Сравнение кислотности и основности в разных растворителях — в помощь студенту

Сравнение кислотности и основности в разных растворителях - в помощь студенту


alt

Узнай стоимость своей работы

Бесплатная оценка заказа!

Оценим за полчаса!
  • Обратная связь
  • ПОЗНАВАТЕЛЬНОЕ
  • Сила воли ведет к действию, а позитивные действия формируют позитивное отношение
  • Как определить диапазон голоса — ваш вокал
  • Как цель узнает о ваших желаниях прежде, чем вы начнете действовать. Как компании прогнозируют привычки и манипулируют ими
  • Целительная привычка
  • Как самому избавиться от обидчивости
  • Противоречивые взгляды на качества, присущие мужчинам
  • Тренинг уверенности в себе
  • Вкуснейший «Салат из свеклы с чесноком»
  • Натюрморт и его изобразительные возможности

Применение, как принимать мумие? Мумие для волос, лица, при переломах, при кровотечении и т.д.

  1. Как научиться брать на себя ответственность
  2. Зачем нужны границы в отношениях с детьми?
  3. Световозвращающие элементы на детской одежде
  4. Как победить свой возраст? Восемь уникальных способов, которые помогут достичь долголетия
  5. Как слышать голос Бога
  6. Классификация ожирения по ИМТ (ВОЗ)
  7. Глава 3. Завет мужчины с женщиной
  8. Сравнение кислотности и основности в разных растворителях - в помощь студенту

Оси и плоскости тела человека — Тело человека состоит из определенных топографических частей и участков, в которых расположены органы, мышцы, сосуды, нервы и т.д.

  • Сравнение кислотности и основности в разных растворителях - в помощь студенту
    Отёска стен и прирубка косяков — Когда на доме не достаёт окон и дверей, красивое высокое крыльцо ещё только в воображении, приходится подниматься с улицы в дом по трапу.
  • Сравнение кислотности и основности в разных растворителях - в помощь студенту
    Дифференциальные уравнения второго порядка (модель рынка с прогнозируемыми ценами) — В простых моделях рынка спрос и предложение обычно полагают зависящими только от текущей цены на товар.
  • ИССЛЕДОВАНИЕ КИСЛОТНО-ОСНОВНЫХ
  • РАВНОВЕСИЙ В ВОДНЫХ РАСТВОРАХ
  • КОНДУКТОМЕТРИЧЕСКИМ МЕТОДОМ
  • Методические указания к лабораторной работе
  • по курсам «Физическая химия» и «Дополнительные главы физической химии»
  • для студентов, обучающихся по программе бакалавриата
  • по направлениям подготовки 240700 − Биотехнология
  • 240100− Химическая технология

Сравнение кислотности и основности в разных растворителях - в помощь студенту

УДК 66.092-977(075.8)

ББК 35.5я73

Составитель Степановских Е.И.

alt

Узнай стоимость своей работы

Бесплатная оценка заказа!
Читайте также:  Смысл - в помощь студенту

Оценим за полчаса!

ИССЛЕДОВАНИЕ КИСЛОТНО-ОСНОВНЫХ РАВНОВЕСИЙ В ВОДНЫХ РАСТВОРАХ КОНДУКТОМЕТРИЧЕСКИМ МЕТОДОМ: лабораторная работа / Екатеринбург: УрФУ, 2014. −16 с.

Рассмотрена лабораторная работа по разделу курсов «Физическая химия» и «Дополнительные главы физической химии».

Описание экспериментальной части лабораторной работы соответствует изданному ранее пособию [1], однако работа существенно переработана в связи с новыми рабочими планами специальностей и использованием нового оборудования.

К ней добавлено расчетное аналитическое задание, выполнение которого позволит исследовать вещества, по каким-либо причинам (дефицитность, ядовитость и т.д.) не применяемые в студенческом лабораторном практикуме. В конце указаний приведена многовариантная задача и необходимые справочные материалы.

Библиогр.: 4 назв. Рис.3. Прил

  1. © Уральский
  2. федеральный
  3. университет, 2014
  4. Цели работы
  5. Ознакомиться с кондуктометрическим методом исследования ионных равновесий в водных растворах слабых кислот и определить, согласно различным вариантам заданий, требуемую константу ионизации.
  6. Варианты заданий

А. Определение константы кислотности слабой кислоты НА и константы основности сопряженного с ней основания А- по электропроводности водного раствора кислоты.

