Диссоциация кислот, оснований

И солей

Сила кислот, формулы которых в общем виде можно записать Н_nЭ (бескислородные) и Н_nЭО_n+m (кислородные), определяется природой элементов Э.

В бескислородных кислотах чем длиннее связь Э-Н, тем она менее прочна и тем сильнее кислота (К = 1,8×10^–16, К = 1×10^–8, K ₌ 1,7×10^–4).

В кислородных кислотах рассматривается фрагмент Э‑О‑Н. С увеличением прочности связи Э-О ослабевает (становится более ионной) связь О-Н, и сила кислот возрастает. Формально сила кислот с общей формулой Н_nЭО_n+m определяется величиной “m”.

Если m = 0, то кислоты очень слабые, К<1×10^–8 (HClO, H₃BO₃);

m = 1 – кислоты слабые, К<10^–2 (HNO₂, H₃PO₄, H₂SO₃, HClO₂);

m = 2 – кислоты сильные (HNO₃, H₂SO₄, HClO₃);

m = 3 – кислоты очень сильные (HClO₄, HMnO₄).

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато

H3PO4 H+ + H2PO4¯	K1= 7,5×10–3,
H2P H+ +	K2= 6,4×10–8,
HP H+ +	K3= 1,3×10–13,

Подобная картина наблюдается и для других многоосновных кислот, для которых, как правило, последовательные константы диссоциации относятся как 1:10^–5×10^–10, поэтому в водном растворе Н₃РО₄ концентрация ионов РО₄^3– пренебрежимо мала. Этим объясняется склонность многоосновных кислот давать кислые соли (NaH₂PO₄, Na₂HPO₄, NaHSO₄, NaHCO₃ и др.).

Ступенчато диссоциируют не только слабые кислоты; так H₂SO₄ по второй ступени диссоциирует как кислота средней силыH₂SO₄ H⁺ + HSO₄^–,

но HSO₄^– H⁺ + SO₄^2–, K₂ = 1,2×10^–2.

Многокислотные основания диссоциируют также ступенчато.

Например, Cr(OH)₃ Cr(OH)₂⁺ + OH^-

Cr(OH)₂⁺ Cr OH ²⁺ + OH^-

Cr OH²⁺ Cr³⁺ + OH^-.

Это приводит к образованию основных солей типа Cr(OH)₂Cl, Cr(OH)Cl₂.

Таблица 6.5

Константы диссоциации кислот и оснований (при 20⁰С)

Кислоты Первый класс: очень слабые кислоты НnЭОn (K < 10–7)
		K1
Хлорноватистая	HClO	3,2 ×10–8
Бромноватистая	HBrO	2 ×10–9
Иодноватистая	HIO	1 ×10–11
Кремневая	H4SiO4	1 ×10–10
Германиевая	H4GeO4	3 ×10–9
Борная	H3BO3	5,8 ×10–10
Мышьяковистая	H3AsO3	6 ×10–10
Сурьмянистая	H3SbO3	1 ×10–11
Второй класс: слабые кислоты НnЭОn +1 ( K =10–2 – 10–7)
Хлористая	HClO2	1,1 ×10–2
Cернистая	H2SO3	1,2 ×10–2
Селенистая	H2SeO3	0,3 ×10–2
Фосфорная	H3PO4	0,75 ×10–2
Мышьяковая	H3AsO4	0,5 ×10–2
Азотистая	HNO2	0,45 ×10–3
Угольная	H2CO3	0,45 ×10–6
Уксусная	CH3COOH	1,86 ×10–5
Третий класс: сильные кислоты НnЭОn+2 (Kт(1) > 103 Kт(2) » 10–2) 1)
Хлорноватая	HClO3
Серная	H2SO4
Селеновая	H2SeO4
Четвертый класс: очень сильные кислоты НnЭОn+3 (Kт(1) > 108)
Хлорная	HClO4
Марганцовая	HMnO4
Бескислородные кислоты K1 K2
Сероводородная	H2S	1,1×10–7	1,0×10–14
Селеноводородная	H2Se	1,7×10–4	1,0×10–12
Теллуроводородная	H2Te	2,3×10–3	1,0×10–11
Основания
		K1	K2
Гидроксид аммония	NH4OH	1,79×10–5	–
Гидроксид серебра	AgOH	1,1×10–4	–
Гидроксид бария	Ba(OH)2		2,3×10–1
Гидроксид бериллия	Be(OH)2		5,0×10–11
Гидроксид кальция	Ca(OH)2		3,1×10–2
Гидроксид свинца	Pb(OH)2	9,6×10–4	3,0×10–8
Гидроксид цинка	Zn(OH)2		1,5×10–9

Соли – сильные электролиты, реакции их диссоциации необратимы.

