Растворы и процессы, проходящие в растворах. Протолитическая теория кислот и оснований

Содержание

Слайд 2

План Понятие и классификация растворов. Способы выражения концентрации – на практических

План

Понятие и классификация растворов.
Способы выражения концентрации – на практических занятиях.


Ионизация воды, ионное произведение, водородный показатель. Реакция среды.
Диссоциация кислот и оснований Арениуса (электролитическая теория кислот и оснований)
Слайд 3

План Расчёт рН водных растворов кислот и оснований; Индикаторы. Кислоты и

План

Расчёт рН водных растворов кислот и оснований;
Индикаторы.
Кислоты и основания

Бренстеда (протолитическая теория), показатели рКа и рКb.
Гидролиз солей,
Расчёт рН их растворов.
Слайд 4

Понятие «растворы» Растворы - это гомогенные (однородные) системы, состоящие из двух и более компонентов переменного состава.

Понятие «растворы»

Растворы - это гомогенные (однородные) системы, состоящие из двух и

более компонентов переменного состава.
Слайд 5

Понятие «растворы» Растворителем принято называть такое вещество, которое не меняет своего

Понятие «растворы»

Растворителем принято называть такое вещество, которое не меняет своего агрегатного

состояния при растворении.
Обычно, растворитель – это просто преобладающий компонент раствора.
Слайд 6

Таблица 1. Классификация растворов по агрегатному состоянию.

Таблица 1. Классификация растворов по агрегатному состоянию.

Слайд 7

Жидкими растворами являются: вода морей и океанов, и даже водопроводная вода;

Жидкими растворами являются:

вода морей и океанов, и даже водопроводная вода;
биологические

жидкости с растворенными в них низкомолекулярными и высокомолекулярными веществами:
кровь, лимфа;
моча;
спинномозговая жидкость;
пот;
желудочный и кишечный соки;
слюна;
желчь;
цитозоль;
матрикс митохондрий.
Слайд 8

истинные, где частицы растворенного вещества находятся в воде или другом растворителе

истинные, где частицы растворенного вещества находятся в воде или другом растворителе

в виде молекул, атомов или ионов. Это растворы низкомолекулярных соединений (НМС).

По строению частиц растворённого вещества и по своим свойствам растворы делятся на три типа:

Слайд 9

коллоидные, относящиеся к дисперсным системам, где частицы дисперсной фазы находятся в

коллоидные, относящиеся к дисперсным системам, где частицы дисперсной фазы находятся в

дисперсионной среде в виде мицелл, размеры которых превышают молекулярные.
растворы высокомолекулярных соединений (ВМС), занимающие промежуточное положение между истинными и коллоидными растворами.
Это растворы белков, нуклеиновых кислот и полисахаридов.

продолжение

Слайд 10

Ионизация воды. Водородный показатель. HOH + HOH ⇆ НО⁻ + Н3О

Ионизация воды. Водородный показатель.

HOH + HOH ⇆ НО⁻ +

Н3О

+

Катион гидроксония


HOH ⇆ НО⁻ + Н+ (1)

при 25 0С Кд (НОН) = 1,8 · 10-16

Слайд 11

[НОН] = СМ (НОН) = = = 55,6 моль/л Сгруппируем постоянные

[НОН] = СМ (НОН) = = = 55,6 моль/л














Сгруппируем постоянные величины в уравнении (2) и обозначим их произведение – Кw :

Кw = Кд(НОН) · [НОН] = [H+]·[HО⁻] = =1,8·10-16 · 55,6 ≈ 10-14 при 250 С (3)

ионное произведение воды

Таким образом, ионное произведение воды Кw – есть величина постоянная при данной температуре.

# С увеличением температуры Кw тоже увеличивается.

Постоянство ионного произведения [H+][HО-] характерно не только для чистой воды, но и для любых водных растворов.

Далее, молярная концентрация молекул воды – тоже const

Слайд 12

# Роль Кw заключается в том, что, зная Кw и концентрацию

# Роль Кw заключается в том, что, зная Кw и

концентрацию одного из ионов воды, можно всегда найти концентрацию другого иона :

[HO⁻] = = ( при t0 =25 0С) (4)

10-14

[H+]

Кw

[H+]

Для чистой воды: [H+] = [HO⁻] и, согласно уравнению (1), это состояние называют нейтральной средой. Отсюда и, согласно уравнению (3), [H+]2 = 10-14. Тогда [H+] = 10-7 моль/л

Слайд 13

При повышении [H+], среда становится кислой (здесь [H+] >10⁻7 , тогда

При повышении [H+], среда становится кислой (здесь [H+] >10⁻7 , тогда

[HО⁻ ] < 10-7 ).
При понижении [H+], среда становится щелочной (т.к. при этом равновесие (1) сместится вправо, чтобы компенсировать недостачу Н+, и одновременно возрастет [НО⁻]).
Таким образом, в щелочной среде [HО⁻] >10-7, но [H+ ] < 10⁻7).
Слайд 14

Таблица 2. Оценка реакции среды. среда Характерис- тика ☞ Поскольку концентрации

Таблица 2. Оценка реакции среды.