Б. Расчет величины константы кислотности слабой кислоты НА и константы основности сопряженного с ней основания А- по известным экспериментальным данным.

Краткая теоретическая часть

Равновесие в растворах электролитов, через которые не проходит электрический ток, является динамическим, усредненным по времени и по объему.

Частицы раствора все время совершают хаотическое движение и перескакивают с одного места на другое.

В среднем все движения частиц скомпенсированы и направленного макроскопического перехода ионов и диполей в каком-либо направлении не происходит. Направленное передвижение ионов можно вызвать следующими причинами:

1. Изменение активности растворенного вещества в одной части раствора по отношению к другой. Это наблюдается, например, при электролизе: вблизи электрода концентрация может быть больше, чем в растворе. Идет самопроизвольный процесс выравнивания концентраций — диффузия.

2. Наложение электрического поля, которое вызывает направленное перемещение частиц – миграцию.

Ион движется как под действием градиента химического потенциала так и под действием градиента электрического потенциала, а общей силой действующей на ион является градиент электрохимического потенциала.

При изучении электропроводности целесообразно использовать переменный ток, тогда при движении заряженных частиц под действием электрического поля не будет возникать градиент химического потенциала и тогда диффузию можно не учитывать.

Электрическая проводимость (электропроводность) – это мера способности веществ проводить электрический ток. Это величина, обратная электрическому сопротивлению.

Удельная электропроводность (æ, каппа) − это величина, обратная удельному сопротивлению ( ) æ = , измеряется в Ом−1м−1.

Молярная электропроводность (l, лямбда). равна удельной электропроводности, деленной на концентрацию æ/ , измеряется в Ом-1×м2× моль-1.

Иногда используют эквивалентную электропроводность, которая равна удельной электропроводности, деленной на эквивалентную концентрацию ионов.

  • Эквивалентную концентрацию ионов можно найти, умножив концентрацию электролита на число данного иона в молекуле электролита ni и на абсолютное значение его заряда zi.
  • . (2)
  • При рассмотрении электропроводности растворов электролитов используют понятия скорости движения различных ионов , и абсолютной скорости движения иона под действием электрического поля напряженностью E, В/м
  • . (3)
  • Вводится также понятие — подвижность частиц вида i или ионная электропроводность (эквивалентная электропроводность)
  • , (4)
  • где F – число или постоянная Фарадея (или мольный электрический заряд) , F = 96485 Кл/моль.
  • Удельную электропроводность раствора с протекающими в нем r реакциями, в которых образуется i ионов, можно найти по формуле:
  • æ = . (5)
  • Рассмотрим, например, как можно найти электропроводность водного раствора слабого основания B. Учтем две реакции:
  • 1. Н2О + Н2О = Н3О+ + ОН- (6)
Читайте также:  Орбитальные взаимодействия через пространство и через связи - в помощь студенту

2. В + Н2О = ВН+ + ОН- . (7)

  1. За счет протекания этих реакций в растворе будут находиться ионы H3O+, OH− , BH+.
  2. Электропроводность раствора будет равна
  3. æ , (8)
  4. где − равновесные концентрации ионов. Они рассчитываются с учетом протекания обоих реакций по следующим балансовым соотношениям:
  5. ; ; , (9)
  6. где − плотности глубин реакций 1 и 2.
  7. Подстановка соотношений (9) в уравнение (8) приводит к выражению , связывающему удельную электропроводность раствора с плотностями глубин протекающих в растворе реакций
  8. æ . (10)

Если концентрация электролита мала, т.е. , то раствор называется предельной разбавленным. В бесконечно разбавленном растворе все характеристики носят дополнительное название «предельная»: предельная подвижность иона, предельная подвижность электролита.

  • Закон независимого движения ионов или закон Кольрауша: при бесконечном разведении в растворе электролита ионы переносят электрический ток независимо друг от друга.
  • . (11)
  • Из данных по измерению электропроводности раствора определенной концентрации можно найти степень электролитической диссоциации этого раствора
  • . (12)
  • Электропроводность раствора при бесконечном разведении обычно находят по справочным величинам подвижностей ионов по формуле (11).

Для большинства ионов величина подвижности находится в пределах (20-80)×10-4 Ом-1м2моль-1. Но существует два вида ионов, которые имеют аномально высокую подвижность: ионы гидроксония H3O+ и ионы гидроксила OH−. Это объясняется особым механизмом переноса заряда этими ионами в воде – так называемым, эстафетным механизмом.