Средние соли

BaCl₂ ® Ba²⁺ + 2Cl^-

K₂CO₃ ® 2K⁺ + CO₃^2––

Кислые соли

NaHCO₃ ® Na⁺ + HCO₃^–

K₂HPO₄ ® 2K⁺ + HPO₄^2–

Основные соли

Fe(OH)Cl₂ ® Fe(OH)²⁺ + 2Cl^-

Bi(OH)₂NO₃ ® Bi(OH)₂⁺ + NO₃^-

Дальнейшая диссоциации кислых и основных ионов сильно смещена влево

Fe(OH)²⁺ Fe³⁺ + OH^-

HCO₃^– H⁺ + CO₃^2-

Ионное произведение воды

Вода является типичным амфотерным электролитом. В чистой воде в малой степени протекает электролитическая диссоциация

2H₂O H₃O⁺ + OH^-.

Для простоты вместо иона гидроксония записывают ион Н⁺

H₂O H ⁺ + OH^-.

При 25⁰С константа диссоциации воды

пренебрежимо мала, а, следовательно, концентрацию недиссоциированных молекул воды можно считать постоянной 1000/18 моль·л^–1 и тогда

К·[H₂O] = const = [H⁺]·[OH^–] = 1,8·10^–16·1000/18 »1×10^–14.

Произведение молярных концентраций ионов водорода и гидрооксид-ионов в воде и разбавленных водных растворах при постоянной температуре величина постоянная, называемая ионным произведением воды K_B.

В чистой воде при 25⁰C [H⁺] = [OH^–] = 10^–7 моль·л^–1. В водных растворах молярная концентрация ионов H⁺ и OH^– обычно не равны между собой, однако их произведение при 25⁰C всегда равно 10^–14. Следовательно, если задано значение [H⁺], то легко можно определить и [OH^–]. Увеличение концентрации водородных ионов вызывает соответствующее уменьшение концентрации гидроксид-ионов и наоборот.

В кислых растворах преобладают ионы H⁺

[H⁺] > 1·10^–7 моль·л^–1 и [OH^–] < 1·10^–7.

В щелочных растворах преобладают ионы OH^–

[H⁺] < 1·10^–7 моль·л^–1 и [OH^–] >1·10^–7.

Для характеристики кислотности среды вместо значений [H⁺] пользуются водородным показателем рН.

Водородный показатель - отрицательный десятичный логарифм молярной концентрации катионов водорода

рН= – lg[H⁺].

Аналогично гидроксильный показатель рОН равен ‑ lg[OH^–]

pH + pOH = –lgK_B = 14 при 25⁰С или pH = 14 – pOH.

В кислой среде рН<7, в нейтральной pH = 7, в щелочной pH>7.

Значения рН растворов могут быть точно определены только электрохимичесим путем. Для менее точной оценки рН используют кислотно-основные индикаторы – вещества, резко меняющие окраску в определенной области рН.

Буферные растворы

На состояние динамического равновесия, в котором находится раствор слабого электролита, сильно влияет присутствие одноименного иона. Так, диссоциация уксусной кислоты протекает по схеме

CH₃COOH CH₃COO^– + H⁺

и для этой реакции

Прибавление к раствору уксусной кислоты ее соли (СН₃СООNa®СН₃СОО^- + Na⁺) резко увеличивает концентрацию ионов СН₃СОО^- и смещает равновесие в сторону образования недиссоциированных молекул кислоты, концентрация которых почти равна концентрации кислоты. Подставив в выражение для константы диссоциации [CH₃COOH] = [кислота], а [CH₃COO^-] = [соль] (g = 1) и решая относительно [H⁺] получим

где K_k –константа диссоциации кислоты,

или

Следовательно, концентрация ионов Н⁺ этого раствора будет определяться соотношением концентрации кислоты и соли, взятых для его приготовления.

