Растворы электролитов. Для реакций, не сопровождающихся переносом электронов, нет общепринятого термина

Лекция 5

Для реакций, не сопровождающихся переносом электронов, нет общепринятого термина. К наиболее широкой группе таких реакций относятся реакции ионного обмена в водных растворах. В подавляющей своей части эти реакции обратимы и протекают при посредничестве воды. Электролит (вещество, распадающееся в растворах или расплавах на ионы) при растворении в воде нередко реагирует с ней, приводя к изменению ее кислотности.

Согласно протонной теории кислот и оснований, выдвинутой Й.Н.Бренстедом и Т.М.Лоури, кислотой является соединение, отщепляющее в реакции протоны, а основанием – соединение, способное принимать протоны. Любая реакция отщепления протона выражается уравнением: кислота основание + Н⁺. Пользуясь данными определениями, по внешнему виду формулы молекулы ее можно отнести либо к кислотам, либо к основаниям. Недостаток такого подхода состоит в том, что имеются вещества, в которых нет гидроксильных групп, но в растворах они дают основную среду (NH₃). Не всегда по формуле соединения удается определить – кислота это или основание. Например, формулу борной кислоты записывают двумя способами: Н₃BO₃ и B(OH)₃.

C точки зрения химического строения нет принципиального различия между кислородсодержащими кислотами и основаниями – все эти соединения вполне обоснованно можно назвать гидроксидами. И в тех, и в других существует один и тот же порядок связей: водород–кислород–элемент. Отличие состоит в том, что одни в водных растворах отщепляют протон Н⁺, а другие – гидроксид-ион НО^–. Ответ на вопрос, почему возникают такие различия, дает анализ электроотрицательностей атомов, образующих соединения.

На самом деле свободные протоны не могут существовать в растворе несвязанными и переходят от кислоты к основанию, образуя сопряженное основание и сопряженную кислоту. Любое кислотно-основное равновесие включает взаимодействие двух пар сопряженных кислот и оснований.

Например:

Уксусная кислота, отдав протон, превращается в основание (получившее название «сопряженное»). Аммиак, приняв протон, из основания превращается в сопряженную кислоту. Протонная теория Бренстеда–Лоури применима лишь к протонсодержащим или протонприсоединяющим веществам.

В определенных условиях многие вещества могут вести себя как кислота или как основание. Эти два понятия неразделимы, а потому правильнее говорить о кислотно-основных свойствах данного вещества.

Наиболее общей считается теория кислот и оснований Г.Н.Льюиса, который допускает, что участие в кислотно-основном равновесии протона необязательно, поэтому ее называют апротонной. Согласно Льюису, кислотой является соединение, принимающее электронную пару, а основанием – предоставляющее электронную пару. Так в реакции AlF₃ +:NH₃ = F₃Al:NH₃ атом алюминия принимает неподеленную электронную пару атома азота на свою вакантную электронную орбиталь. При взаимодействии донора электронной пары:NF₃ (кислота) и акцептора электронной пары BF₃ (основание) образуется более устойчивое электронное окружение (октет) за счет донорно-акцепторной (двухэлектронной двухцентровой) связи. Ни кислота, ни основание протонов не содержат.

Эта концепция расширяет границы веществ, проявляющих кислотно-основные свойства, включая в себя протонотдающие и протонприсоединяющие системы.

Вода, являясь слабым электролитом и обычным растворителем, участвует в кислотно-основном равновесии растворенных в ней электролитов.

Вода диссоциирует на ионы:

ее константа при 298 K равна

При столь малой константе диссоциации концентрация воды остается практически неизменной и равной

Отсюда произведение постоянных величин K_д∙[H₂O] = [H⁺]∙[OH^–] = const.

Численная величина произведения ионов, на которые диссоциирует вода, называемое ионным произведением воды K_в, равна

Таким образом, в пределах 15–25 °C ионное произведение воды K_в = 10^–14.

Равенство [H⁺] и [OH^–] соответствует нейтральной среде [H⁺] = [OH^–] = 1 ∙ 10^–7, при [H⁺] > 1 ∙ 10^–7 – кислой, при [H⁺] < 1 ∙ 10^–7 – щелочной. window.top.document.title = "6.4.1. Водородный показатель pH"; Для определения кислотно-основных свойств раствора пользуются водородным показателем pH. По определению, это отрицательный десятичный логарифм концентрации водородных ионов: pH = –lg [H⁺]. Очевидно, –lg [H⁺][OH^–] = –lg 1 ∙ 10^–14 дает pH + pOH = 14. Тогда pH < 7 указывает на кислую среду, pH > 7 соответствует щелочной среде, pH = 7 – нейтральной среде.

Например, если точно известно, какое количество гидроксида натрия (в граммах или моль) израсходовано в реакции с соляной кислотой, то по уравнению реакции NaOH + HCl = NaCl + H₂O легко рассчитать, сколько граммов (или моль) хлороводорода было в анализируемом растворе. Подобные расчеты можно проводить только для стехиометрических реакций (stoicheion – основание, элемент и metreo – измеряю), что означает измерение соотношений, в которых химические элементы реагируют друг с другом. А проделываются подобные измерения методом титрования (от франц. titre – качество, характеристика) – одим из методов количественного анализа, основанным на измерении количества реагента, который полностью реагирует с анализируемым веществом (см. лаб. работу).