Ион гидроксония способен передавать протон ближайшей молекуле воды. Если тока нет, то перескоки протона равновероятны в разных направлениях. Но если наложено электрическое поле, то повышается вероятность перескоков протона к молекуле воды в направлении поля.

Аномальную подвижность ионов гидроксила можно объяснить тем, что там протон перескакивает от молекулы воды к иону OH−.

Но в молекуле воды протон связан более прочно, чем в ионе гидроксония, поэтому подвижность ионов гидроксила меньше, чем подвижность ионов гидроксония.

349,8∙10−4 (Ом∙моль) -1м 2; 198,3∙10−4 (Ом∙моль) -1м 2.

Зависимость электропроводности сильного электролита от концентрации обусловлена ион-ионным взаимодействием. Наличие ионной атмосферы приводит к двум эффектам торможения движения центрального иона. Релаксационное торможение связано с конечным временем разрушения (релаксации) ионной атмосферы.

При движении центрального иона, ионная атмосфера в течение какого-то времени впереди иона не успевает образоваться, а сзади не успевает разрушиться. На центральный ион как бы действует электростатическая возвращающая сила, которая и замедляет его движение.

Электрофоретическое торможение связано с тем, что ион под воздействием электрического поля передвигается не в неподвижной среде, а в потоке движущихся ему навстречу противоионов.

Если сольватные оболочки катиона и аниона частично перекрываются, то при движении ионов в противоположных направлениях молекулы растворителя увлекаются за ними, что и вызывает этот эффект торможения. С учетом этих двух эффектов можно записать выражение для молярной (эквивалентной) электропроводности сильного электролита:

  1. , (13)
  2. где — эквивалентная электропроводность раствора сильного электролита при концентрации его с; — электропроводность раствора при бесконечном разведении; − уменьшение электропроводности раствора за счет ион-ионного взаимодействия, то есть за счет электрофоретического и релаксационного торможения движения ионов.
  3. Для 1,1-валентного электролита справедливо уравнение Онзагера :
  4. , (14)

где А и В — константы, зависящие от температуры, вязкости и диэлектрической проницаемости растворителя. На рис. 1 приведена графическая зависимость по уравнению (14), которая позволяет определить для сильных электролитов предельную электропроводность методом экстраполирования зависимости на нулевую концентрацию.

Вид зависимости удельной и эквивалентной электропроводностей от концентрации приведен на рис. 2 и 3. Сплошные линии на этих рисунках соответствуют слабому электролиту, пунктирные – сильному.

Рост удельной электропроводности с ростом концентрации электролита на рис. 2 связан в начале с увеличением числа ионов. Наблюдаемое затем уменьшение электропроводности объясняется возрастанием роли второго эффекта, связанного с ростом концентрации — увеличения вязкости электролита.

Из рис. 3. видно, что для слабого электролита графически невозможно определить величину предельной подвижности раствора, т.к. зависимость асимптотически приближается к оси. Значение предельных электропроводностей слабых электролитов находят линейной комбинацией подходящих реакций.

  • Зависимость подвижности от температуры определяется уравнением ; [a] = К-1 (15)
  • где a- температурный коэффициент электрической проводимости (для сильных кислот 0,016, для сильных оснований 0,019 и для солей 0,022).
  • Алгоритм выполнения задания А
  • Методика проведения эксперимента

В данной работе используют кондуктометры – специальные приборы, позволяющие определять сопротивление исследуемого раствора. Рассмотрим методику измерения удельной электропроводимости раствора при помощи анализатора жидкости серии Анион 4100 и датчика ДКВ. Для измерения удельной электропроводности растворов используется анализатор жидкости серии Анион 4100 (рис.4).

Управление работой прибора осуществляется с помощью клавиатуры и графического индикатора. Клавиатура прибора, изображенная на рис.5, кнопочная и содержит 13 кнопок – 12 функциональных и кнопку включения и выключения прибора.