среда

Характерис- тика

☞ Поскольку концентрации ионов очень малы,

то для удобства оценки реакции среды (или кислотности среды) используют не сами концентрации, а их показатели: рН, рОН.
pH = - lg [H+] pOH = - lg [HO–] (5)
Слайд 15

Слайд 16

Далее, выражение для ионного произведения воды (3) переведём в логарифмическую шкалу.

Далее, выражение для ионного произведения воды (3) переведём в логарифмическую шкалу.
Для

этого прологарифмируем (3) с отрицательным знаком:
-lg [H+]·[HO–] = - lg 10-14
-lg[H+] - lg[HO–] = -(-14); откуда
рН рОН
рН + рОН = 14 при t0 =25 0С (6)
Слайд 17

И мы имеем связь показателей среды (рН и рОН): сумма показателей

И мы имеем связь показателей среды (рН и рОН):

сумма показателей среды рН и рОН постоянна при данной температуре.
Отсюда, зная один показатель, можно найти другой:
рН = 14 – рОН, или наоборот, рОН = 14 – рН
☞ Для расчёта рН растворов щелочей удобно будет находить сначала рОН, исходя из концентрации щёлочи (см. ниже), а затем рН, используя (6)
Слайд 18

рН биологических жидкостей колеблется в зоне 1÷9 рН желудочного сока 1;

рН биологических жидкостей

колеблется в зоне 1÷9
рН желудочного сока 1;
рН

кишечного сока 9
рН крови 7,36 (7,25 ÷7,44)
рН мочи 4,8 ÷7,5 (из крови сбрасываются лишние кислоты или основания)
рН пищевых продуктов 3÷ 6 (в большинстве случаев; только молоко щелочнее этой среды).
Слайд 19

рН среды, оптимальное для развития патогенных для человека бактерий практически совпадает

рН среды, оптимальное для развития патогенных для человека бактерий

практически

совпадает с рН плазмы крови:
рН для стрептококков и менингококков 7,4 ÷7,6
рН для стафилококков 7,4
рН для пневмококков 7,0 ÷ 7,4

Для измерения рН среды используются
индикаторы кислотно-основного типа или рН-метры.

Слайд 20

Ионизация кислот и оснований. С позиций теории электролитической диссоциации (теории Аррениуса):

Ионизация кислот и оснований.

С позиций теории электролитической диссоциации (теории

Аррениуса):
кислоты – это молекулы или ионы, которые при растворении в воде освобождают Н+
Причём, этот Н+ гидратируется с координационным числом =1.
НА + НОН ⇆ А– + Н3О+, (7)
где НА – кислота в общем виде, А– - кислотный остаток.
Упрощённо (без учёта гидратации):
НА ⇆ А– + Н+ (8)
# Вероятность нахождения Н+ в свободном виде чрезвычайно мала
Слайд 21

Константа равновесия Кр (8) - – константа кислотности Ка где Ка

Константа равновесия Кр (8) - – константа кислотности Ка

где Ка (НА)

– константа ионизации кислоты НА , или константа кислотности НА, которая характеризует силу кислоты: с увеличением Ка кислотность НА растёт.
рКа = - lg Ка (10)
Отсюда,
чем больше Ка и меньше рКа, тем сильнее кислота.
# Для сильных кислот рКа < 0, для слабых кислот рКа > 0
Слайд 22

Обратимся к реакции ионизации кислоты (8). Положение равновесия этой реакции зависит

Обратимся к реакции ионизации кислоты (8). Положение равновесия этой реакции зависит

от кислотности среды. В кислой среде равновесие (8) будет смещено влево, в сторону молекулярных форм, а в щелочной среде – вправо, в сторону ионных форм. Очевидно, найдётся такая среда, в которой кислота окажется ионизированной на 50%, т.е. [HA] = [A– ]. При этом условии константа равновесия примет значение:

Физический смысл Ка и рКа

Слайд 23

Кр = Ка = [H+] а её логарифмирование с отрицательным знаком

Кр = Ка = [H+]

а её логарифмирование с

отрицательным знаком даст:

- lg Kа = - lg [H+]

рКа = рН

׀
преобладают рКа преобладают
молекулярные 50/50 ионные
формы формы

рН

Таким образом, рКа – это есть рН среды, при которой кислота ионизируется на 50%.
Для каждой кислоты существует своё значение рКа
в зависимости от её строения.

Слайд 24

Примечание рКа может быть своеобразной точкой отсчёта для количества ионизированных форм

Примечание

рКа может быть своеобразной точкой отсчёта для количества ионизированных форм кислоты

при любом рН. Это количество, можно посчитать по формуле:

% иониз. форм кислоты =

100

1 + 10 рКа - рН

Слайд 25

Ионизация оснований С позиций теории электролитической диссоциации (теории Аррениуса): Основания –

Ионизация оснований

С позиций теории электролитической диссоциации (теории Аррениуса):
Основания – это

молекулы или ионы, которые при растворении в воде освобождают –ОН
Рассмотрим основания, дающие при ионизации одну ОН-группу :
Э – ОН ⇆ Э+ + –ОН (11)
Кр = Кb = = const
при данной температуре
Слайд 26

рКb = - lgКb (12) Основность растёт с увеличением Кb и

рКb = - lgКb (12)
Основность растёт с увеличением Кb и с

уменьшением рКb

Водный раствор аммиака (NH3·H2O) носит щелочной характер.

