Теория Бренстеда

Сентябрь 2, 2022

Главная
Алгебра
Теория Бренстеда

Содержание

2. Кислота Основание Протолитическая пара HCl Cl- HCl - Cl- HNO3 NO3- HNO3 - NO3- CH3COOH CH3COO-
3. Автопротолиз Н2О + Н2О ↔ Н3О+ + ОН- ион гидроксония гидроксид - ион В общем случае:
4. При Т = const, аH2O = const: К ∙ аH2O2 = Kw = KH2O – константа
5. Водородный показатель: рН = - lg aH+ Приближенное выражение: рН = - lg [H+], pOH =
6. Сила кислот и оснований НА + Н2О ↔ Н3О+ + А- или НА ↔ Н+ +
7. КA ∙ КВ = [Н+] ∙ [ОН-] = 10-14 = Kw = KH2O КA ∙ КВ
8. Вычисление рН сильных кислот и оснований НА ↔ Н+ + А- Обозначим: СН+ - общая концентрация
9. Пример 1. Рассчитать рН раствора 0.01М раствора HCl. С(HCl) = 0.01 моль/л рН = -lg [H+]
10. Вычисление рН слабых кислот и оснований НА ↔ Н+ + А- Обозначим: Х – концентрация =
11. -lg [H+] = -1/2 lgK – 1/2 lgCHA рН = 1/2 рК - 1/2 lgCHA Для
12. Буферные растворы СН3СООН + СН3СООNa – ацетатный буфер NH4OH + NH4Cl – аммиачный буфер СН3СООNa +
13. [СH3СОО-] ∙ [Н+] CH+ ∙ CCH3COO- CH+ ∙ (Cсоли + Х) КНА = = = [СН3СООН]
14. Равновесие в аммиачном буфере: рН буферного раствора слабого основания и его соли: Cоснования Cоснования рОН =
16. Скачать презентацию

Слайд 2

Кислота Основание Протолитическая пара
HCl Cl- HCl - Cl-
HNO3 NO3- HNO3

- NO3-
CH3COOH CH3COO- CH3COOH - CH3COO-
H2O OH- H2O – OH-
NH4+ NH3 NH4+ - NH3

Слайд 3

Автопротолиз
Н2О + Н2О ↔ Н3О+ + ОН-
ион гидроксония гидроксид -

ион
В общем случае:
HSolv + HSolv ↔ H2Solv+ + Solv-
ион лиония ион лиата
Константа автопротолиза:
аH3O+ ∙ аOH-
К = или К ∙ аH2O2 = аH3O+ ∙ аOH-
аH2O2

Слайд 4

При Т = const, аH2O = const:
К ∙ аH2O2 =

Kw = KH2O – константа автопротолиза или ионное произведение
воды
Kw = KH2O = аH3O+ ∙ аOH-, для упрощения записи аH3O+ = аH+,
процесс автопротолиза: Н2О ↔ Н+ + ОН-
Kw = KH2O = аH+ ∙ аOH- = [Н+] ∙ [ОН-] ∙ fH+ ∙ fOH-
В чистой воде fH+ ∙ fOH- = 1
Kw = KH2O = [Н+] ∙ [ОН-] = 10-14 – табличная величина.
Исходя из уравнения диссоциации:
[Н+] = [ОН-] = 10-7 моль/л при температуре 250С
[Н+] = [ОН-] = 10-7 – среда нейтральная
[Н+] > 10-7 – среда кислая
[Н+] < 10-7 – среда щелочная

Слайд 5

Водородный показатель:
рН = - lg aH+
Приближенное выражение:
рН = - lg

[H+], pOH = - lg [OH-]
Прологарифмируем выражение [H+] ∙ [OH-] = 10-14:
lg [H+] + lg [OH-] = -14
lg [H+] - lg [OH-] = 14
рН + pOH = 14
рН = 7 – среда нейтральная
рН > 7 – среда щелочная
рН < 7 – среда кислая

