосредственно связанных с центральным атомом – его координационное число. Центральный атом и непосредственно присоединённые к нему лиганды – координационная сфера. Частицы, не являющиеся комплексными, — симплексные.

Считается, что С.О. комплексообразователя и заряд лигандов в комплексе остаются теми же, что и в свободном состоянии. В частности, ионы галогенов или гидроксид-анионы по-прежнему имеют заряд -1, а молекулы аммиака или воды сохраняют нейтральность. Поэтому заряд комплексной частицы – сумма зарядов входящих в неё атомов.

В некоторых молекулах имеется 2 или больше атомов, которые могут присоединиться к иону-комплексообразователю. Такие лиганды занимают 2 или более мест в координационной сфере и называются, соответственно, бидентатными, тридентатными и т.д.

Если суммарный заряд лигандов равен С.О. центрального атома, комплексная частица нейтральна ([Pt(Nh4)2Cl2] – 2-хвалентная платина).

Подавляющее большинство комплексных частиц при растворении в воде в той или иной степени не разрушаются, например: [Cu(Nh4)4]2+ó[Cu(Nh4)3]2+ +Nh4. [Cu(Nh4)2]2+ +Nh4 так вплоть до превращения комплекса в гидратированные ионы Cu2+ и молекулы аммиака. Как и любое равновесие, разрушение комплекса описывается соответствующими константами равновесия: K1=[Cu(Nh4)3][Nh4]/[Cu(Nh4)4]

K2=[Cu(Nh4)2][ Nh4]/[Cu(Nh4)3] – константы нестойкости (концентрация растворителя (воды) отсутствует). Суммарная реакция распада комплекса: [Cu(Nh4)4]2+óСu2+ +4Nh4. Полная константа нестойкости Кн=[ Сu2+]на[Nh4]в 4 степени/Cu(Nh4)4]2+. Полная константа нестойкости равна произведению всех последовательных. Комплекс 2-хвалентной меди и аммиака [Cu(Nh4)4] – достаточно устойчивое соединение с термодианмической точки зрения. Гексаминкобальт (lll) – неустойчив к кислотам с термодинамической точки зрения, а при нагревании с конц. Серной кислотой реакция 2[Co(Nh4)6]Cl3 + 3h3SO4 = [CO(Nh4)6]2(SO4)3 + 6HCl (стрелка вниз) – т.е. реакция обмена, а комплексный катион не меняется. Разрушение его произойдёт только через несколько часов или суток – кинетическая устойчивость, скорость реакции низка.

Двойные соли по формулам напоминают комплексы, но содержат в структуре комплексных частиц. Пример: квасцы M1 M3 (SO4)2 на 12 h3O, где М1 – любой одновалентный электрон (чаще калий или аммоний) а М3 – трёхвалентный (алюминий, железо, хром). На практике малоустойчивые комплексные соединения также называют двойными солями, тетрахлоркупрат (11), например

⇐ Предыдущая123456Следующая ⇒

Читайте также:



Как правильно слушать собеседника

Типичные ошибки при выполнении бросков в баскетболе

Принятие христианства на Руси и его значение

Средства массовой информации США



Последнее изменение этой страницы: 2021-07-18; просмотров: 120; 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 — 38.242.236.216 (0.006 с.)