Аналогичную зависимость можно вывести для раствора слабого основания и его соли (например NH₄OH и NH₄Cl):

,

где K₀ –константа диссоциации основания,

или

.

Из приведенных выше уравнений видно, что концентрация ионов водорода при разбавлении сохраняется, ибо отношения [кислота]:[соль], [основание]:[соль] остаются постоянными. Добавление к таким смесям кислоты или щелочи приводит к связыванию избыточных ионов Н⁺ анионами слабой кислоты, а ОН^– – катионами слабого основания. Это смещает равновесие диссоциации слабого электролита, в результате чего концентрация Н⁺ практически не меняется. Растворы, содержащие смесь слабого электролита и его соли, сохраняющие характерные для него значения рН при разбавлении, добавлении небольших количеств сильных кислот или щелочей, называются буферными.

Если к одному литру ацетатного буфера, содержащего по 0,1 моля уксусной кислоты (К= 1,86×10^–5) и ее соли, имеющего

,

добавить 10 мл Iм HСl (0,01 моля), то в результате реакции

CH₃COO^– + H⁺ ® CH₃COOH

концентрация кислоты увеличится, а соли уменьшится на 0,01 моля; тогда

.

Добавление такого же количества щелочи приведет к увеличению [CH₃COO^–] и уменьшению [CH₃COOH] согласно уравнению:

CH₃COOH + OH^- ® CH₃COO^- + H₂O .

Тогда

Следовательно, и в том и в другом случае рН буферного раствора изменится на 0,09. Легко подсчитать, что добавление к 1 л воды 0,01 моля HCl или NaOH изменит рН на 5 единиц. Действительно, если в воде рН=7, то концентрация [H⁺] в 0,01М HCl – 0,01 моль×л^–1, то есть рН = 2; в 0,01М NaOH рОН = 2; рН = 12.

Буферные растворы сохраняют постоянство рН только до прибавления определенного количества сильной кислоты или щелочи, то есть буферные растворы обладают определенной “емкостью”.

Буферная емкость определяется количеством эквивалентов сильной кислоты или основания, которые необходимо добавить к 1 л буферного раствора, чтобы изменить его рН на единицу.

Очевидно, что чем концентрированнее буферный раствор, тем больше его буферная емкость, а разбавление, не изменяя рН буфера, уменьшает его емкость.

Буферные растворы широко используются в химических исследованиях и технологических процессах. Они играют большую роль в живом организме, поддерживая постоянство рН в крови и тканях.

Теории кислот и оснований

Со времен электролитической диссоциации Аррениуса (1880 г.), определяющей кислоты как вещества, диссоциирующие в водном растворе с образованием протонов Н⁺, а основания как вещества, поставляющие в раствор гидроксид-ионы ОН^–, характеристика кислотно-основных свойств веществ претерпела существенные изменения. Современные представления о кислотах и основаниях отражены в протонной (протолитической) теории Бренстеда-Лаури и в электронной теории Льюиса.

В протонной теории кислотой считается вещество, способное быть донором протонов, а основанием – их акцептор. Это условие выражается схемой

кислота основание + Н⁺.

Кислота и основание, участвующие в таком процессе, называются сопряженной кислотно-основной парой. Если две сопряженные пары привести в контакт, то между ними может произойти обмен протонами – протолиз. Химические реакции, сопровождающиеся протолизом, называются протолитическими

Н⁺ Н⁺

кислота 1 + основание 2 сопряжен. осн.1 + сопряжен. кисл.2

Кислота 1 превращается в сопряженное ей основание 1, а основание 2 – в сопряженную ему кислоту 2.

Например в реакции

HCl + H₂O = H₃O⁺ + Cl^–

HCl – кислота, Cl^– – сопряженное ей основание

Н₂О – основание, Н₃О⁺ – сопряженная кислота.

По протонной теории кислоты подразделяются на три типа:

1. Нейтральные (молекулярные)

HCl H⁺ + Cl^–

H₂SO₄ H⁺ + HSO₄^–

2. Анионные

HS H⁺ + S

H₂P H⁺ + HP

3. Катионные

NH₄⁺ NH₃ + H⁺

H₃O⁺ H₂O + H⁺.