Слайд 6

Сила кислот и оснований
НА + Н2О ↔ Н3О+ + А- или

НА ↔ Н+ + А-
Сильные кислоты: HCl, HNO3, HClO4 и т.д.
Сильные основания: NaOH, KOH и др.
Равновесие диссоциации протолитической пары:
НА ↔ Н+ + А- (В)
[Н+] ∙ [B]
КA =
[HA]
C другой стороны: В + Н2О ↔ НА + ОН-
А- + Н2О ↔ НА + ОН-
[HА] ∙ [ОН-]
КВ =
[В]

Слайд 7

КA ∙ КВ = [Н+] ∙ [ОН-] = 10-14 = Kw

= KH2O
КA ∙ КВ = Kw = KH2O = 10-14
Прологарифмируем данное выражение с обратным
знаком:
- lg КA – lg КВ = 14
- lg КA = рКA – силовой показатель кислоты
рКA + pKВ = 14

Слайд 8

Вычисление рН сильных кислот и оснований
НА ↔ Н+ + А-
Обозначим:

СН+ - общая концентрация протонов
[H+] – равновесная концентрация протонов
СНА – общая концентрация кислоты
СН+ = [H+] = СНА
Для сильных кислот: рН = -lg [H+] = -lg СНА
Для сильных оснований: рОН = -lg [ОH-] = -lg CВ
рН = 14 – рОН = 14 + lg CВ

Слайд 9

Пример 1. Рассчитать рН раствора 0.01М раствора HCl.
С(HCl) = 0.01 моль/л

рН = -lg [H+] = -lg CHСl = -lg 10-2 = 2
Пример 2. Рассчитать рН 0.01М раствора NaOH.
С(NaOH) = 0.01 моль/л
рOН = -lg [OH-] = -lg CNaOH = -lg 10-2 = 2
рН = 14 – рОН = 14 – 2 = 12

Слайд 10

Вычисление рН слабых кислот и оснований
НА ↔ Н+ + А-
Обозначим:

Х – концентрация = [А-]
СНА – общая концентрация кислоты
[Н+] ∙ [А-] Х ∙ Х
КA = =
[HA] СНА - Х
Если СНА >> X, то СНА – Х ≈ СНА, тогда:
Х2
КA =
СНА
Х = [Н+] = К ∙ СНА

Слайд 11

-lg [H+] = -1/2 lgK – 1/2 lgCHA
рН = 1/2

рК - 1/2 lgCHA
Для слабых кислот:
рН = 1/2 рКA - 1/2 lgCHA
Для слабых оснований:
рОН = 1/2 рКВ - 1/2 lgCВ или рН = 14 - 1/2 рКВ + 1/2 lgCВ
Пример 3. Рассчитать рН децимолярного раствора уксусной
кислоты.
С (СН3СООН) = 0.1 моль/л, рК (СН3СООН) = 4.76
рН = 1/2 рКA - 1/2 lgCHA = 2.89 + 0.5 = 3.39

Слайд 12

Буферные растворы
СН3СООН + СН3СООNa – ацетатный буфер
NH4OH + NH4Cl – аммиачный

буфер
СН3СООNa + HCl ↔ СН3СООН + NaCl
СН3СООН + NaOH ↔ СН3СООNa + H2O
Равновесие в ацетатном буфере:
СН3СООН ↔ СН3СОО- + Н+
СНА Х Х
СН3СООNa ↔ СН3СОО- + Na+
Cсоли Ссоли

Слайд 13

[СH3СОО-] ∙ [Н+] CH+ ∙ CCH3COO- CH+ ∙ (Cсоли +

Х)
КНА = = =
[СН3СООН] СCH3COOH СНА – CH+
CH+ ∙ Cсоли Скислоты
КНА = ; CH+ = КНА ∙
Скислоты Cсоли
рН буферного раствора слабой кислоты и ее соли:
Скислоты Скислоты
lg CH+ = lg KA + lg ; рН = рКА + lg
Cсоли Cсоли

Слайд 14