Диссоциация воды. Константа диссоциации. Ионное произведение воды. Водородный и гидроксильный показатель.

Чистая вода слабо проводит электрический ток в результате низкой степени диссоциации, т.е. она является слабым электролитом.

H2O ↔ H+ + ОН- .

Константа её диссоциации может быть выражена следующим образом:

K = [H+][ОН-]/[H2O].

Её величина в стандартных условиях равна 1,8·10-16. В результате столь малой величины константы диссоциации концентрацию недиссоциированных молекул воды можно считать постоянной. Она равна 55,56 моль/л.

Эту концентрацию можно включить в константу равновесия.

Полученная в результате величина называется ионным произведением воды.

K[H2O] = [H+][ОН-] = КН2О = 1,008·10-14.

Ионное произведение воды – это произведение концентраций катионов водорода на концентрацию гидроксид-анионов. Для воды и разбавленных водных растворов при стандартной температуре ионное произведение воды – величина постоянная, равная 10-14.

Зная ионное произведение воды и концентрацию добавленной кислоты или основания можно концентрацию гидроксид-анионов или протонов в растворе.

Пользоваться на практике концентрациями ионов, являющихся очень малыми величинами, неудобно, поэтому был предложен так называемый водородный показатель.

 

Водородный показатель (рН) – величина, характеризующая концентрацию водородных ионов и численно равная отрицательному десятичному логарифму этой концентрации в моль/л.

рН = -lg[H+].

Аналогично гидроксильный показатель:

рОН = -lg[ОH-].

Сумма рН и рОН в разбавленных растворах и в чистой воде равна 14: рН + рОН = 14.

Величина водородного показателя равна:

- в нейтральном растворе рН =7;

- в кислом растворе рН < 7;

- в щелочном растворе рН > 7.

Расчет рН сильных и слабых кислот и оснований.    

Показатель концентрации рС = - lgC.

Показатель константы диссоциации рК = - lgК.

Формулы для вычисления рН в растворах кислот и оснований:

1. сильная кислота рН = рСкисл = - lg Скисл

2. сильное основание рН = 14 – рСосн = 14 + lgCосн

3. слабая кислота рН = (рКкисл + рСкисл)/2

4. слабое основание рН = 14 - (рКосн + рСосн)/2

 

Буферные растворы, их состав. Расчет рН буферных растворов. Значение буферных растворов.

Буферные растворы – растворы, которые поддерживают постоянное значение рН при добавлении небольших количеств сильной кислоты или сильного основания и при добавлении воды.

Состоят из:

1) слабой кислоты и её соли, образованной сильным основанием (например, ацетатный буферный раствор CH3COOH + CH3COONa); рН такого раствора рассчитывают по формуле:

рН = рКкисл – lg(Cкисл/Ссоли);

2) слабого основания и его соли, образованной сильной кислотой (например, аммиачный буферный раствор NH4OH + NH4Cl); рН такого раствора рассчитывают по формуле:

 рН = 14 – рКосн + lg(Cосн/Ссоли).

Буферные системы (гемоглобиновый и оксигемоглобиновый, белковый, бикарбонатный, фосфатный) участвуют в поддержании кислотно-щелочного равновесия в организме.

 

Гидролиз. Типы гидролиза. Константа и степень гидролиза.

Гидролиз соли – обратимое взаимодействие ионов соли с водой, приводящее к изменению соотношения между ионами водорода и гидроксид-анионами в растворе.

Гидролизу не подвергаются нерастворимые соли и соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой. При обычных условиях (без нагревания и разбавления) гидролиз идет по первой ступени (с одной молекулой воды на один ион соли).

Можно выделить три типа гидролиза:

1. гидролиз по аниону происходит в растворах солей, образованных слабой кислотой и сильным основанием

KCN ↔ K+ + CN-

CN- + HOH ↔ HCN + ОН-

K+ + CN- + HOH ↔ K+ + HCN + ОН-

KCN + H2O ↔ KOH + HCN

Реакции гидролиза, как правило, обратимы, и характеризуются константой равновесия

Кравн = [HCN][ОН-]/([CN-][H2O]).

Произведение константы равновесия и концентрации воды называется константой гидролиза

Кг = Кравн·[H2O] = [HCN][ОН-]/[CN-] = КН2О/КHCN.