Слайд 27

Это связано с тем, что некоторая часть водородных связей между атомом

Это связано с тем, что некоторая часть водородных связей между атомом

азота и атомом кислорода

перерастает в ковалентные N+– H, и –ОН освобождается из воды.

Слайд 28

Такой процесс ионизации аммиака записывается: NH3 + HOH ⇆ +NH4 +

Такой процесс ионизации аммиака записывается:
NH3 + HOH ⇆ +NH4

+ ⁻OH pH > 7 (13)
рКb(NH3·HOH) ≈ 4,8
аммиак водный что будет свидетельствовать о слабой основности водного раствора аммиака.
Слайд 29

# Обратим внимание, что ионизируется аммиак, а не NH4OH , как

# Обратим внимание, что ионизируется аммиак, а не NH4OH ,

как это было принято считать во времена Аррениуса.
Поэтому запись процесса диссоциации
NH4OH ⇆ +NH4 + ⁻OH не отражает суть событий и является неправильной. Не может диссоциировать то, что не существует!
Находящиеся в небольшом количестве ионы аммония и гидроксид-ионы произошли от ионизации аммиака и не собираются в молекулу, так как между ними не может быть ковалентной связи. Так что неоткуда взяться молекуле NH4OH.
Слайд 30

Физический смысл рКb # Физический смысл рКb для оснований устанавливают также

Физический смысл рКb

# Физический смысл рКb для оснований устанавливают также как

рКа для кислот: рКb – это рОН – среды, при котором основание ионизируется на 50%.
Для каждого основания существует своё значение рКb , зависящее от его строения.
Слайд 31

Расчет рН разбавленных растворов сильных и слабых кислот и оснований КИСЛОТЫ сильные слабые одноосновные двухосновные

Расчет рН разбавленных растворов сильных и слабых кислот и оснований

КИСЛОТЫ

сильные слабые одноосновные
двухосновные
Слайд 32

рН растворов сильных кислот (HCl, HNO3, HClO4, H2SO4 и др.) А.

рН растворов сильных кислот (HCl, HNO3, HClO4, H2SO4 и др.)
А. Одноосновные

сильные кислоты диссоциируют нацело: НА → Н+ + А⁻ (15)
[H+] = Cм(НА) = Сэ(НА), так как Z = 1
рН = -lg[H+] = -lgCэ(НА) = рСэ(НА) (16)
Б. Двухосновные сильные кислоты также диссоциируют нацело:
Н2А → 2Н+ + А2⁻ ( 17)
Слайд 33

[H+] = 2Cм(Н2А) = 2· = 2 = =Сэ(Н2А) Сэ(Н2А) z

[H+] = 2Cм(Н2А) = 2· = 2 = =Сэ(Н2А)

Сэ(Н2А)

z

Сэ(Н2А)

2

рН

= -lg Cэ(Н2А) = рСэ(Н2А) (18)

Вывод: кислотность среды для растворов сильных кислот (как одноосновных, так и двухосновных) определяется показателем их эквивалентной концентрации, то есть,
рН сильн. к-ты = рСэ(сильн. к-ты) (19)

Слайд 34

Для расчетов рН растворов сильных оснований (щелочей) рассуждения аналогичны, только касаются

Для расчетов рН растворов сильных оснований (щелочей) рассуждения аналогичны, только

касаются рОН:
рОН = рСэ (щёлочи) , а затем (20)
рН = 14 – рОН = 14 – рСэ (щёлочи) (21)

рН растворов слабых кислот (CH3COOH, HCN, HNO2 , H2SO3 , H2CO3 и др.)
А. Слабые одноосновные кислоты диссоциируют обратимо:
НА ⇆ Н+ + А- (22)
Количественными характеристиками этого процесса являются:
✔ степень диссоциации кислоты - α
✔ константа диссоциации (или ионизации) – Ка .

Слайд 35

Поэтому решение задачи 1.через α: Степень диссоциации показывает долю ионизирован-ных молекул,

Поэтому решение задачи
1.через α:
Степень диссоциации показывает долю ионизирован-ных молекул, и

концентрацию Н+ можно выразить через эту долю:
[H+] = α · Cм(НА)
pHслаб. к-ты = -lg α · Cм (HA) = - (lgα + lgCм) = = - lgα - lgCм = pα + pCМ (HA) (23)
Вывод: кислотность среды для растворов слабых одноосновных кислот определяется уже не только показателем молярной концентрации, но и показателем степени диссоциации (точнее, суммой двух показателей рα и рСМ).
Слайд 36

2. через Ка(НА): Ка = = (т.к., согласно уравнению (22), для

2. через Ка(НА):
Ка = = (т.к., согласно уравнению (22), для

одно основных кислот [H+] = [A⁻] )
Отсюда,
[H+] = √ Ка ∙ [HA] = √ Ka ∙ Cм(НА) (24)
рНслаб. к-ты = - lg√ Ка· СМ(НА) = -½ (lgКа + lgCM) = = = (25)

рН растворов слабых одноосновных кислот (продолжение)

Слайд 37

Вывод: для слабых одноосновных кислот рН определяется либо как сумма двух

Вывод: для слабых одноосновных кислот рН определяется либо как сумма двух

показателей рα и рСМ (23), либо как полусумма показателей рКа и рСМ (25).

