Головна

У зв'язку з цим при розрахунку pH розчину сильної одноосновної кислоти концентрацію протонів прирівнюють до концентрації кислоти

  1. A) повідомляється про неможливість дати відповідь по суті поставленого питання в зв'язку з неприпустимістю розголошення зазначених відомостей
  2. A. Жовчні кислоти
  3. C. Жовчні кислоти
  4. C. Жовчні кислоти
  5. D. Дегидрирование з утворенням кетокислот
  6. II. Характеристика, що стосується виду зв'язку
  7. O можливість здійснення рекламного процесу з використанням усього комплексу засобів і методів реклами і їх органічного зв'язку в комерційному підприємстві;

c (H3O +) = c (HB).

У розчинах слабких кислот концентрація іонів гідроксонію значно нижче концентрації кислоти. Вона розраховується на підставі

 обох частин цього рівняння дає формулу для розрахунку pH розчинів слабких кислот: pH = 0,5 (pKa - lgc (HB)).

Сила підстав визначається їх здатністю приймати протон.

Мірою цієї здатності служить константа основності (Kb). Для довільного підстави в розчині функцію кислоти виконує вода:

 Додаток закону розведення Оствальда до розчинів слабких основ, здатних прийняти тільки один протон, дає можливість визначити в таких розчинах концентрацію гідроксид-іонів: c (OH-) =
 ня отримуємо: pOH = 0,5 (pKb - lgc (B)), pH = pKw - 0,5 (pKb - lgc (B)), де pKb - силовий показник підстави (негативний десятковий логарифм).

Константи кислотності і основності в сполученій парі для водного розчину пов'язані між собою: Ka - Kb = Kw. Чим сильніше кислота, тим слабкіше поєднане їй підставу, і навпаки. Оцтова кислота (pKa = 4,76) сильніше, ніж HCN (pKa = 9). Отже, CN- - більш серйозна причина, чому CH3COO-. При 298 K у водному розчині сума силових показників кислоти і підстави в сполученої Протолітична парі дорівнює 14:

Питання №24 Процеси іонізації, гідролізу, нейтралізації з точки зору різних теорій кислот і підстав.
 Процес нейтралізації.

реакціями нейтралізаціїназиваються обмінні реакції взаємодії кислот і підстав, в результаті яких утворюються сіль і вода.
 Типи реакцій нейтралізації:
1) Нейтралізація сильної основи сильною кислотою.
Наприклад: KOH + HNO3 = KNO3 + H2O дельтаG = -80 кДж / моль
 молекулярно-іонну рівняння такої реакції
 (H +) + (OH -) = H2O
 і негативне значення Гіббса показує, що рівновага практично повністю зміщена в бік утворення води. Найбільш загальним випадком реакцій нейтралізації є взаємодія кислот і підстав, що розрізняються по силі (ступеня дисоціації). Ці реакції не доходять до кінця внаслідок протікання зворотної реакції гідролізу солі.
2) Нейтралізація слабкої кислоти сильною основою.
Наприклад: HCN + KOH = KCN + H2O
 в молекулярному вигляді:
 HCN + (OH -) = (CN -) + H2O
 в даному випадку реакція оборотна.
 Також оборотні реакції нейтралізації слабкої основи сильною кислотою, а так же реакції нейтралізації слабкої основи слабкою кислотою.

Реакції нейтралізації лежать в основі методу нейтралізації. Цей метод використовують в клінічних лабораторіях для визначення кислотності желуд. соку, буферної ємності плазми крові. У фармації його застосовують для кількісного аналізу неорганічних кислот-соляної, сірчаної, борної і органічних кислот-оцтової, бензойної, винної, лимонної, саліцилової. У біофармацевтичних дослідженнях методом нейтралізації визначають рКа кислот і РКБ підстав, т. К за значенням цих величин можна прогнозувати здатність лікарських преператов проходити через біологічні мембрани. Застосовують ацидиметрія для визначення рКа амінокислот і рКа диссоциирующих груп, що входять в білки. За кривим титрування білків, отриманим при двох різних температурах, можна визначити число карбоксильних, імідазольних і ін. Груп. Титрування амінокислот і білків дає можливість визначити їх ізоелектричної точки.
Процес гідролізу.
 Гідролізом солі називають взаємодію солі з молекулами води, що приводить до утворення малодисоційованих з'єднань.

