Теория кислот и оснований. Протонная теория, теория сольвосистем, электронная теория.

↑

▷ Содержание

⇐ ПредыдущаяСтр 9 из 10Следующая ⇒

▷ Похожие статьи

Согласно теории Аррениуса кислотой считается соединение, при электролитической диссоциации которого образуются катионы водорода, а основанием считается соединение, в результате диссоциации которого образуется гидроксид-ион. Однако такой взгляд на кислоты и основания применим только для водных растворов.

Протонная теория кислот и оснований. Согласно этой теории кислотой называют любое вещество, молекулярные частицы которого (в том числе ионы) способны отдавать протон; основанием называют вещество, молекулярные частицы которого (в том числе и ионы) способны присоединять протоны.

Согласно протонной теории, отдавая протон, кислота превращается в основание, которое называют сопряженным этой кислоте.

Несмотря на свои достоинства теория Бренстеда, как и теория Аррениуса, не применима к веществам, проявляющим функцию кислоты веществ, не содержащих водорода.

Теория Льюиса (электронная теория). В теории Льюиса за основу взято наиболее общее свойство кислот и оснований – их электронное строение. Согласно этой теории:

Кислотой называют вещество, принимающее неподеленную электронную пару, - акцептор электронов; основанием называют вещество, поставляющее электроны для образования химической связи, - донор электронов. По Льюису отличительной способностью кислот и оснований является их взаимная нейтрализация путем образования ковалентной связи.

Теория сольвосистем, по которой для каждого растворителя была введена своя система кислот и оснований, удовлетворяющая условию взаимной нейтрализации по схеме: кислота + основание = соль + растворитель.

Согласно теории сольвосистем, кислотами и основаниями являются вещества (химические соединения), образующие катионы и анионы, идентичные с катионами и ионами данного растворителя.

Гетерогенные химические равновесия в растворах электролитов. Растворимость малорастворимых электролитов. Произведение растворимости. Факторы, влияющие на растворимость малорастворимых электролитов. Условия осаждения и растворения малорастворимого электролита.

Признаком того, что система также находится в равновесии, т. е. не происходит перехода какого-либо компонента из одной фазы в другую. Одним из важнейших законов гетерогенного равновесия является правило фаз. Правило фаз: В изолированной равновесной системе число фаз плюс число степеней свободы равно числу компонентов плюс: φ + V = k + 2

В насыщенном растворе электролита АnBm, находящегося в равновесии с его твердой фазой, будет протекать следующий обратимый процесс:

Этот процесс протекает на поверхности осадка. Состояние этого равновесия по закону действующих масс количественно характеризуется константой, называемой произведением растворимости (ПР):

ПР (AnBm)=[Am+]n[Bn–]m

ПР зависит от природы растворителя и растворенного вещества, от температуры и не зависит от концентрации ионов в растворе. Значения ПР позволяют количественно оценить условия образования и растворения осадков.

Растворимость (S) – это максимально возможная концентрация вещества в растворе, выражается в г/л.

Влияние температуры. Растворимость большинства осадков увеличивается с повышением температуры.

У словием образования осадка является превышение произведения концентраций ионов (ПК) малорастворимого электролита над его произведением растворимости, т.е. ПК > ПР.

При увеличении концентрации одного из ионов в его насыщенном растворе произведение концентраций ионов электролита (ПК) становится больше ПР. При этом равновесие между твердой фазой и раствором смещается в сторону образования осадка. Когда установится новое равновесие, то произведение концентраций (ПК) ионов электролита вновь становится равным ПР, но при этом в растворе появится осадок.

Условием растворения осадка малорастворимого электролита является недонасыщение раствора, когда произведение концентраций его ионов меньше значения ПР, т.е. ПК < ПР.

Гидролиз солей. Различные случаи гидролиза. Запись уравнений гидролиза в молекулярной и ионно-молекулярной формах. Степень гидролиза. Константа гидролиза. Факторы, способствующие гидролизу и подавляющие его.

Гидролиз солей -это реакция обмена ионов соли с водой, в результате которой изменяется кислотность раствора. Гидролиз – процесс обратный реакции нейтрализации. Если реакция нейтрализации процесс экзотермический и необратимый, то гидролиз – процесс эндотермический и обратимый.

При гидролизе смещается равновесие диссоциации воды вследствие связывания одного из ее ионов (Н⁺или ОН^-) в слабый электролит соли. При связывании ионов Н⁺ в растворе накапливаются ионы ОН⁻, реакция среды будет щелочная, а при связывании ионов ОН⁻ накапливаются ионы Н⁺ - среда будет кислая.

Соль образована сильным основанием и слабой кислотой (гидролиз протекает по аниону). Это имеет место при гидролизе соли СН₃СООК. Ионы соли СН₃СОО⁻ и К⁺ взаимодействуют с ионами Н⁺ и ОН⁻ из воды. При этом ацетат-ионы (СНзСОО⁻) связываются с ионами водорода (Н⁺) в молекулы слабого электролита - уксусной кислоты (CHзCOOH), а ионы ОН⁻ накапливаются в растворе, сообщая ему щелочную реакцию, так как ионы К⁺ не могут связать ионы ОН⁻ (КОН является сильным электролитом), pH >7.

СН₃СОО К + H₂O ↔ КОН + СН₃ООН молекулярное уравнение

К⁺ + СН₃СОО⁻ + НОН ↔ K⁺ + ОН⁻ + СН₃СООН полное ионное уравнение

СН₃СОО⁻ + Н ОН ↔ ОН⁻ + СН₃СООН сокращенное ионное уравнение

Соль образована слабым основанием и сильной кислотой (гидролиз протекает по катиону). Это имеет место при гидролизе соли NH₄Cl (NH₄ОH -слабое основание, НСl - сильная кислота). Отбросим ион Сl⁻, так как он с катионом воды дает сильный электролит, тогда уравнение гидролиза примет следующий вид:

NH₄⁺ + НОН ↔ NH₄OH + Н⁺ сокращенное уравнение

NH₄Cl + Н₂О ↔ NH₄OH + НСl молекулярное уравнение

Из сокращенного уравнения видно, что ионы ОН⁻ воды связываются в слабый электролит, ионы Н⁺ накапливаются в растворе и cреда становится кислой pH<7.

Соль образована слабым основанием и слабой кислотой (гидролиз протекает по катиону и аниону). Это имеет место при гидролизе соли СН₃СООNH₄. Запишем уравнение в ионной форме, pH ≈ 7:

NH₄⁺ + CH₃COO⁻ + НОН ↔ NH₄OH + СН₃СООН

Образуются слабое основание и слабая кислота, степень диссоциации которых примерно одинакова, поэтому при протекании гидролиза среда раствора будет нейтральная.

Константа гидролиза есть константа равновесия процесса гидролиза, и по своему физическому смыслу определяет степень необратимости гидролиза. Чем больше К_гид, тем необратимее гидролиз. К_гид имеет свое выражение для каждого случая гидролиза.

Познавательные статьи:



Алгоритмические операторы Matlab

Конструирование и порядок расчёта дорожной одежды

Исследования учёных: почему помогают молитвы?

Почему терпят неудачу многие предприниматели?