☞ Аналогично можно рассуждать при выводе рОН растворов слабых однокислотных оснований например, водного аммиака NH3· · H2O.
Тогда 1) через α:
рОНслаб.осн. = рα + рСм(осн.) (26)
где α – степень ионизации NH3· Н2О по уравнению (13)
рН = 14 – (рα + рСМ(основ) ) (27)
или 2) через Кb :
pKb + pCM(основ.)
рОНслаб. основ. = (28)
2
где рКb = -lgKb , а Кb – константа основности (или Кравновесия (13))
отсюда, рНслаб. основ. = 14 – рОН = 14 – (29)

Слайд 38

Б. Слабые двухосновные кислоты также как и слабые одноосновные диссоциируют обратимо,

Б. Слабые двухосновные кислоты также как и слабые одноосновные диссоциируют

обратимо, но по ступеням:
Н2 А ⇆ Н+ + НА⁻ (30)
НА⁻ ⇆ Н+ + А2⁻
Причём, Ка1 >> Ка2 при t0 = 250

все рассуждения для вывода рН растворов слабых двухосновных кислот сведутся к первой ступени диссоциации.
pKa1 + pCM (Н2А)
рНслаб.к-ты = (31)
или через α: рНслаб. к-ты = рα1 + рСм (Н2А) (32)

2

# Всё сказанное справедливо только для хорошо растворимых в воде кислот и оснований. Выводы не касаются труднорастворимых соединений.

Слайд 39

Решение задач Определим рН 0,1м HCl, 0,1м H2SO4 , 0,1э H2SO4

Решение задач

Определим рН 0,1м HCl, 0,1м H2SO4 , 0,1э H2SO4

а) б) в)
а) рННСl - ? HCl - сильная кислота. Поэтому, согласно (16):
рН = рСэ = -lgCм = -lg 0,1 = -lg 10-1 = 1
Ответ: рН 0,1М (HCl) = 1

Cм(НСl) = 0,1 моль/л

Слайд 40

Решение задач (продолжение) б) рН (H2SO4) - ? H2SO4 – сильная

Решение задач (продолжение)

б) рН (H2SO4) - ? H2SO4 – сильная

ислота.
Поэтому, согласно (18):
рН = рСэ = -lgСэ = -lg Cм∙Z = -lg 0,1∙2 = = -lg 2∙10-1 = - 1,3 = 0,7
Ответ: рН 0,1м (H2SO4 ) = 0,7

Cм (H2SO4) = 0,1моль/л

# Сравните: 0,1м H2SO4 даёт более кислую среду, чем 0,1м НСl; так и должно быть, ведь в 0,1м H2SO4 количество эквивалентов Н+ будет в 2 раза больше, чем в 0,1 м HCl (обе кислоты сильные, здесь Z – эквивалентное число).

Слайд 41

Решение задач (продолжение) в) рН(H2SO4) - ? рН = рСэ =

Решение задач (продолжение)

в) рН(H2SO4) - ? рН = рСэ =

-lgCэ = -lg10-1 =1
Ответ: рН 0,1э H2SO4 = 1 (так же как и 0,1 э НСl)

Сэ (H2SO4) = 0,1 моль/л

# Из задач а) и в) можно заключить, что рН растворов любых 0,1э сильных кислот равно 1 (так и должно быть; ведь количество Н+ одинаково при одинаковых эквивалентных концентрациях). Другими словами, рН растворов сильных кислот не зависит от их природы, если они взяты в эквивалентных концентрациях. Этого нельзя сказать про слабые кислоты.

Слайд 42

рН 0,1э (H2SO3) -? H2SO3 – это слабая Решение задач (продолжение)

рН 0,1э (H2SO3) -? H2SO3 – это слабая

Решение задач

(продолжение)

Ка1 = 1,2∙10-2

двухосновная кислота.
Поэтому, согласно (31):

рН (Н2SO3) = = = 1,56
рКа1 = -lgKa1 = - lg 1,2∙10-2 = - 2,08 = 1,92
рСм = -lgCм = - lg = - lg = - lg 5 · 10-2 = - 2,7 = 1,3
Ответ: рН 0,1э H2SO3 = 1,56

рКа1

1,92 + 1,3

2

Cэ

Z

0,1

2

+ pCM (Н2SO3)

2

′

Слайд 43

# Cравните с рН 0,1э H2SO4 = 1 ! Получается, что

# Cравните с рН 0,1э H2SO4 = 1 !
Получается, что

H2SO3, взятая в эквивалентном количестве с H2SO4 , имеет большую рН своего раствора (т.е. создает менее кислую среду по сравнению с Н2SO4). Но так и должно быть, ведь H2SO3 слабее, чем H2SO4.
Слайд 44

pH 0,1M (NH3 · H2O) - ? NH3 в воде –

pH 0,1M (NH3 · H2O) - ? NH3 в воде –

это слабое
Кb = 1,79 · 10-5 основание. Поэтому
α = 0,01 можно применять формулы либо (26 –27) , либо (28 – 29) для рОН.
а) через α, согласно (26):
рОН = рα + рСм(осн) = - lg α – lg Cм(осн) =
= -lg 10-2 – lg 10-1 = 2 + 1 = 3
б) через Кb согласно (28):
рОН (NH3 · H2O)= = =