Гідроліз-це взаємодія солі з водою, що приводить до зміни рН.
З точки зору Протолітична теорії кислот і підстав гідроліз є окреме питання оборотного кислото-лужної рівноваги. Процес гідролізу полягає в переході протона від молекули води до даного іону або від даного іона, в тому числі від гідратованого катіона металу до молекули води.
 Залежно від природи солі вода виступає або як кислота, або як підставу, а сіль явл відповідно зв'язаних підставою або сполученої кислотою.
 Наприклад при гідролізі Na2CO3
 (CO3 2 -) + HOH = (HCO3 -) + (OH-)
 основаніе1 кіслота2 кислота1 підставу 2

процес полягає в переході протона від H2O (кіслота2) до (CO3 2 -) (поєднане осн.1)
Можливі 4 варіанти гідролізу в залежності від типу солі:

1) солі, утворені сильною кислотою і слабкою основою.
наприклад: NH4CL + HOH = NH3 * H2O + HCL
 (NH4 +) + HOH = NH3 + (H3O +) (pH менше 7)

2) Солі, утворені сильною основою і слабкою кислотою.
наприклад: CH3COONa + HOH = CH3COOH + NaOH
 (CH3COO -) + HOH = CH3COOH + (OH-) (pH більше 7)

З прикладів видно, що реакція середовища в результаті гідролізу визначається тим продуктом, який явл сильнішим електролітом.

3) Солі, утворені слабкою кислотою і слабкою основою.
наприклад, амоній ціанід гідролізується по реакції
 NH4CN + HOH = NH3 * H2O + HCN
 (NH4 +) + (CN -) + HOH = NH3 * H2O + HCN (pH більше 7)

 4) Солі, утворені сильною кислотою і сильною основою. (NaCL, KNO3)
Гідролізу не наражати. Це пов'язано з тим, що іони таких солей не утворюють з іонами води малодисоційовані з'єднання. В цьому випадку рівновага дисоціації води в присутності солі майже не порушується, і розчини практично нейтральні. (PH = 7)
 Механізм гідролізу солей полягає в поляризаційному взаємодії іонів солі з їх гідратної оболонкою. Чим сильніше це взаємодія, тим інтенсивніше протікає гідроліз. Всі розглянуті випадки гідролізу стосувалися солей, утворених однокіслотнимі підставами і одноосновними кислотами. Солі многоосновних кислот і многокіслотних підстав гідролізується ступінчасто, утворюючи при цьому кислі і основні солі. Солі Na2CO3, K3PO4-гідролізуються ступінчасто, утворюючи кислі солі.
 Солі AlCl3, Cu (NO3) 2, CrCl3 гідролізуються ступінчасто з утворенням на проміжних стадіях основних солей.
 Гідроліз характеризується ступенем гідролізу і константою гідролізу Кгідр
Ступінь гідролізу вимірюється ставленням кількості гидролизованного речовини до загальної кількості розчиненої речовини:
? гідр = n гідр /
 де n гідро- кількість гидролизованной солі, моль; no-загальне количесво розчиненої солі, моль.
 Ступінь гідролізу висловлюють в частках або%. Ступінь гідролізу залежить від природи солі, її концентрації і температури. Відповідно до закону дії який. мас, ступінь гідролізу зростає з розведенням розчину. Т. до реакція нейтралізації екзотермічну, то протилежний їй процес гідролізу явл ендотермічним. Ендотермічний процес вимагає витрат енергії. Підвищення температури призводить до збільшення ступеня гідролізу.
Константа гідролізу - Константа рівноваги гидролитической реакції. Так константа гідролізу солі дорівнює відношенню твори рівноважних концентрацій продуктів реакції гідролізу до рівноважної концентрації солі з урахуванням стехіометричних коефіцієнтів.
 Чим вище константа гідролізу, тим ступінь гідролізу більше.

 Кгідр = Квод
 Кдіс слабкий. осн.
приклади:

1) солі, утвореним слабкою кислотою і сильною основою

 де  - Константа дисоціації слабкої кислоти, що утворюється при гідролізі.