Рис. 5

При включении прибора на экране измерений маркер может находиться в одной из четырех функциональных позиций. Необходимо перевести маркер кнопками “>” и “

Источник: https://megapredmet.ru/1-72241.html

Вопрос. Теория Бренстеда-Лоури. Равновесие в системе: кислота-сопряженное основание-растворитель. Константа кислотности и основности

  • Всеобщее признание получила протолитическая теория кислот и оснований Бренстеда-Лоури.
  • Кислоты – соединения, способные отдавать протон.
  • Основания – соединения, способные присоединять протон.
  • Кислотами и основаниями могут быть не только молекулярные частицы, но и заряженные.
  • Молекулярные кислоты: HCl = H+ + Cl-
  • Заряженные кислоты: NH4+ ↔ NH3 + H+
  • H2PO4- ↔ H+ + HPO42-
  • Молекулярные основания: NaOH ↔ Na+ + OH-
  • Заряженные основания: CH3COO- + H+ ↔ CH3COOH
  • Амфолиты– вещества, способные как присоединять, так и отдавать протон.
  • H2O ↔ H+ + OH-                           H2O + H+ ↔ H3O+
  • Кислоты, основания, амфолиты называются протолитами.
  • По теории Бренстеда-Лоури, они связаны между собой.
  • Кислота ↔ протон ↔ основание
  • Протолитическая реакция представляет собой взаимодействие двух кислотно-основных пар, одну кислотно-основную пару представляет протолит, другую – растворитель.
  • Направление переноса протона зависит от донорно-акцепторных свойств вещества и растворителя.
  • CH3COOH + H2O ↔ CH3COO- + H3O+
  • Акцепторные свойства у H2O выражены сильнее, чем у CH3COOH, среда кислая
  • NH3 + H2O ↔ NH4+ +OH-

Акцепторные свойства у NH3 выражены сильнее, чем у H2O. Протон переносится от H2O к NH3, среда щелочная.

По теории Бренстеда-Лоури диссоциация кислот и оснований предсталяет кислотно-основное взаимодействие, которое осуществляется за счет переноса протона от кислоты к основанию и образуются новые кислоты и основания.

Сила кислоты и основания в значительной степени зависит от кислотно-основных свойств растворителя. Силу протолитов и их свойства сравнивают по отношению к одному и тому же растворителю (например, к H2O).

Силу кислот и оснований характеризуют константами кислотности и основности.

HA + H2O ↔ H3O+ + A-

Сравнение кислотности и основности в разных растворителях - в помощь студенту

A-+ H2O ↔ HA + OH-

Сравнение кислотности и основности в разных растворителях - в помощь студенту

Из (2) находим aHAи подставляем в (1):

Сравнение кислотности и основности в разных растворителях - в помощь студенту

Дата добавления: 2018-02-18; просмотров: 566;

Источник: https://studopedia.net/1_52728_vopros-teoriya-brensteda-louri-ravnovesie-v-sisteme-kislota-sopryazhennoe-osnovanie-rastvoritel-konstanta-kislotnosti-i-osnovnosti.html

Лекции по физической химии — файл 16 ГЛАВА.doc

Лекции по физической химиискачать (9510.9 kb.)Реклама MarketGid: ГЛАВА 16. КИСЛОТНО-ОСНОВНЫЕ РАВНОВЕСИЯ В РАСТВОРАХ

16.1. Кислоты и основания

Теория электролитической диссоциации Аррениуса привела к определению кислоты как вещества, способного при диссоциации отщеплять ион водорода

  • НА L Н+ + А–,
  • ВОН L В+ + ОН–
  • Таким образом, носителями кислотных и основных свойств оказываются различные частицы – ионы Н+ и ОН–.

а основания – как вещества, при диссоциации которого выделяется ион гидроксила Развитая на основе этих представлений теория кислот и оснований включила разработку таких важных вопросов как нейтрализация, гидролиз, буферное действие, диссоциация воды и т.д. В то же время теория Аррениуса оказалась недостаточной для объяснения ряда свойств кислот и оснований. Исследования каталитической активности кислот показали, что она не может быть приписана только ионам водорода, каталитически активными являются также недиссоциированные кислоты, т.е. диссоциация с выделением ионов водорода не определяет кислотных свойств вещества.

Изучение неводных растворов кислот, например, хлористого водорода в бензоле, показало, что хотя в таких растворах ионы водорода не выделяются, кислоты реагируют с некоторыми металлами с образованием водорода, могут быть нейтрализованы основаниями, проявляют каталитическую активность. Установлено также, что кислотные и основные свойства могут проявлять другие ионы, например, ионы и в жидком аммиаке, а многие вещества проявляют кислотные или основные свойства в зависимости от растворителя.