Решение задач (продолжение)

Слайд 45

Решение задач (продолжение) рКb = - lgKb = - lg 1,79∙10-5

Решение задач (продолжение)

рКb = - lgKb = - lg 1,79∙10-5

= - 5,25 = 4,75
рСМ = - lg СМ = - lg 10-1 = 1
рН = 14 – рОН = 14 – 3 = 11
Ответ: рН 0,1м NH3∙H2O = 11

Таким образом, в обоих вариантах а) и б) значения рОН примерно одинаковы.

Слайд 46

Кислотно-основные индикаторы В качестве индикаторов для определения рН растворов используют слабые

Кислотно-основные индикаторы

В качестве индикаторов для определения рН растворов используют

слабые органические кислоты и основания, у которых молекулярная и ионная формы отличаются по цвету (см. табл. 3)
Слайд 47

В растворе кислотный индикатор, например, ведёт себя следующим образом: НInd ⇆

В растворе кислотный индикатор, например, ведёт себя следующим образом:
НInd

⇆ H+ + Ind⁻ (33)
окраска I окраска II
Кр = К а(H Ind) = = const при данной to (34)

[Н Ind]

[Н+] · [Ind¯]

Слайд 48

Таблица 3. Примеры индикаторов.

Таблица 3. Примеры индикаторов.

Слайд 49

рН среды, при котором индикатор ионизирован на 50% (а это, как

рН среды, при котором индикатор ионизирован на 50% (а это,

как мы помним, есть значение рКа индикатора) и цвет раствора смешанный, называется точкой перехода цвета индикатора рТ.
рТ (инд.) = рКа (инд.) = - lg Ка (инд.) - это силовая характеристика индикатора.
рТ ± 1 - это зона перехода цвета индикатора. Ведь наш глаз замечает смешанный цвет не только при условии равенства концентраций молекулярных и ионных форм индикатора, но и когда концентрация одной из форм преобладает над другой в 10 раз (Логарифмируем уравнение 34, получим: lg 10 = 1).
Слайд 50

Кислоты и основания Бренстеда (протолитическая теория кислот и оснований). Кислоты Бренстеда

Кислоты и основания Бренстеда (протолитическая теория кислот и оснований).

Кислоты

Бренстеда – это нейтральные молекулы или ионы, способные отдавать протон водорода (доноры Н+).
Основания Бренстеда – это нейтральные молекулы или ионы, способные принимать протон водорода (акцепторы Н+).
Слайд 51

Кислоты и основания Бренстеда (протолитическая теория кислот и оснований). Чтобы принимать

Кислоты и основания Бренстеда (протолитическая теория кислот и оснований).

Чтобы принимать

Н+, основания должны иметь электронные пары.
Донорами электронных пар обычно выступают атомы N, O, S и даже С (карбоанионный центр).
Таким образом, основаниями по Бренстеду могут быть: NH3, H2O, HOR, HSR, HO⁻, NC⁻, CH3COO⁻ и т. д..
Слайд 52

# Существенно, что основность, с точки зрения протолитической теории, проявляется только

# Существенно, что основность, с точки зрения протолитической теории, проявляется

только в присутствии кислоты, а кислотность – в присутствии основания:
В + АН ⇆ +ВН + А⁻ (35)

Сопряжённая кислотно-основная пара – это две формы одного и того же соединения, отличающиеся на один Н+.
Записывается сопряжённая пара так: кислота/ основание. В данном случае +ВН/ В и АН/А⁻ - две сопряжённые кислотно-основные пары в одной реакции (35).

..

Слайд 53

Таким образом, кислотно-основное взаимодействие — это перенос Н+ с кислоты на

Таким образом, кислотно-основное взаимодействие — это перенос Н+ с кислоты на

основание, с образованием новой кислоты и нового основания, сопряжённых исходным.
Нетрудно показать, что сильной кислоте соответствует слабое сопряжённое основание, и наоборот.
Слайд 54

Другими словами, почти в любой сопряжённой кислотно-основной паре один из компонентов

Другими словами, почти в любой сопряжённой кислотно-основной паре один из компонентов

сильный, другой слабый:
Н3О+ / Н2О НОН / НО¯

..

Сильная кислота

Слабое основан.

Слабая кислота

Сильное основан.

☞ Кислотность по Бренстеду считается сильной, если рКа < 2 и слабой, если рКа > 11.
Тогда основность, наоборот, считается слабой при рКа < 2 и сильной при рКа > 11

Слайд 55

Силовой характеристикой кислотно-основных свойств любой сопряжённой пары является рКа - показатель

Силовой характеристикой кислотно-основных свойств любой сопряжённой пары является рКа - показатель

кислотности, характеризующий оба компонента этой пары: чем меньше рКа , тем сильнее кислотность и слабее основность в данной сопряжённой паре. Так,
рКа(Н3О+ / Н2О) = -1,7 (36)
В этой паре очень сильная кислотность (Н3О+) и очень слабая основность (Н2О).