Вещества, способные быть как донорами, так и акцепторами протонов, называют амфотерными протолитами или амфолитами.

[Fe(H₂O)₆]³⁺ + H₂O [Fe(H₂O)₅OH]²⁺ + H₃O⁺

к-та осн. осн. к-та

СO₃^2– + H₂O HCO₃^- + OH^-

осн. к-та к-та осн.

По протонной теории вода является амфолитом по отношению к самой себе

H₂O OH^– + H⁺ и H₂O + H⁺ [H₃O⁺], что объясняет автопротолиз воды

H⁺ H⁺

H₂O + H₂O OH^- + H₃O⁺

Согласно электронной теории основание – это соединение, поставляющее электронные пары для образования химической связи (донор электронных пар), а кислотно-основное взаимодействие заключается в образовании доноро-акцепторной ковалентной связи.

H₂O: + H⁺ ® [H₃O]⁺

^{основ. к-та}

H₃N: + BF₃ ® [NH₃:BF₃]

^{основ. к-та}

Cu²⁺ + 6H₂O: ® [Cu(:OH₂)₆]²⁺

^{к-та основ.}

Cu²⁺ + 4H₃N: ® [Cu(:NH₃)₄]²⁺

^{к-та основ.}

Рассмотренные теории кислот и оснований характеризуют разные особенности кислотно-основного взаимодействия и дополняют друг друга. Пользуясь ими, можно предсказать поведение веществ в различных растворителях в отличие от теории диссоциации Аррениуса, ограниченной водными растворами.

Гидролиз солей

В водных растворах соли полностью диссоциируют на катионы и анионы. Кроме них, в растворе есть ионы Н⁺ и ОН^-, образующиеся вследствие диссоциации молекул воды. Если при взаимодействии эти ионы с ионами соли образуют плохо диссоциирующие соединения (слабые кислоты и основания), то идет гидролиз 1) соли, то есть разложение соли водой с образованием слабого электролита. Возможность и характер протекания гидролиза определяется природой кислоты и основания из которых образована соль

1. NH₄Cl + H₂O NH₄ OH + HСl

NH₄⁺ +H₂O NH₄OH + H⁺

2. NaCN + H₂O HCN + NaOH

CN^- + H₂O HCN + OH^-

3. NH₄CN + H₂O NH₄OH + HCN

NH₄⁺ + CN^– + H₂O NH₄OH + HCN.

В первом случае гидролиз идет по катиону и рН<7, во втором – по аниону – рН>7, в третьем – по аниону и катионуи величина рН в этом случае зависит от относительной силы образующихся кислоты и основания. Соли, образованные сильными основаниями и сильными кислотами, гидролизу не подвергаются.

Для многозарядных катионов и анионов гидролиз протекает ступенчато, причем в основном по I-ой ступени.

Например, для хлорида железа (FeCl₃ ® Fe³⁺ + 3Cl^–), имеем:

Fe³⁺ + H₂O FeOH²⁺ + H⁺

FeOH²⁺ + H₂O Fe(OH)₂⁺ + H⁺

Fe(OH)₂⁺ + H₂O Fe(OH)₃ + H⁺.

Распространенной ошибкой при составлении уравнения гидролиза является использование сразу более одной молекулы воды. Сравните:

Правильно Fe³⁺ + H₂O FeOH²⁺ + H⁺

Неправильно Fe³⁺ + 3H₂O Fe(OH)₃ + 3H⁺.

Гидролиз иона железа, как и других многозарядных катионов, идет преимущественно по первой ступени из-за накапливания ионов Н⁺ и недостатка гидроксильных ионов, необходимых для образования электронейтрального основания.

В результате гидролиза многозарядных катионов образуются основные соли Fe(OH)Cl₂, Fe(OH)₂Cl, а гидролиз многозарядных анионов приводит к образованию кислых солей (NaHCO₃, NaH₂PO₄). Завершение гидролиза образованием соответствующих оснований и кислот возможно только при нейтрализации избыточных H⁺ и OH^-.

По Бренстеду гидролиз солей объясняется тем, что один из видов ионов таких солей подвергается протолизу.

Пример

Гидролиз карбоната натрия

а) диссоциация Na₂CO₃ ® 2Na⁺ + CO₃^2–

_{H+ H+}

б) протолиз CO₃^2– + H₂O ® HCO₃^– + OH^–.