Установлено также, что протон в свободном виде в растворах практически не существует в заметных количествах, а находится в виде сольватированных ионов: в водных растворах в виде иона гидроксония Н3О+, в этиловом спирте – в виде иона этоксония С2Н5О, в уксусной кислоте – СН3СОО и т.д.

В связи с этим были предложены новые теории кислот и оснований, учитывающие недостатки прежних представлений. Так, химические теории в качестве основного признака кислотно-основного взаимодействия рассматривали солеобразование, причем продукт этого взаимодействия – соль – может быть получен без участия воды.

В связи с этим были введены понятия “ангидрокислота” и “ангидрооснование”. Например, ангидрокислота SO3, реагируя с ангидрооснованием Na2O, образует соль Na2SO4.

Развитие химических теорий привело к представлениям об амфотерности водородных кислот, причем продукт присоединения кислоты к растворителю рассматривается как соль, которая называется ониевой. Так, уксусная кислота в воде образует ониевую соль H3O+.

CH3COO– и проявляет кислотные свойства, а в хлорной кислоте СН3СООН является основанием и образует соль (перхлорат ацилония).

В теории сольвосистем положения теории электролитической диссоциации распространяются на растворители, способные к автоионизации 2S L + (S – молекула растворителя). По этой теории, вещество, которое при растворении в данном растворителе отщепляет тот же катион, что и растворитель (), является кислотой.

Основанием является вещество, отщепляющее тот же анион, который образуется при автоионизации (). При взаимодействии кислоты с основанием образуется соль и молекулы растворителя S.

Например, в жидком аммиаке, схему автопротолиза которого можно записать как 2NH3 L + , кислотой является NH4Cl, основанием – NaNH2, а продуктом нейтрализации – NaCl.

По теории Льюиса кислотой является вещество, молекулы которого могут присоединять свободную пару электронов (акцептор пары электронов), а основанием – вещество, молекулы которого могут быть донорами пары электронов.

  1. ^
  2. В качестве основного признака кислотно-основных взаимодействий Бренстед рассматривает перенос протона, и кислотой является вещество А, способное отщеплять протон (донор протонов):
  3. А  Н+ + В, (16.1)
  4. В + Н+  А (16.2)
  5. АI + ВII L BI + АII (16.3)
  6. кислота I основание II основание I кислота II

Наиболее широкое распространение получила протолитическая теория кислот и оснований, основные положения которой сформулированы Бренстедом в 1923 г. а основанием – вещество В, способное присоединять протон (акцептор протонов): Как кислота А, так и основание В могут быть нейтральными молекулами или заряженными частицами (катионные и анионные кислоты и основания). В растворе реакция отщепления протона (16.1) не осуществляется изолированно, в растворе должны быть частицы, способные присоединять протон, т.е. основание, в качестве которого может выступать какое-либо растворенное вещество или растворитель. Таким образом, в растворе находятся две протолитические системы и продуктами кислотно-основного взаимодействия являются новые кислота и основание:

Кислота АI (или АII) и соответствующее ей основание ВI (или ВII) называются сопряженной парой. Сильная кислота при этом сопряжена с относительно слабым основанием, а слабая кислота – с относительно сильным основанием.

Читайте также:  Древняя русь. образование древнерусского государства - в помощь студенту

Схема (16.3) позволяет описать ряд реакций в растворах электролитов с единой точки зрения. Ниже приводятся некоторые примеры таких реакций:

кисл. АI основ. ВII основ. ВI кисл. АII реакция

  • HCl + NH3 L Cl– + cолеобразование
  • HCl + H2O L Cl– + H3O+ диссоциац. кислоты
  • H2O + NH3 L OH– + диссоц. основания
  • H2O + H2O L OH– + H3O+ автоионизация
  • + H2O L NH3 + H3O+ гидролиз катиона
  • H2O + CH3COO– L OH– + CH3COOH гидролиз аниона
  • HSO4– + OH– L SO42– + H2O нейтрализация

Реакция автоионизации (автопротолиза) характерна не только для воды, но и для ряда других растворителей – аммиака (NH3 + NH3 L + ), спиртов (ROH + ROH L RO– + R) и т.п.

Ионы, возникающие в результате сольватации протона молекулой растворителя, называют ионами лиония (гидроксониевый Н3О+, аммониевый , этоксониевый С2Н5), а ионы, образовавшиеся в результате отщепления протона от молекулы растворителя, – лиат-ионами (алкоголят-ион RО–).