..

..

Слайд 56

рКа(НОН / НО⁻) = 15,7 (37) В этой паре очень слабая

рКа(НОН / НО⁻) = 15,7 (37)
В этой паре очень слабая

кислотность (НОН) и очень сильная основность (НО⁻).
Слайд 57

-1,74 4,76 6,95 8,20 9,24 15,74 рКа | | | |

-1,74 4,76 6,95 8,20 9,24 15,74
рКа | | | |

| |
Н3О+/Н2О CH3COOH NH4+/NH3 Н2О/НО⁻
водная СН3СОО⁻ (рКb = 14 - 9,24 =4,76) водная пара уксусная пара аммиачная пара пара
Нℋb · О2 / ℋb · О2¯ Нℋb / ℋb ⁻
рКа = 6,95 рКа = 8,20
оксигемоглобиновая гемоглобиновая
пара (в артериальной пара (в венозной крови) крови)

☞ Запомним : кислотность оксигенированного гемоглобина сильнее, чем обычного (неоксигенированного).

? Можно прогнозировать, как будут выглядеть разные формы гемоглобина в эритроцитах артериальной крови и венозной, если сравнить рКа(гемоглобина ) и рН в эритроците ( 7,25).

✔ Установлено, что Нℋb · О2 ионизирован на 65%.
Нℋb ионизирован только на 10%.

Слайд 58

Сопряженную кислотно-основную пару можно характеризовать и показателем рКb. Для одной и

Сопряженную кислотно-основную пару можно характеризовать и показателем рКb.
Для одной и

той же сопряженной кислотно-основной пары сумма показателей рКа + рКb = 14, подобно тому, как рН + рОН=14 при 25оС.
Однако, удобнее пользоваться одним показателем рКа !
А при необходимости можно всегда найти рКb.

☞ Как мы увидим позднее, это имеет решающее значение для транспорта кислорода (из легких в ткани), сопряженном с буферным действием гемоглобина.

Теория Бренстеда не применима к процессам, протекающим при высоких температурах !

Слайд 59

Гидролиз солей Гидролиз солей – это реакция обменного разложения между солью

Гидролиз солей

Гидролиз солей – это реакция обменного разложения между солью

и водой.
Гидролиз солей – это реакция взаимодействия ионов слабого электролита, входящего в состав соли, с водой, в результате которой получается слабый электролит.
Гидролиз соли – это слабое кислотно-основное взаимодействие ионов соли с водой, приводящее к разрушению не только соли, но и воды.
Слайд 60

# Первые два определения являются классическими и возникли со времен появления

# Первые два определения являются классическими и возникли со времен появления

теории электролитической диссоциации Аррениуса.
# Третье определение возникает значительно позднее и связано с пониманием теории Бренстеда и теории Льюиса.

Из второго определения следует, что гидролизу подвергаются соли, образованные либо слабой кислотой, либо слабым основанием, либо тем и другим (см. табл.4)

Слайд 61

Таблица 4. Примеры солей, подвергающихся гидролизу: * Обозначение: Kt – катионная

Таблица 4. Примеры солей, подвергающихся гидролизу:

* Обозначение: Kt – катионная

часть соли; A – анионная часть соли.
Слайд 62

Гидролиз солей (продолжение) Согласно определению, соли, образованные сильным основанием и слабой

Гидролиз солей (продолжение)

Согласно определению, соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой, в

ходе гидролиза это сильное основание и эту слабую кислоту и дают:
CH3COONa + HOH ⇆ CH3COOH + NaOH (35)
☞ В кратком ионном виде: Na+ + НОН → реакция не идёт,
так как катион Nа+ не может связывать ион НО⁻ из воды (у Nа+ плохое сродство к электронам). Иными словами, гидролиз (разрушение воды) катионом Nа+ происходить не может.
☞ Зато ацетат ион может разрушать воду (т.е. осуществлять гидролиз), связывая Н+ и выталкивая НО⁻:
СН3СОО⁻ + НОН ⇆ СН3СООН + НО⁻ рН > 7 (36)
Такой процесс (36) называют гидролизом по аниону.
Вывод: соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой (СН3СООNа), гидролизуется по аниону (СН3СОО–)
Слайд 63

В результате гидролиза по аниону происходит защелачивание среды. Её рН будет

В результате гидролиза по аниону происходит защелачивание среды. Её рН

будет зависеть от силовой характеристики (рКа) ацетатной сопряжённой кислотно- основной пары и количественной характеристики соли (рСм соли):
pKа(к-ты) - pCM(соли) рН соли сил/слаб (г. по аниону) = 7 + (37)
⇨ рН соли, гидролизующейся по аниону, «заходит за 7» на величину полуразности двух показателей рКа(к-ты) и рСм (соли).
☞ Запомнить: гидролиз соли по аниону даёт анион (НО⁻), рН>7.

2

Процесс гидролиза обратим, однако, чем слабее образовавшаяся кислота, тем сильнее идёт гидролиз (то есть, тем больше равновесие (35), (36) сдвинуто вправо).
☞ Вспомните – равновесие всегда сдвинутог в сторону слабого

Кг. по аниону = , где Кw - константа воды (ионное произведение воды) (38)

Кw

Ка

Чем меньше Ка, тем больше Кг. по аниону .