осн. к-та к-та осн.

Произведение растворимости

К равновесным системам следует отнести также и систему труднорастворимый электролит – его насыщенный раствор. В этом случае мы имеем дело с динамическим гетерогенным равновесием

осадок насыщенный раствор,

AgCl_(k) Ag⁺_(p) + Cl^–_(p)

В этом растворе концентрация ионов чрезвычайно мала и вследствие этого взаимодействие их друг с другом практически отсутствует, g = 1, а = С.

Константу равновесия для гетерогенной системы можно записать так

концентрацию твердой фазы AgCl_k можно считать постоянной, тогда

K×[AgCl_k] = [Ag⁺]×[Cl^–] = ПР_AgCl = const.

С другой стороны согласно изотерме Вант-Гоффа

DG = DG_Ag⁺ + DG_Сl^– = [DG⁰_Ag⁺ + RT ln C_Ag⁺] + + [DG⁰_Cl^– + RT ln C_Cl^– ].

Так как DG⁰_Ag+, DG⁰_Cl^–и DG – постоянные величины, то

C_Ag+ × C_Сl ^– = ПР _AgCl = const

В общем виде уравнения

A_nB_{m (k)} nA_(p)^+m + mB_(p)^–n

ПР = [A^+m]ⁿ × [B^–n]^m.

В насыщенном растворе труднорастворимого сильного электролита произведение концентраций его ионов в степенях стехиометрических коэффициентов при данной температуре есть величина постоянная, называемая произведением растворимости (ПР).

Произведение растворимости характеризует растворимость труднорастворимого электролита при данной температуре. В общем виде выражение растворимости для электролита A_nB_m имеет вид

моль×л^–1.

Из двух однотипных солей, например CaSO₄ с ПР = 9×10^–6 и BaSO₄ с ПР = 1,1×10^–10, большей растворимостью L обладает та соль, у которой ПР больше.

Концентрация каждого из ионов в насыщенном растворе электролита может быть изменена, но при этом изменяется и концентрация другого иона так, что произведение концентраций сохраняет прежнюю величину. Поэтому, если в насыщенный раствор электролита ввести некоторое количество одного из ионов, входящих в состав электролита, то концентрация другого иона должна уменьшиться и часть растворенного электролита выпадет в осадок, то есть растворимость электролита понижается от введения в раствор одноименных ионов.

Изотерма Вант-Гоффа 1) для процесса растворения AgCl_k Ag⁺_p + Cl^–_pимеет вид

DG =DG⁰ + RT ln C_Ag+× C_Сl ^– .

В состоянии равновесия (DG = 0)

D G⁰ = – RT ln C_Ag+× C_Сl ^– = – RT ln ПР.

Тогда для изотермы имеем

D G = – RT ln ПР + RT ln ПК,

где ПК – произведение концентраций ионов (в степенях, соответствующих стехиометрическим коэффициентам) для системы в неравновесном состоянии.

Выводы:

1. Если ПК = ПР, DG=0 – система находится в состоянииравновесия (раствор насыщенный).

2. Если ПК<ПР, DG<0 – самопроизвольно протекает процесс растворения осадка.

3. Если ПК>ПР, DG>0 – возможен только обратный процесс – выпадение осадка.

Таким образом, сравнив ПК с ПР, можно установить растворяется или выпадает осадок при данной температуре.

Произведение растворимости малорастворимых в воде солей и оснований (t = 25⁰C)

Вещество	ПР	Вещество	ПР
AgCl	1,2×10–10	Mg(OH)2	6,8×10–12
AgBr	5,30×10–13	Ni(OH)2	2,0×10–15
AgJ	8,30×10–17	PbCO3	7,49×10–14
BaCO3	5,10×10–9	PbCl2	1,60×10–5
BaCrO4	1,20×10–10	PbCrO4	1,80×10–14
BaSO4	1,10×10–10	PbI2	1,10×10–9
CaCO3	4,80×10–9	Pb(OH)2	1,10×10–20
CaSO4	9,10×10–6	PbS	2,50×10–27
Cd(OH)2	2,20×10–16	PbSO4	1,60×10–8
CdS	7,90×10–27	Fe(OH)2	1,0×10–15
Co(OH)2	2,20×10–14	FeS	5,0×10–18
Cu2S	2,50×10–48	Hg2Cl2	1,13×10–18
CuS	6,30×10–36	Zn(OH)2	3,0×10–16

Примеры решения задач

1. Какова концентрация ионов водорода в 0,1М растворе уксусной кислоты, константа диссоциации которой 1,86×10^–5?

