2021-09-15
72
Кислотно-основные взаимодействия веществ удовлетворительно опи-сываются с позиции теории электролитической диссоциации (ТЭД, теория Аррениуса, 1887г.), согласно которой кислота - это электролит, диссоцииру-ющий с образованием иона Н+, а основание - гидроксид-иона ОН-, например:
HCN D Н+ + CN- или NH3×Н2О D NH4+ + ОН-
С позиции ТЭД растворение веществ в воде сопровождается их элек-тролитической диссоциацией, сопровождающейся образованием гидратиро-ванных положительно заряженных катионов и отрицательно заряженных
анионов.
Электролитами называют вещества, растворы или расплавы которыхпроводят ток. К ним относятся кислоты, основания и подавляющее большинство солей.
Способность электролита диссоциировать характеризует степенью дис-социации (a) - отношение числа молекул, распавшихся на ионы (ni) к общемучислу молекул растворенного вещества (Ni) в растворе:
a = ni,
Ni
Ее выражают в долях единицы, либо в процентах.
В зависимости от величины степени диссоциации условно различают сильные и слабые электролиты (в 0,1 М растворе).
|
|
|
| Электролиты | ||
| Слабые a < 3 | Сильные a > 30 % | |
| % | ||
| 1) | основания: | 1) гидроксиды щелочных и щелочнозе- |
| Mg(OH)2, Be(OH)2 NH3×H2O | мельных металлов: от LiОН к CsОН, | |
| 2) | кислоты: HF, H2S, HCN, | от Ca(ОН)2 к Ba(ОН)2 |
| H2SO3, HNO2, H2CO3, H3PO4, | 2) кислоты: HCl, HBr, HJ, H2SO4, HNO3, | |
| H3PO3, H2SiO3, CH3COOH | HClО3, HClO4. | |
| 3) | некоторые соли тяжелых металлов | 3) почти все соли |
HgC12, CdJ2, Fe(CNS)3 и вода
В растворах слабых электролитов устанавливается равновесие между недиссоциированными молекулами и продуктами их диссоциации – ионами. Их диссоциация их описывается следующими уравнениями:
Кm Аn D m Кz+ + n Az-
| é | К | z 1 | + ù m | × [ A | z 2- | ] | n | |
| ê | ú | |||||||
| К Д .= | ë | û | ||||||
| [ K m An ] недисс | ||||||||
где - Кm Аn молекула электролита; Кz+ - катион; Az- - анион; z - зарядное чис-ло; Кд.– константа диссоциации электролита; [ К z 1 + ], [ Az 2 - ] - равновесные мо-
лярные концентрации катионов и анионов, соответственно; [ Кm An ] недисс - рав-новесная молярная концентрация недиссоциированных молекул электролита.
Степень и константа диссоциации слабого электролита связаны соотно-шением (закон разбавления Оствальда):
Кд . с = a 2× С
где: С- молярная концентрация электролита, моль/л.
В случае разбавленных растворов сильных электролитов можно счи-тать, что их диссоциация происходит практически полностью и в уравнении их диссоциации ставится знак необратимости, например:
HCl ® H+ + Cl– или Ва(ОН)2 ® Вa+ + 2ОН-
|
|
|
Поэтому для растворов сильных электролитов константа диссоциации не имеет физического смысла.
Кислота взаимодействует с основанием (реакция нейтрализации) с об-разованием соли (ВА) и воды, которое отражается молекулярным уравнени-ем. Например, молекулярное уравнение реакции нейтрализации уксусной кислоты (слабый электролит) щелочью (сильный электролит) имеет вид:
СН3СООН + NaOH = СН3СООNa + H2O
Свойства веществ в среде или ход реакции в ней определяют параметры среды. Одним из таких параметров является водородный показатель среды (рН). Параметры среды обычно определяются свойствами веществ, из кото-рых среда состоит.
Водородный показатель (рН) -величина, характеризующая кислот-ность данного раствора. Поскольку поведение многих веществ в водном растворе, содержащих кислоты или основания определяются концентраций ионов Н+ (Н3О+) или ОН- и не зависят от того какая конкретно кислота или основание присутствует в растворе. По определению рН = - lg[H3O+] или
рН = - lg[H+].
Вода слабый электролит: Н2О D Н+ + ОН-, причем [Н+]∙[ОН-] зависит только от температуры и называется ионным произведением воды (КW). При
25 0С КW = [Н+]∙[ОН-] = 10 –14, или:
| pH + pOH = рКw @14. | |||
| Поэтому в чистой воде: | [H+] = [OH-] = 1×10-7 моль/л | рH = 7 | |
| кислотной среде | [H+] | > [OH-] | pH < 7 |
| щелочной среде | [H+] | < [OH-] | pH > 7. |
Часто для проведения химического анализа необходимо постоянное значение рН растворов. Такой способностью обладают буферные растворы, позволяющии поддерживать постоянное значение рН раствора как при раз-бавлении водой, так и при добавлении небольших количеств кислот и основа-ний.
Буферные растворы- растворы слабой кислоты в воде и соли, содержа-щие одинаковый с кислотой анион, либо водные растворы слабого основания
и соли, содержащие одинаковый с ним катион.
В химическом анализе используется ацетатный буфер (водный раствор СН3СООН и СН3СООNа), аммиачный буфер (водный раствор NH3 и NH4Cl). Например, при добавлении к смеси СН3СООН и СН3СООNа сильной кислоты последняя взаимодействует с СН3СООNа. Вследствие этого в растворе вместо сильной кислоты пояляется эквивалентное количество слабой кислоты. Поэтому при добавлении небольших количеств сильной кислоты (основания)
или разбавлении в несколько раз рН буферного раствора практически не из-меняется.
Важной характеристикой буферного раствора является буферная ем-кость, которую выражают количеством кислоты или щелочи, которое необ-ходимо добавить к 1 л буферного раствора для изменения рН на единицу. До-бавление кислоты понижает, а щелочи повышает рН раствора.