Слайд 64

Гидролиз солей (продолжение) Соль, образованная слабым основанием и сильной кислотой, в

Гидролиз солей (продолжение)

Соль, образованная слабым основанием и сильной кислотой, в ходе гидролиза

даёт слабое основание и сильную кислоту.
NH4Cl + HOH ⇆ NH3 ∙ HOH + HCl ⇆ NH3 + H3O+Cl– (39)
☞ В кратком ионном виде: Сl– + НОН → реакция не идёт,
так как хлорид анион Cl– не может выталкивать НО⁻ и связывать Н+ из воды.
(Сl– – плохой донор электронной пары из-за делокализации электронной плотности, поэтому он устойчивее, чем НО⁻ и существует сам по себе).
Таким образом, гидролиз (разрушение воды) анионом Cl- происходить не может
☞ Зато катион аммония частично гидролизуется водой:
NH4+ + HOH ⇆ NH3 + H3O+ (катион гидроксония) рН < 7 ( 40)

Такой гидролиз называют гидролизом по катиону.

Вывод: соль, образованная слабым основанием и сильной кислотой (NH4Cl), гидролизуется по катиону (NH4+)

Слайд 65

В результате гидролиза соли по катиону среда приобретает слабо кислый характер,

В результате гидролиза соли по катиону среда приобретает слабо кислый характер,

т.к. освобождается Н+ в гидратированной форме (см. уравнение (40)). Кислотность среды зависит от силовой характеристики (рКb) сопряжённой кислотно-основной аммиачной пары и её концентрации в растворе:
pKb (основ.) - pCM(соли)
рН соли слаб/сил (г. по катиону) = 7 - (41)
⇨ рН соли, гидролизующейся по катиону, меньше 7 на величину полуразности двух показателей рКb(основания) и рСм(соли).
☞ Запомнить: гидролиз соли по катиону даёт катион (Н+), рН<7.

2

Чем слабее образованное основание (меньше Кb), тем сильнее идёт гидролиз (то есть, тем сильнее равновесие (39), (40) сдвинуто вправо).

K w
Аналитически: K г. по катиону = , (42)
K b
где Кb – силовая характеристика (константа основности) сопряжённой кислотно- основной пары, в данном случае (+NH4 / NH3).

..

Слайд 66

Гидролиз солей (продолжение) Соли, образованные слабой кислотой и слабым основанием в

Гидролиз солей (продолжение)

Соли, образованные слабой кислотой и слабым основанием в ходе

гидролиза эти же соединения и дают.
CH3COO NH4 + HOH ⇆ сH3COOH + NH3 · НОН (43)
Гидролиз по катиону:
+NH4 + HOH ⇆ NH3 + H3O+ (44)
рН либо 7, либо < 7, либо > 7 (см. ниже)
2 HOH,
Гидролиз по аниону:
CH3COO - + HOH ⇆ CH3COOH + HO⁻ (45)
В этом случае положение равновесия (43) будет сдвинуто вправо больше, чем в предыдущих случаях (35) и (39), так как образующиеся продукты сH3COOH и NH3 - слабые электролиты. Причём, как видим, часть разрушенной воды возвращается в систему, что тоже способствует смещению равновесия вправо.

Вывод: соль, образованная слабым основанием и слабой кислотой (NH4сн3соо¯l), гидролизуется по обоим ионам

..

Слайд 67

рН при таком гидролизе может быть нейтральным, слабокислым или слабощелочным. Это

рН при таком гидролизе может быть нейтральным, слабокислым или слабощелочным. Это

зависит от сравнительной силы слабого основания (NH3) и слабой кислоты (СН3СООН) как продуктов реакции.
рН раствора соли типа слаб/слаб будет определяться по формуле:
pKа - pКb
рН соли слаб/слаб (г. по обоим ионам) = 7 + (46)
при рКа > рКb , или Ка < Кb (преобладает основность) ? рН > 7
при рКа < рКb , или Ка > Кb (преобладает кислотность) ? рН < 7

2

# Здесь Ка и Кb относятся к разным соединениям, а не к одной сопряжённой кислотно – основной паре.
Итак, гидролиз по обоим ионам, идёт сильнее, чем по одному.
Действительно: К г. по обоим ионам = , (47)
где Ка1 – константа кислотности для одной сопряжённой кислотно-основной пары, а Кb2 – константа основности для другой сопряжённой кислотно-основной пары. В нашем примере, Ка (CH3COOH/СН3СОО-), Кb (+NH4/NH3).

Кw

Кa1 · Кb2

..

Слайд 68

Степень гидролиза – это отношение числа гидролизованных молекул соли к общему

Степень гидролиза – это отношение числа гидролизованных молекул соли к

общему числу растворённых молекул (выражается в долях к единице или в процентах): h = , % (48)
Степень гидролиза h связана с константой гидролиза Кг соотношением:
Кг = h2 ∙ C = const , где С – молярная концентрация соли
h = √ Кг / C (49)
Вывод: С увеличением концентрации соли степень гидролиза снижается.