Решение.

CH₃COOH H⁺ +CH₃COO^–

По закону Оствальда К = a²С

,

тогда [H⁺]= Ca = 1,36×10^–2×0,1 = 1,36×10^–3моль×л^–1.

2. Вычислите ионную силу J, коэффициент активности g и активность 0,01М раствора HСl

Решение.

Согласно формуле

g = 0,90 (сравните значение g с табл. 6.2).

Активность HСl а =g×С= 0,9×0,01 = 0,009 моль×л^–1.

3. Чему равняется рН раствора, в литре которого содержится 0,051 г гидроксильных ионов?

Решение.

Молярная концентрация ионов ОН^– в растворе будет равна

моль×л^–1,

поскольку [H⁺]×[OH^–] = 10^–14

4. Исходя из значения ионного произведения воды, вычислите константу ее диссоциации при 25⁰С.

Решение.

H₂O OH^– + H⁺ где

5. Рассчитайте рН формиатного буфера, содержащего по 0,01М моль×л^–1 HCOOH и HCOONa (K_HCOOH =1,7×10^–4). Каким станет его рН после добавления к 1 л буферного раствора 0,002 моль твердого NaOH?

Решение.

а)

pH = – lg [H⁺] = – lg 1,7 ×10^–4 = 3,77.

б) после добавления щелочи

pH = – lg [H⁺] = – lg 1,13 ×10^–4 = 3,88.

DрН = 0,11.

6. Значение рН раствора, содержащего 0,1 моль×л^–1 CH₃COOH и 0,4 моль×л^–1 CH₃COONa, равно 5,34. Найдите константу диссоциации уксусной кислоты.

Решение.

рН = – lg [H⁺] = 5,34; lg [H⁺] = –5,34 ® [H⁺] = 4,57×10^–6

7. Растворимость гидроксида магния, Mg(OH)₂, при 20⁰С равна 1,2×10^–4 моль×л^–1. Найти произведение растворимости этого вещества.

Решение.

x x 2x

В соответствии с уравнением диссоциации концентрации ионов Mg²⁺ и OH^– в насыщенном растворе гидроксида магния равны соответственно

[Mg²⁺] = 1,2×10^–4 моль×л^–1

[OH^–] = 2,4×10^–4 моль×л^–1

ПР = 1,2×10^–4 ×(2,4×10^–4)² = 6,9×10^–12.

8. Какова растворимость Ag₂CrO₄? (ПР = 2,4×10^-12).

9. Во сколько раз растворимость щавелевокислого кальция CaC₂O₄ в 0,05М растворе (NH₄)₂C₂O₄ меньше, чем в чистой воде, если ?

Решение.

CaC₂O_{4 (к)} Сa_(p)²⁺ + C₂O_{4 (p)}^2–

а) растворимость CaC₂O₄ в чистой воде равна концентрации ионов Сa²⁺ и C₂O₄ ^2–

б) растворимость той же соли в 0,05М растворе (NH₄)₂C₂O₄ равна концентрации ионов Са²⁺ в растворе, а концентрация ионов С₂О₄^2– будет определяться концентрацией их в щевелевокислом аммонии, т.е. будет равна 0,05 моль×л^–1

0,05M 0,1M 0,05M,

тогда из ПР = [Ca²⁺] × [C₂O₄^2–] находим [Ca²⁺]

моль×л^–1.

в) Растворимость уменьшилась в .

10. Выпадет ли осадок углекислого кальция при смешении равных объемов 0,02М растворов хлористого кальция и углекислого натрия (ПР = 4,8×10^–9) ?

Решение.

а) концентрации ионов Ca²⁺ и СО₃^2– в смеси в два раза меньше исходных и равны 0,01 моль×л^–1.

б) ПК = [Ca²⁺]×[ СО₃^2–] = 0,01²=1×10^–4

в) ПК = 1×10^–4 > ПР = 4,8×10^–9 – осадок выпадает.

