IV. Гидролиз солей слабого основания и слабой кислоты. Вывод аналитических зависимостей

KtA « Kt⁺ + A^–

Kt⁺ + A^– + НОН « KtOH + HA

К_г = [KtOH] [HA] / [Kt⁺] [A^–]

KtOH « Kt⁺ + OH^–

[KtOH] [HA] / [Kt⁺] [A^–]

К_b = Þ [KtOH] =

НА « Н⁺ + А^– К_а =

К_г = [KtOH] [HA] / [Kt⁺] [A^–] = =

Как следует из полученного уравнения, константа гидролиза не зависит от концентрации соли, образованной слабым основанием и слабой кислотой, а зависит от природы катиона и аниона K_a и K_b и от температуры, т.к. K_a и K_b от нее зависят.

Kt⁺ + A^– + НОН « KtOH + HA

С(1-h) С(1-h) Ch Ch

К_г = =

Соли слабых кислот и оснований значительно гидролизованы, поэтому в знаменателе величиной h пренебрегать нельзя.

=

Выведем аналитическую зависимость от рН среды для константы гидролиза

К_г = [KtOH] [HA] / [Kt⁺] [A^–]

[KtOH]=[HA], а [Kt⁺] = [A^–] = С_соли

К_г = [HA]² / С_соли ²

[HA] = =

К_г = =

=

[H⁺]² =

pH = –lg [Н⁺]= –lg = 7 –½ lgK_a + ½ lgK_b =7 + ½ рK_a – ½ pK_b

Ступенчатая диссоциация многоосновных кислот и многокислотных оснований. Расчет равновесий концентрации исходных веществ и продуктов электролитической диссоциации различных ступеней.

СТУПЕНЧАТАЯ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ

Многоосновниые кислоты и многокислотные основания диссоциируют ступенчато. Для кислот число возможных ступеней их диссоциации равно их основности, для оснований – кислотности. Их свойства особенно под влиянием природы растворителя могут существенно различаться.

Константа диссоциации предшествующей ступени всегда много больше таковой последующей ступени за счет того, что одноименные ионы продуктов реакции предшествующей ступени смещают равновесие электролитической диссоциации в стороны недиссоциированной формы (принцип Ле-Шателье).

Н₃РО₄ « Н⁺ +Н₂РО₄^–

Н₂РО₄^- « Н⁺ +НРО₄^2–

НРО₄^2- « Н⁺ +РО₄^3–

Диссоциация по первой ступени всегда больше, чем по следующим, т.к. от нейтральной частицы катиону водорода оторваться легче, чем от заряженного аниона.

Наличие последовательных ступеней электролитической диссоциации приводит к тому, что в растворе всегда имеются в соизмеримом количестве два типа анионов. (для 3-х и более основных кислотах). 3-им типом анионов можно пренебречь в силу малой его концентрации.

Н₃РО₄ Н₂РО₄^- НРО₄^2- РО₄^3-

Концентрация кислоты в растворе складывается из равновесных концентраций [Н₃РО₄] + [Н₂РО₄^-] + [НРО₄^2-] + [РО₄^3-] = C (Н₃РО₄)

Найдем долю каждой частицы в растворе r_i

=

=

=

Н₃РО₄ « Н⁺ +Н₂РО₄^–

C-Ca Ca

уравнение Аррениуса

его можно преобразовать к виду

В данном случае следует использовать константу диссоциации по 1-й ступени. Один из корней этого уравнение отбрасывают (отрицательное значение или значение больше нуля), другое используют a₁ или a₂.

(по первой ступени считаем)

Имеется слабая одноосновная кислота НА « Н⁺ + А^-

Найти зависимость концентрации анионов и недиссоциированной формы от исходной концентрации кислоты

, тогда

= + [A^-] = [A^-]

[A^-] = C_HA/ = ; =aC

Можно найти долю частиц доля анионов А^- в общей концентрации всех частиц.

Зависимость концентрации недиссоциированной формы от концентрации кислоты НА С_НА

=

Доля частиц