Кислотно-основные равновесия в растворах

Что читать?
Кислотно-основные равновесия в водных растворах. В.А. Собянин, Л.Ф, Крылова, А.И. Боронин, Г.А. Костин.
http://www.fen.nsu.ru/posob/gchem/acid_base.pdf
Карапетьянц М. Х., Дракин С. И. Общая и неорганическая химия.
Ахметов Н. С. Общая и неорганическая химия.

Вода

Кислоты и основания
Определения:
По Аррениусу:
Кислота. Вещество, которое при диссоциации дает ионы водорода (Н+)
Основание. Вещество, которое при диссоциации дает гидроксид-ионы (OН-)

Кислоты и основания
Определения:
По Брэнстеду:
Кислота. Частица донор протонов (Н+)
Основание. Акцептор протонов (OН-)
Йоханн Николаус Бренстед
кислота является донором, а основание — акцептором протонов;
кислоты и основания существуют только как сопряженные пары;
протон не существует в растворе в свободном виде, в воде он образует катион оксония (H3O+).

Примеры кислот и оснований по Брэнстэду
H2O + H2O ⇄ H3O + + OH-
кислота + основание ⇄ кислота + основание

Протонные/апротонные растворители
Протонные растворители – одновременно доноры и акцепторы протонов. (Акцепторы за счет не поделённых электронных пар N, O, F)
Апротонные растворители:
Полярные. Недиссоциирующие жидкости, обладающие сильным сольватирующим эффектом (Ацетонитрил (CH3CN))
Неполярные. Недиссоциирующие жидкости, обладающие слабым сольватирующим эффектом (четыреххлористый углерод СCl4).
Мы будем иметь дело только с водными растворами.

Вода

Логарифм
Функция обратная степени.
y = x2 ; lnxy = 2; x – основание логарифма
Как правило x = 10; e; 2.
1000 = 103; log101000 = 3 = lg1000
e = 2.718281828…
22026 = e10; ln22026=10
26=64; log264 = 6
9 сентября 1828 года родился великий русский писатель Лев Николаевич Толстой

Показатель
pH, pK, pβ – показатели водорода (водородный показатель), показатель константы равновесия, показатель константы комплексообразования
рН = –lg[H+]; рН = –lg[K]; р β = –lg[β].
pOH =
[H+] = [OH-] = 10-7 М
рН = –lg[H+] = –lg[10-7] = 7
рOН = –lg[OH–] = –lg[10-7] = 7
рН = рOН
рН + рOН = 14
–lg[OH–]

pH кислых и основных растворов
Протонов больше, чем гидоксид-ионов [H+] > [OH-] – кислый раствор.
[H+] < [OH-] – основной раствор.
кислый раствор рН < 7
основной раствор рН > 7
Соляная кислота в желудке человека имеет рН = 2, то есть концентрация [H+] = 10-2 М. Помня, что [H+][OH-] = 10-14 (или рН + рOН = 14) рOН = 12, а [OH-] = 10-12.

рН
Концентрация сильной соляной кислоты равна 1М. Чему равен pH? (Обратите внимание «Пэ Аш» – мужского рода)
рН = –lg[1] = –lg[100] = 0
Десятимолярная
НСl (C=10 М)
рН = –lg[10] = –1

Всегда ли нейтральный раствор имеет рН=7?

Всегда ли нейтральный раствор имеет рН=7?

Сильные и слабые кислоты

Сильные кислоты
C0(HСl) 0 0
0 0+ C0(HСl) 0+ C0(HСl)

Слабые кислоты

Слабые кислоты
C0(HА) 0 0
C0(HА)-х 0+х 0+х

Слабые кислоты

Слабые кислоты
C0(HА) 0 0
C0(HА)-х 0+х 0+х

Слабые кислоты

Слабые кислоты

Слабые кислоты

Давайте разбавим 1 М соляную кислоту

Самоионизация воды и сильные кислоты

Примеры растворов и смесей
Белильная известь
Молоко
Нефильтрованное пиво
Древесина
Кость
Кровь
Томатный сок
Мясной бульон
Рассол (свежеприготовленный)
Питьевая вода
Водка
Золото 585 пробы
Дюралюминий
Березовый сок
Стекло
Иод
«Зеленка»

Коллоидные растворы
Это смеси. Очень тонкие.
Растворы промежуточные между истинными растворами и взвесями с размером растворенных частиц от 1 до 100 нм.
Коллоидные растворы либо не прозрачны, либо рассеивают свет.

