Растворы электролитов и ионные равновесия

1.

Растворы электролитов
и ионные равновесия

2. План лекции

1. Свойства растворов неэлектролитов и
электролитов;
2. Ионное произведение воды. pH;
3. Протолитическая теория кислот и
оснований;
4. Гидролиз солей;
5. Буферные растворы.

3.

Неэлектролиты
Электролиты
(растворы и расплавы
не проводят ток)
(растворы и расплавы
проводят ток)
Сера, сахар, бензин
Соли, кислоты,
основания
Распад на ионы за счет
электролитической
диссоциации

4.

Степень электролитической диссоциации
N
N0
N – количество молекул, распавшееся на ионы
N0 – общее количество растворенных молекул
0<α<1
или
0<α<100%

5.

Факторы влияющие на α:
1) Полярность химической связи
2) Диэлектрическая проницаемость среды
(полярность растворителя)

6.

3) Концентрация раствора
4) Температура
(электролитическая диссоциация
обычно эндотермическая)

7.

5) Влияние общего иона и противоиона

8.

Электролиты
Сильные
(α>0.7)
H2SO4, HCl, HNO3
NaOH, Ba(OH)2 , KCl
Слабые
(α<0.1)
CH3COOH, H2CO3, HF,
HNO2, NH4OH
Средней силы: H3PO4, H2C2O4

9.

Равновесие в растворах
слабых электролитов
CH3COOH ⇄ CH3COO- + H+
NH4OH ⇄ NH4+ + OH CH 3COO H
Ka
CH 3COOH
acid – кислота
NH 4 OH
Kb
NH 4OH
base - основание

10.

Факторы, влияющие на К:
1) природа вещества
2) природа растворителя (с увеличением ε
константа диссоциации возрастает)
3) температура (при повышении температуры
константа диссоциации увеличивается)

11.

pK a lg K a
pK b lg K b

12.

13.

Закон разбавления Оствальда
CH3COOH ⇄ CH3COO- + H+
Исходная
концентрация
Равновесная
концентрация
С
0
0
С(1-α)
Сα
Сα
CH 3COO H C C C 2
Ka
C 1 1
CH 3COOH
Для слабых электролитов: α << 1
K C
2
K
C

14.

Ионное произведение воды.
Водородный и гидроксильный показатели
H OH
Ka
H 2O
H 2O const
KH2O – ионное произведение
воды
K H 2O (или K w ) K a H 2O H OH const
K w 1 10 14

15.

Нейтральная среда
H OH K w 1 10 14 10 7 моль / л
Кислая среда
H OH ,
H 10 7 моль / л
Щелочная среда
H OH ,
H 10 7 моль / л

16.

pH lg H
pOH lg OH
H OH 1 10 14
lg H lg OH 14
pH pOH 14
Нейтральная среда
pH = 7 (pOH = 7)
Кислая среда
pH < 7 (pOH > 7)
Щелочная среда
pH > 7 (pOH < 7)

17.

18.

Протолитическая теория
кислот и оснований
Кислота – донор протонов
HCl → H+ + Cl-
NH4+ → H+ + NH3
Основание – акцептор протонов
OH- + H+ → H2O
NH3 + H+ → NH4+

19.

20.

Амфолит – донор и акцептор протона

21.

Переход протона всегда происходит в сторону
образования более слабых кислот, имеющих
большее значение pKa.
протолиз
Протолиты – кислоты,
основания, амфолиты
протолиз
pKa + pKb = 14
pKb(NH3) = 4,76
pKa(NH4+) = 14 - 4,76 = 9,24
рKа(НNO3) = -1,53; рKа(NН4+) = 9,24.

22.

Типы протолитических реакций
Реакция нейтрализации
Сильная кислота + сильное основание
Слабая кислота + сильное основание
Сильная кислота + слабое основание

23.

Автопротолиз

24.

Гидролиз солей
Гидролизу не подвергаются:
1) Соли сильных кислот и оснований (NaCl, KNO3, KClO4)
2) Малорастворимые соли (PbCl2, BaCO3)
Варианты гидролиза:
1) по аниону (слабая кислоты + сильное основание)
2) по катиону (сильная кислота + слабое основание)
3) по катиону и аниону
(слабая кислота + слабое основание)

25.

1) гидролиз по аниону
HA OH
Kw
КГ
A H 2O K a HA

26.

2) гидролиз по катиону
Kt+ + H2O ⇄ KtOH + H+
pH < 7
NH4+ + H2O ⇄ NH4OH + H+
Fe2+ + H2O ⇄ FeOH+ + H+
FeOH+ + H2O ⇄ Fe(OH)2 + H+
Kw
КГ
K b KtOH

27.

3) гидролиз по катиону и аниону
Kt+A- + H2O ⇄ KtOH + HA
CH3COONH4
pKa(CH3COOH) = 4,76
pH = 7
pKb(NH4OH) = 4,76
NH4NO2
pH < 7
pKa(HNO2) = 3,29
NH4CN pH > 7
pKa(HCN) = 9,31

28.

Буферные растворы
Кислотные буферные системы
Основные буферные системы

29.

Механизм буферного действия
Катионы Н+ связываются основанием (акцептор протона)
Анионы ОН- связываются кислотой (донор протона)

30.

Уравнение Гендерсона-Гассельбаха
Кислотная буферная система
pH pK a lg
соль
кислота
Основная буферная система
основание
pH 14 pK b lg
соль

31.

Буферная емкость
Буферная емкость по кислоте
С Э ( HA) V ( HA)
Ba
pH Vбуф. р ра
Буферная емкость по основанию
С Э ( B) V ( B)
Bb
pH Vбуф. р ра