По способности к участию в кислотно-основных взаимодействиях можно выделить несколько групп растворителей.

Апротонные растворители не способны к автопротолизу. Они или не участвуют в протолитических реакциях (например, бензол, четыреххлористый углерод) или проявляют основные свойства (диметилсульфоксид, диметилформамид).

Протогенные, или кислые растворители способны отщеплять протон (уксусная, серная кислоты).

Протофильные, или основные растворители способны связывать протон (жидкий аммиак).

Амфотерные растворители проявляют как кислотные, так и основные свойства (вода, спирты). В определенной степени проявляет амфотерные свойства большая часть полярных растворителей, в том числе считающиеся протогенными или протофильными, что проявляется в реакциях автопротолиза.

Кислотно-основные свойства растворенных веществ определяются сродством к протону молекул растворителя. Если лиат-ион имеет меньшее сродство к протону, чем растворенное вещество, то это вещество ведет себя как основание (например, аммиак в воде). Если же молекула растворителя имеет большее сродство к протону, чем основание, сопряженное с растворенным веществом, то это вещество ведет себя как кислота (уксусная кислота в воде).

^

Силу кислот и оснований в теории Бренстеда выражают при помощи констант кислотности и основности. Термодинамическая константа кислотности K кислоты А и термодинамическая константа основности K основания В определяются соотношениями (заряды частиц не указаны):

A L H+ + В . (16.4)

В + Н+ L А . (16.5)

Очевидно, что для сопряженной пары KaKb = 1.

Константы кислотности и основности измерить невозможно, потому что нельзя изолированно осуществить в растворе реакции (16.4) или (16.5).

Обычно в протолитических равновесиях участвуют две сопряженные пары I и II, и такие реакции характеризуют константами равновесия, которые называются константами протолиза.

Термодинамическая константа протолиза представляет собою константу равновесия реакции между кислотой АI и основанием ВII:

AI + BII L BI + AII . (16.6)

В разбавленных растворах вместо активностей можно брать равновесные концентрации, тогда получают кажущиеся константы протолиза KI,II.

Если одним из участников протолитического равновесия является растворитель S, то его активность или концентрацию можно включить в константу равновесия, так как обычно растворитель берется в большом избытке и его концентрацию можно считать постоянной; в этом случае получают условные константы протолиза. С растворителем может взаимодействовать кислота А или основание В, поэтому получают два типа констант KA,S или KB,S. Для кислоты, реагирующей с растворителем

А + S L В + SН+ . (16.7)

или где квадратные скобки обозначают равновесные концентрации. В классической теории, величины, определенные уравнением (16.7), называются константами диссоциации кислот. Так, например, для уксусной кислоты в воде

СН3СООН + Н2О L СН3СОО- + Н3О+

константа диссоциации или В случае основания, реагирующего с растворителем

В + S L ВН+ + S–,

условная константа протолиза

или . (16.11)

Например, для аммиака в воде

NH3 + H2O L NH4+ + OH–

или . (16.12)

Константы (16.12) в классической теории называют константами диссоциации оснований, хотя, как видно из уравнений, диссоциации как таковой не происходит, а напротив, протон присоединяется к основанию.

Легко видеть, что константы протолиза всегда можно представить как произведение (или отношение) констант кислотности Ka (или основности Kb) соответствующих кислот и оснований сопряженных пар.

Так, для процесса диссоциации уксусной кислоты НАс в воде константу равновесия можно представить как отношение констант кислотности уксусной кислоты Ka,HAc и гидроксоний-иона :

НАс L Н+ + Ас- . (16.13)

Н3О+ L Н2О + Н+ (16.14)

. (16.15)

Включив активность воды как постоянную величину в значение константы KHAc= , получим выражение для константы диссоциации (16.9).

Константу равновесия (16.15) можно также представить как произведение констант кислотности уксусной кислоты (16.13) и основности воды:

Н2О + Н+ L Н3О+ ; (16.16)

.

Аналогично для процесса (16.12) константу протолиза аммиака можно выразить через константы основности аммиака и гидроксил-иона:

NH3 + H+ L NH4+ . (16.17)

OH– + H+ L H2O ; (16.18)

(16.19)

или через константу основности аммиака (16.17) и константу кислотности воды:

H2O L OH– + H+ . (16.20)

. (16.21)

Константа диссоциации аммиака

. (16.22)

Теория Бренстеда получила значительное распространение, поскольку она охватывает все кислотно-основные процессы, связанные с участием доноров (кислот) и акцепторов (оснований) протонов. Кроме того, теория дает возможность получить ряд уравнений для расчета констант электролитической диссоциации и зависимости их от свойств растворителя, в частности, от диэлектрической проницаемости среды.