Истинные растворы
Истинные растворы – однофазные, термодинамически устойчивые системы, неограниченно стабильные во времени.
Прозрачные системы.
Движущими силами образования растворов являются:
энтропийный ∆Sсмеш= -R(xlnA+(1-x)lnB)
и энтальпийный факторы ∆H = ∆H(A-A) + ∆H(A-A) - ∆H(A-B).

Истинные растворы
В химической практике наиболее важны растворы, приготовленные на основе жидкого растворителя. Именно жидкие смеси в химии называют просто растворами. Наиболее широко применяемым неорганическим растворителем является вода. Растворы с другими растворителями называются неводными.
Если растворитель твердое вещество – то образуется твердый раствор. Мы их изучать не будем.

Исинные растворы
В конце XIX века в науке существовало 2 полярных взгляда на природу растворов. Один (Менделеев) объяснял свойства растворов образованием химических соединений растворителя с растворенным веществом. Другой (Аррениус, Вант-Гофф) предлагал рассматривать растворенное вещество как газ, частицы которого разделены инертным растворителем.
Сейчас очевидно, что во многих реальных растворах имеют место специфические межмолекулярные взаимодействия, т.е. такие взаимодействия, причиной которых являются химические свойства конкретных молекул. Они не могут быть описаны с применением какого-либо универсального потенциала, который пригоден во всех случаях.

Способы выражения концентраций

Влияние конц. на свойства
Свойства растворенного вещества изменяются значительно.
Соль. Была белой, твердой, тугоплавкой.
Углекислый газ. Летучий, без вкуса и запаха.
Свойства растворителя (т.е. уже раствора) изменяются в зависимости от количества растворенного вещества. Плавно и, как правило, линейно.
∆Tкип= i *C* b (i – изотонический коэффициент, b –эбуллиоскопическая константа)
∆Tкип= i *C* k (i – изотонический коэффициент, k – криоскопическая константа)
Диаграмма состояния медь-золото

Закон Рауля
Франсуа Мари Рауль

Концентрированные и разбавленные растворы.

Растворы электролитов
Растворы веществ проводящих электрический ток.
В XIX веке знали, что проводимость свойство заряженных частиц (ионов).
Однако не понятно, образовались ли ионы в растворе при растворении, или же возникли при приложении электрического поля.

Аррениус
Отклонения от закона Рауля.
Пришлось вводить i – изотонический коэффициент.
Сванте Август Аррениус
Так было доказано, что вещества дислоцируют на ионы.
Вильгельм Фридрих Оствальд
По измерению изотонического коэффициента измеряют
степень диссоциации, константы комплексообразования.

Сильные и слабые электролиты
Сильные электролиты – хорошо проводят электрический ток. Распадаются на ионы полностью.
Растворы всех хорошо растворимых солей,
Щелочи (M (OH)y (M=Li, Na, K, Rb, Cs, Fr, Sr, Ba, Ra, Tl(I))
Сильные кислоты (HCl, HBr, HI, (внимание! HF - слабая), HClO4, HClO3, H2SO4, H2SeO4, HNO3, CCl3COOH)
Слабые электролиты - плохо проводят электрической ток, но все же проводят.
Все слабые кислоты и щелочи, плохорастворимые слои

Сольватация
Сольвата́ция (от лат. solvo — растворяю) — электростатическое взаимодействие между частицами (ионами, молекулами) растворенного вещества и растворителя.

Сольватация
От алхимиков: Подобное в подобном. (лат. similia similibus curentur)
Вода и масло
Вода, I2 и CCl4

Концентрации сильных электролитов
При растворении образуется всегда больше ионов, чем исходного вещества.
NaCl → Na+ + Cl- - ионов больше в 2 раза. Количество катионов и количество анионов равно количеству взятого NaCl.
С(NaCl) = C(Na+) = C(Cl-)
AlCl3 → Al3+ + 3Cl- - ионов больше в 4 раза. Количество катионов равно количеству хлорида алюминия, количество анионов в три раза больше изначального хлорида алюминия.
С(AlCl3) = C(Al3+) = ⅓C(Cl-)
C(Cl-) = 3 С(AlCl3)

Уравнение электронейтральности

Правило фаз

Осмос
В случае, если растворитель и раствор разделены мембраной через который проходят молекулы растворителя, но не проходят молекулы растворенного вещества, то система уравнивает термодинамический потенциал растворителя за счет увеличения давления со стороны раствора. Т.е. чистый растворитель просачивается через мембрану в раствор.
P = iCRT
P = ρgh

Осмос
Состояние эритроцита в растворах NаСI различной концентрации (в гипотоническом растворе - осмотический гемолиз).