N

n· 100

Слайд 69

Степень гидролиза зависит: от природы соли (характеристики рКа и рКb). от

Степень гидролиза зависит:
от природы соли (характеристики рКа и рКb).
от t0

(повышается t0 - растёт гидролиз, так как гидролиз – это эндотермический процесс);
от концентрации (чем меньше концентрация соли, тем лучше идёт гидролиз, см. (49));
от рН среды: гидролиз по катиону даёт катион Н+, поэтому при добавлении щёлочи происходит связывание Н+ (Н+ + НО⁻ → НОН), что приведёт к смещению равновесия (39) и (40), а также (43) и (44) вправо; гидролиз по аниону даёт анион НО-, поэтому при добавлении кислоты происходит связывание НО⁻: НО⁻ + Н+ → НОН, что приведёт к смещению равновесия (35) и (36), а также (43) и (44) вправо.
Таким образом, кислоты и щёлочи будут усиливать определённый тип гидролиза (соответственно, по аниону или катиону, а также по обоим ионам).
Слайд 70

# Многозарядные ионы гидролизуются ступенчато: Так, гидролиз по двухзарядному аниону: 1

# Многозарядные ионы гидролизуются ступенчато: Так, гидролиз по двухзарядному аниону:
1

ступень СО32⁻ + НОН ⇆ НСО3⁻ + НО⁻ (50) 4,8∙10-11 (Ка2 Н2СО3)
2 ступень НСО3⁻ + НОН ⇆ Н2СО3 + НО⁻ (51)
4,5∙10-7 (Ка1 Н2СО3)
Из (37) следует:
Kw Kw 10-14
Кг1 = = = = 2∙10-2
Kа1 (НСО3⁻) Kа2 (Н2СО3) 5· 10-11
Аналогично для Кг2 :
Kw 10-14
Кг2 = = ≈ 2∙10-6
Kа1 (Н2СО3) 4,5· 10-7
Отсюда видно, что Кг1 >> Кг2 (в 10 000 раз, - т.е. на 4 порядка). Причина в том, что на 1-ой ступени гидролиза образовалась значительно более слабая кислота НСО3- (а значит, сильнее выражен гидролиз), чем на 2-ой ступени, дающей Н2СО3.
☞ При обычных условиях второй ступенью гидролиза можно пренебречь:
Слайд 71

Гидролиз по многозарядному катиону: 1 ступень Fe3+ + HOH ⇆ (FeOH)2+

Гидролиз по многозарядному катиону:
1 ступень Fe3+ + HOH ⇆ (FeOH)2+ +

H+
1,82·10-12 (Кb3 Fe(OH)3)
2 ступень Fe(OH)2+ + HOH ⇆ Fe(OH)2+ + H+
1,35·10-11 (Кb2 Fe(OH)3)
3 cступень Fe(HO)2+ + HOH ⇆ Fe(OH)3↓ + H+
Из (42) следует:
K w Kw 10-14
Кг1 = = = ≈ 5∙10-1
Kb(Fe(OH)2+) Кb3 Fe(OH)3 1,82·10-12
Аналогично для Kw Kw 10-14
Кг2 = = = ≈ 10-3
Kb(Fe(OH)2+) Kb2(Fe(OH)3) 1,35· 10-11
Отсюда видно, что Кг1 >> Кг2 (в 500 раз).
☞ Поэтому гидролизом соли по катиону на второй ступени при обычных условиях можно снова пренебречь.
Таким образом, рН растворов солей при комнатной температуре определяется в основном первой ступенью гидролиза по многозарядному катиону (или аниону).
- Предыдущая
Процессы, проходящие в растворах (продолжение темы)
Следующая -
Взаимное влияние атомов в молекулах

Похожие презентации

Презентация по химии Строение атома
Новые наноматериалы. Получение, свойства и применение
Функциональные производные с простой связью C-“O”. Часть 4 (продолжение) …окси-производные
Общие сведения о полезных ископаемых. (Лекция 2)
Смесители. Пропеллерная мешалка
Щелочноземельные металлы
Информационно – исследовательский проект Кристаллы вокруг нас.
Дисперсні системи
Полиуретаны. Структура и строение
Лекция 10. Химия s-элементов
Фармацевтическая химия
Натуральный комплекс минералов
Алкалоидтар. Алкалоидтар туралы түсінік
Пищевые добавки
Присадки к маслам
Буферные системы
Давайте повторим Заключительный урок в 8 классе
Серная кислота. (9 класс)
Металлы. Общая характеристика
Альдегидтер және кетондар
Н2O Матвієнко А. 10-а
Металл золото
Кислород. Общая характеристика и нахождение в природе. 8 класс
Общая характеристика элементов V-А-группы. Азот
Аттестационная работа. Рабочая программа элективного курса по химии для 8 класса
Кислоты. Состав. Классификация
НАСЛІДКИ ЧОРНОБИЛЬСЬКОЇ ТРАГЕДІЇ Чорнобиль продемонстрував всемогутність і безсилля людини та застеріг її: не захоплюйся своєю
Презентация по Химии "Основания." - скачать смотреть бесплатно
Вы можете прислать нам Вашу презентацию и мы опубликуем ее на сайте.
Обратная связь
Для правообладателей
Email: Нажмите что бы посмотреть