^

Вода является слабым электролитом и ее диссоциацию можно представить уравнением автопротолиза растворителя:

2Н2О L Н3О+ + ОН–

Степень диссоциации воды незначительна. Исходя из значения удельной электрической проводимости воды (3,8.10–8 Ом–1см–1 при 18 С), можно посчитать, что при этой температуре = 1,4.10–9, т.е. один ион гидроксония приходится на 7,14.

108 молекул воды. В связи с этим величиной по сравнению с единицей можно пренебречь и считать активность воды в разбавленных растворах постоянной.

Тогда константу равновесия KW реакции диссоциации воды можно представить следующим образом:

. (16.23)

Константа KW называется ионным произведением воды. В общем случае для любого растворителя S, подвергающегося автопротолизу по схеме 2S L S+ + S–, константу KS = называют ионным произведением среды.

Ионное произведение воды в разбавленных растворах зависит только от температуры и не зависит от добавок электролитов, в том числе кислот и оснований. При температуре 25oС эту величину можно принять равной

1.10–14.При этих условиях в чистой воде концентрация ионов [Н3О+] = [ОН–] = 1.10–7 моль/л. Обычно принято содержание этих ионов в растворе представлять не в форме непосредственно концентраций, а через отрицательный десятичный логарифм их концентраций (активностей) рН или рОН, называемый показателем концентрации ионов водорода или ионов гидроксила:

рН = – lg [Н3О+] или рН = – lg. (16.23)

рOН = – lg [ОН-] или рOН = – lg. (16.24)

Тогда уравнение (16.23) можно записать в виде

pKW = – lgKW = рН + рОН. (16.25)

  1. Таблица 16.1
  2. (pKW = – lgKW)
  3. _____________________________________________________
  4. T, K pKW T, K pKW
  5. _____________________________________________________
  6. _____________________________________________________

Ионное произведение воды при разных температурах 273,15 14,9435 303,15 13,8330 283,15 14,5346 313,15 13,5348 293,15 14,1669 323,15 13,2617 298,15 13,9965 333,15 13,0171 При 25С pKW = 14 и в чистой воде рН = рОН = 7. При добавках кислот к воде концентрация ионов водорода возрастает и в таких растворах рН < 7, а рОН > 7, в сильно кислых средах величина рН может стать отрицательной, тогда рОН > 14; в щелочных растворах рН > 7 и рОН < 7. При других температурах рН нейтральной Среды отличается от 7 (см. таблицу 16.1).

  • ^
  • НА + Н2О L Н3О+ + А–
  • ,
  • где c – аналитическая концентрация кислоты, – степень ее диссоциации. Концентрацию ионов гидроксония в растворе можно вычислить, решив уравнение
  • (16.26)

Диссоциация слабой кислоты НА сводится к ее взаимодействию с водой: В случае разбавленных водных растворов можно принять коэффициенты активности частиц равными единице и активность приравнять равновесным концентрациям. В этом случае по закону разведения Оствальда константа диссоциации кислоты

В случае слабой кислоты, когда

Источник: https://gendocs.ru/v35368/?cc=8

Большая Энциклопедия Нефти и Газа

Cтраница 1

Относительная кислотность РїРѕ Льюису органических растворителей, определенная хроматографическим методом.  [1]

Относительную кислотность спиртов разного строения определили Хайн Рё Хайн [71] индикаторным методом. Константа ионизации изопропанола была условно принята Р·Р° единицу.  [3]

Обращение относительной кислотности фенола Рё РїРёРєСЂРЅРёРѕРІРѕР№ кислоты РїСЂРё переходе РѕС‚ РІРѕРґС‹ Рє ДМСО обусловлено различной способностью этих растворителей образовывать водородные СЃРІСЏР·Рё.  [4]

Определение относительной кислотности раствора электролита в данном неводном растворителе принципиально не отличается от определения ее для водных растворов.

Те м не менее при определении рН в неводных растворах допускается большое количество ошибок.

Например, при измерении рН неводных растворов по отношению к насыщенному водному каломельному электроду возникают наиболее серьезные ошибки.