11. Какой из осадителей NaCl или Na₂CrO₄ является наиболее эффективным для ионов Ag⁺, если ПР_AgCl = 1,2×10^–10, ПР = 2,4 ×10^–12 ?

Решение.

Определим [Ag⁺] в насыщенных растворах хлорида и хромата серебра

а) AgCl_(k) Ag_(р)⁺+ Cl_(р)^–

^{x x x}

б)

x 2x x

моль×л^–1.

Вывод: NaCl – более эффективный осадитель, поскольку концентрация ионов Ag⁺ в насыщенном растворе AgCl меньше, чем в растворе Ag₂CrO₄.

Вопросы для самопроверки

1. Дайте определение степени диссоциации и коэффициента активности, назовите области применения этих понятий.

2. Выведите и сформулируйте закон разбавления Оствальда. Растворы каких электролитов ему подчиняются?

3. Напишите уравнеия диссоциации следующих соединений: H₂SO₃, Al(OH)₃, H₂SO_4, K₂SO₄, (NH₄)H₂PO₄, Al(OH)₂Cl.

4. Какие кислоты и основания относятся к слабым и какие к сильным электролитам?

5. Вычислите активность (активную концентрацию) 0,01М раствора NaCl. Значение g возьмите из таблицы 6.2.

6. Рассчитайте ионную силу J раствора, содержащего 0,01 моль×л^–1 HСl и 0,01 моль×л^–1 CaCl₂. В таблице 6.3 найдите значение g, соответствующее вычисленному значению J. Определите активность Н⁺.

7. Дайте определения кислот и оснований по протонной теории Бренстеда-Лаури. Укажите сопряженные кислоты и основания в равновесных системах.

[Bi(H₂O)₆]³⁺ + H₂O [Bi(H₂O)₅OH]²⁺ + H₃O⁺

NH₃ + H₂O NH₄⁺ + OH^–

NH₄⁺ + H₂O NH₄OH + H⁺

8. Дайте определение ионного произведения воды. Рассчитайте рН для 0,001М HCl; 0,1M CH₃COOH (K = 1×10^–5); 0,001M NaOH и 0,001M NH₄OH (K = 1×10^–5).

9. Что такое буферные растворы и буферная емкость? Вычислите рН буферных растворов состава :

0,1M CH₃COOH (K = 1×10^–5) и 0,01M CH₃COONa,

0,01M CH₃COOH и 0,1M CH₃COONa,

0,01M NH₄OH (K = 1×10^–5) и 0,001M NH₄Cl.

10. Составьте ионные уравнения гидролиза солей Bi(NO₃)₃, Ca(CN)₂, K₂S.

11. Определите растворимость PbCl₂ (ПР = 1×10^–6) в воде и сравните ее с растворимостью в 0,01н KCl (g = 0,9).

12. Выпадет ли осадок CaSO₄ (ПР = 9,1×10^–6), если слить равные объемы 0,001н Ca(CH₃COO)₂ и 0,01н H₂SO₄?

Экспериментальная часть

6.8.1. Определение константы диссоциации слабой кислоты электрометрическим методом

Электрометрический метод измерения рН раствора слабой кислоты дает возможность рассчитать ее константу диссоциации.

Для диссоциации слабой кислоты НА Н⁺ + А^- константа имеет вид

откуда .

Логарифмируя последнее равенство, имеем для рН раствора

рН = 1/2рК – 1/2 lg C,

где рК = – lg K, C – концентрация кислоты в моль×л^–1.

Если рН растворов нанести на график в виде функции – 1/2 lg C, то, согласно полученному уравнению, экспериментальные точки должны лечь на прямую. Отрезок, отсекаемый этой прямой на оси ординат, соответствует значению 1/2рК.

1. Приготовьте растворы слабой кислоты следующих концентраций: 0,1М; 0,05М; 0,025М; 0,0125М.

2. Измерьте рН растворов на рН–метре.

3. Постройте график в координатах: рН(–1/2lg C).

4. Опрелделите К графическим методом.

5. Сравните полученное значение К с табличным.

Результаты измерений запишите в таблицу.

С	lgC	–1/2lgC	pH	1/2pK	Kэкспер.	Kтабл.
						1,86×10–5