Аналитическая химия
Методическое пособие - Химия
Другие методички по предмету Химия
кислот и оснований: 1) кислота является донором, а основание - акцептором протона; 2) кислоты и основания существуют только как сопряженные пары; 3) протон не существует в р-ре в свободном виде, в воде он образует ион ОН3+. Протолитическая теория расширила круг оснований и кислот по сравнению с представлениями тории электролитической диссоциации: ими могут быть и ионы. Одно и то же вещество в зависимости от того, с чем оно реагирует может быть или кислотой или основанием. Теория вскрыла относительность понятий о кислотах и основаниях и показала, что продукты их взаимодействия следует рассматривать как новые кислоты и основания. Протолитическая теория является современной и более общей теорией кислот и оснований.
Уравнение электролитической диссоциации воды.
Константа диссоциации воды - ионное произведение воды.
Водородный показатель - рН.
Амфотерность и ее значение в химическом анализе.
По уравнению электролитической диссоциации воды видно, что вода типичный электролит, проявляющий амфотерные свойства: Н2О Н3О+ + ОН-. Однако, для простоты вместо иона гидроксония, в виде которого водород находится в растворе, пишут и говорят об ионе водорода (такая замена не влияет на расчет). Т. о. при диссоциации воды образуются ионы водорода, понимаемые как ионы гидроксония - носители кислотных свойств и ионы гидроксила - обуславливающие щелочные свойства воды. Как видно из уравнения диссоциации в жидкой воде концентрация ионов водорода приблизительно равна концентрации ионов гидроксила и поэтому можно написать, что в воде [Н+] = [ОН-].
Применив закон действующих масс к равновесной системе электролитической диссоциации воды получим: [Н+][ОН-] / [Н2О] = К, т. е. получаем константу электролитической диссоциации воды. Подобные процессы называют реакциями автопротолиза, в этих реакциях одна молекула амфипротного растворителя ведет себя как кислота, а другая как основание. Вычисления по электрической проводимости показали, что концентрация ионов водорода и гидроксид-ионов в воде оказалась равна 10-7 моль/л при 220 С. Преобразуя это уравнение, получаем [Н+][ОН-] = [Н2О] К. Но степень диссоциации воды очень мала, и концентрацию ее недиссоциированных молекул в любом разбавленном водном растворе можно считать величиной постоянной.
Т. о. в правой части уравнения находятся 2-ве постоянные величины: [Н2О] - концентрация недиссоциированных молекул воды и К - константа диссоциации. Но произведение 2-х постоянных величин есть также величина постоянная. Поэтому заменив [Н2О]К новой константой, получим [Н+] [ОН-] = КН2О. Следовательно, как бы не изменялись концентрации ионов Н+ и ОН- в воде или в разбавленном водном растворе, произведение их остается величиной практически постоянной. Эту величину называют ионным произведением воды.
Числовое значение этой константы нетрудно найти, подставив в уравнение значения концентраций водородных и гидроксид-ионов в воде:
КН2О = [Н+][ОН-] = 10-710-7 = 10-14.
Реакцию того или иного раствора принято характеризовать концентрацией водородных ионов, т.к. концентрацию ионов ОН- легко вычислить, исходя из ионного произведения воды. Концентрация ионов Н+ и ОН- изменяется в обратно пропорциональной зависимости, но никогда не становится равной нулю: Н+= КН2О / ОН- или ОН- = КН2О/Н+. Т. к. ионное произведение воды при данной температуре неизменно и равно 10-14, а величины [Н+] и [ОН-] переменны, то по этим их величинам можно судить о кислотности или щелочности раствора. Реакция среды кислая, если величина [ОН-] уменьшается, т. е. становится меньше 10-7 г-ион/л; реакция щелочная при соответственном увеличении концентрации ионов ОН-.
Следовательно, всякий раствор будет называться нейтральным, если в нем при комнатной температуре [Н+] = [ОН-] = 10-7 г-ион/л. Для кислых растворов справедливо условие [Н+]>[ОН-]; [Н+]>10-7 г-ион/л, [ОН-]<10-7. Для щелочных растворов справедливо - [Н+]<[ОН-]; [Н+]<10-7, [ОН]<10-7 г-ион/л. Например, если концентрация ионов водорода в растворе равна 10-3 г-ион/л, реакция среды кислая, величину [ОН-] в таком растворе можно рассчитать из уравнения ионного произведения воды: [Н+][ОН-] = 10-14г-ион/л, следовательно, [ОН-] =10-14/10-3=10-11 г-ион/л.
Ионизация воды эндотермический процесс, протекающий с поглощением тепла, согласно закону Ле-Шателье при повышении температуры равновесие ионизации смещается в сторону образования ионов, что приводит к увеличению ионного произведения воды. Зная экспериментальные табличные данные ионного произведения воды можно решать различные задачи. Однако, характеризовать основность и кислотность растворов концентрацией ионов водорода с отрицательным показателем степени оказалось практически неудобным.
И поэтому в практике применяют водородный показатель - рН, отрицательный логарифм концентрации ионов водорода: рН= -lg [Н+]. Т. о. нейтральная среда рН=7, кислая рН14, но в этих случаях кислотность или щелочность этих растворов принято выражать в молях кислоты или щелочи на литр раствора.
Наряду с водородным показателем нере?/p>