2) соли, утвореної сильною кислотою і слабкою основою:

 де  - Константа дисоціації слабкої основи, що утворюється при гідролізі

3) солі, утвореним слабкою кислотою і слабкою основою:


 Для гідролізу справедливо:
 1) гідроліз солі повинен посилюватися з підвищенням температури і розведенні розчину. Для ослаблення гідролізу розчини слід зберігати концентрованими при низьких температурах.
 2) при оборотному гідролізі відповідно до принципу Ле Шательє процес повинен придушуватися при підкисленні (якщо ця сіль утворена сильною кислотою і слабкою основою, накопичуються іони Н +) або при подщелачивании (якщо сіль утворена слабкою кислотою і сильною основою, накопичуються іони ОН)
 3) гідроліз солей, в результаті якого утворюються малорозчинні або газоподібні продукти, що віддаляються зі сфери реакції (принцип змішування рівноваги), незворотній.

Процес іонізації (дисоціації)
 Розпад молекул електролітів на іони в розчинниках називається електролітичної дисоціацією (іонізацією).
 Процес дисоціації звернемо (справедливо для слабких електролітів).
 Отже, в результаті дисоціації в розчині з'являються іони, які є передумовою для появи у розчину або розплаву такого фізичного властивості як електропровідність.

Як же відбувається процес розчинення ?. Руйнування іонної кристалічної решітки відбувається під впливом розчинника, наприклад води. Полярні молекули води настільки знижують сили електростатичного притягання між іонами в кристалічній решітці, що іони стають вільними і переходять в розчин.

При розплавленні, коли відбувається нагрівання кристала, іони починають здійснювати інтенсивні коливання в вузлах кристалічної решітки, в результаті чого вона руйнується, утворюється розплав, який складається з іонів.

Теорію електролітичноїдисоціації створив в 1884-1887 рр. шведський хімік Арреніус. ця класична теорія дозволила як електропровідність розплавів і розчинів, так і перебіг хімічних реакцій в розчинах між розплавленими або розчиненими речовинами.

Схема електролітичноїдисоціації.

 Молекули води є дипольними, т. Е. Один кінець молекули заряджений негативно, інший-позитивно. Молекула негативним полюсом підходить до іона натрію, позитивним-до іона хлору; оточують іони з усіх боків і виривають з кристала, причому, тільки з його поверхні

Рівняння дисоціації можна записати в такий спосіб: NaCl Na + + Cl-

Велектролітичні дисоціацію викликає не тільки вода, але і неводні полярні розчинники, такі як Рідкий аміак і рідкий діоксид сірки. Однак саме для води характерно властивість послаблювати електростатичне тяжіння між іонами в решітці виражено особливо яскраво.

Вільні іони, які опинилися у водному розчині окружаются полярними молекулами води: навколо іонів утворюється гидратная оболонка, т. Е. Протікає процес гідратації.



За принципом Ле Шательє | Питання № 25. pHраствор ів слабких кислот, підстав, гидролизующих солей.

Питання. Розчини газів в рідинах. Закони Генрі, Генрі-Дальтона, І. м. Сеченова. | Генрі-Дальтона закон | Залежність розчинності твердих речовин від температури визначається знаком і числовим значенням теплоти розчинення дельта Hраств. | Питання 17. поняття про колігативні властивості. Залежність «властивість розчину-концентрація». Закон Вант-Гоффа про осмотичний тиск. | Питання 18. Теорія електролітичноїдисоціації (Арреніус, Каблуков). Роль осмосу в биосистемах. Плазмоліз, гемоліз, тургор. Гіпо-, ізо-, гіпертонічні розчини. | Питання 19. теорія розчинів сильних електролітів. Іонна сила розчинів, коефіцієнт активності та активність іонів. | Питання 20. Рівновага між розчином і осадом малорастворимого сильного електроліту. Твір розчинності. Умови розчинення і утворення опадів. | Дисоціація води. | Питання №22 Розчини слабких електролітів. Застосування ЗДМ до іонізації слабких електролітів. Константа іонізації (дисоціації). Ступінчастий характер іонізації. | Механізми утворення ковалентних зв'язків |

© um.co.ua - учбові матеріали та реферати