Величины СЂРќ неводных растворов РЅРµ РјРѕРіСѓС‚ быть правильно измерены, если пользоваться для измерения СЂРќ неводных растворов СЂРќ — метром, откалиброванным РїРѕ водным стандартам.  [5]

Определение относительной кислотности раствора электролита в данном неводном растворителе принципиально не отличается от определения ее для водных растворов.

Тем не менее при определении рН в неводных растворах допускается большое число ошибок.

Например, при измерении рН неводных растворов по отношению к насыщенному водному каломельному электроду возникают наиболее серьезные ошибки.

Значения СЂРќ неводных растворов РЅРµ РјРѕРіСѓС‚ быть правильно измерены, если пользоваться для измерения СЂРќ неводных растворов СЂРќ — РјРµ-тром, откалиброванным РїРѕ водным стандартам.  [6]

РћР± относительной кислотности предельных углеводородов жирного СЂСЏРґР° удается сделать заключение косвенно, сравнивая эффективность, СЃ которой РѕРґРЅРѕ Рё то же вещество металлируется натрий — Рё литийалкилами СЃ РїСЂСЏРјРѕР№ Рё разветвленной цепью атомов углерода Рё СЃ разным РёС… числом.  [7]

Эту относительную кислотность Рё определяют СЃ помощью масс-спектров.  [8]

РџРѕ признаку относительной кислотности или щелочности реакционной среды можно разделить процессы восстановления РЅР° три основные РіСЂСѓРїРїС‹: 1) такие процессы, которые проводятся РІ присутствии кислотных агентов, 2) такие, которые используют практически нейтральную среду, Рё 3) проводимые РІ щелочной среде. РћР± этом приходится пожалеть: исследования РІ этом направлении могли Р±С‹ быть очень плодотворными Рё разрешить РјРЅРѕРіРѕ недоуменных РІРѕРїСЂРѕСЃРѕРІ практики.  [9]

Такие измерения относительных кислотностей, проведенные РІ соответствующих растворителях, позволяют для последовательных СЂСЏРґРѕРІ кислот установить приближенные константы диссоциации, даже РІ случае чрезвычайно слабых кислот, совершенно аналогично тому, как если Р±С‹ РёС… можно было определить непосредственно РІ РІРѕРґРЅРѕРј растворе.  [10]

Некоторым значениям относительной кислотности, приведенным а табл. 7.2, легко дать рациональное объяснение.

Например, РїРѕСЂСЏРґРѕРє повышения кислотности РІ СЂСЏРґСѓ: PliCHj; Ph2CH2 Ph3CH отражает способность каждой последующей фенильной РіСЂСѓРїРїС‹ Рє дальнейшей РґРµ локализации отрицательного заряда РЅР° углеродном атоме Рё Рє соответствующему повышению стабилизации карбаниона. Гораздо большая кислотность фдуррека РїРѕ сравнению СЃ дибензциклогептатриеном [ примеры ( 5) Рё ( 6) ] отражает ароматическую стабилизацию циклопента-дненильного кольца РІ анионе флуорена.  [11]

Сведения об относительной кислотности и основности воды и D2O становятся необходимыми, когда речь заходит об изотопных эффектах растворителя.

Этот РІРѕРїСЂРѕСЃ РїРѕРґСЂРѕР±РЅРѕ рассматривается РІ РѕРґРЅРѕР№ РёР· опубликованных недавно статей [284], авторы которой приписывают Рќ2Рћ Рё D2O примерно одинаковую основность.  [12]

  • Такие измерения относительных кислотностей, проведенные РІ соответствующих растворителях, позволяют для последовательных СЂСЏРґРѕРІ кислот установить приближенные костанты диссоциации, даже РІ случае чрезвычайно слабых кислот, совершенно аналогично тому, как если Р±С‹ РёС… можно было определить непосредственно РІ РІРѕРґРЅРѕРј растворе.  [14]
  • Такие измерения относительных кислотностей, проведенные РІ соответствующих растворителях, позволяют для последовательных СЂСЏРґРѕРІ кислот установить приближенные константы диссоциации, даже РІ случае чрезвычайно слабых кислот, совершенно аналогично тому, как если Р±С‹ РёС… можно было определить непосредственно РІ РІРѕРґРЅРѕРј растворе.  [15]
  • Страницы:      1    2    3    4

Источник: https://www.ngpedia.ru/id84698p1.html

Ссылка на основную публикацию