Наряду с константой гидролиза реакции гидролиза характеризуются степенью гидролиза. Степень гидролиза – отношение концентрации соли. Подвергшейся гидролизу, к общей концентрации соли в растворе

h =([HCN]/Ссоли ) ·100% = ([OH-]/ Ссоли ) ·100%.

рН раствора соли рассчитывают по формуле:

рН =7 + (рКкисл + lg Ссоли)/2.

2. гидролиз по катиону происходит в растворах солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой

NH4Cl ↔ NH4 + + Cl-

NH4 + + HOH ↔ NH4OH + Н+

NH4 + + Cl- + HOH ↔ NH4OH + Н+ + Cl-

NH4Cl + H2O ↔ NH4OH + HCl

Константу гидролиза рассчитывают по формуле:

Кг = КН2О/КNH4OH

рН раствора соли рассчитывают по формуле:

рН =7 - (рКосн + lg Ссоли)/2.

3. гидролиз по катиону и аниону происходит в растворах солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой

NH4NO2 ↔ NH4 + + NO2-

NH4 + + HOH ↔ NH4OH + Н+

NO2- + HOH ↔ HNO2 + ОН-

NH4 + + NO2 - + HOH ↔ NH4OH + НNO2

NH4NO2 + H2O ↔ NH4OH + HNO2

Константу гидролиза рассчитывают по формуле:

Кг = КН2О/(КNH4OH·KHNO2)

рН раствора соли рассчитывают по формуле:

рН =7 + (рКкисл - рКосн)/2.

Необратимо гидролизуются соли, продукты гидролиза которых уходят из раствора в виде нерастворимых и газообразных с или газообразных соединений:

Al2S3 + 6 H2O → 2 Al(OH)3↓ + 3 H2S↑.__

 

Комплексные соединения. Донорно-акцепторная связь. Координационная теория А.Вернера, ее основные положения. Координационное число комплексообразователя. Номенклатура комплексных соединений.

Молекулярные соединения, образующие комплексные ионы, способные к существованию как в растворе, так и в кристалле, называют комплексными. Это соединения, характеризующиеся наличием хотя бы одной ковалентной связи, возникшей по донорно-акцепторному механизму.

Донорно-акцепторное взаимодействие — перенос заряда между молекулами донора и акцептора без образования между ними химической связи (обменный механизм); или передача неподеленной электронной пары от донора к акцептору, приводящая к образованию связи (донорно-акцепторный механизм).

Современные представления о комплексных соединениях базируются на координационной теории А.Вернера (1893 г). Основныеположения теории:

1. Центральное место в комплексном соединении занимает комплексообразователь.

2. Вокруг комплексообразователя расположены лиганды (адденды) – отрицательно заряженные ионы или нейтральные молекулы.

3. Комплексообразователь и лиганды образуют внутреннюю сферу комплексного соединения.

4. Ионы, не вошедшие во внутреннюю сферу, составляют внешнюю сферу комплексного соединения.

Число, показывающее, сколько лигандов удерживает комплексообразователь, называют координационным числом.

У лиганда есть координационная емкость – число координационных мест около центрального атома (комплексообразователя), которое может занимать данный лиганд.

Лиганды, занимающие во внутренней сфере одно место, называются монодентатными; занимающие два или более мест - полидентатными.

Химическая связь в комплексных соединениях - донорно- акцепторная. Она образуется за счет объединения неподеленной валентной пары электронов атома лиганда и вакантной орбитали комплексообразователя путем взаимного перекрывания облаков, в результате чего эта пара становится общей для обоих атомов.

Пространственное строение комплекса связано с типом гибридизации валентных электронных облаков комплексообразователя.__

Номенклатура комплексных соединений. Комплексные соединения называют по общему правилу: сначала – анион, а затем – катион в родительном падеже.

1. Название комплексного катиона составляют следующим образом: сначала указывают числа, используя греческие числительные, и названия отрицательно заряженных лигандов, затем числа и названия нейтральных лигандов; последним называют комплексообразователь, указывая степень окисления. Пример: [Al(H2O)6]Cl3 – хлорид гексаакваалюминия (III).

2. Название комплексного аниона составляют аналогично названию катиона и заканчивают суффиксом «ат». Пример: K3[Fe(CN)6] – гексацианоферрат (III) калия.

3. Названия нейтральных комплексов образуют так же, как и катионов, но комплексообразователь называют в именительном падеже, а степень окисления не указывают, так как она определяется электронейтральностью комплекса. Пример: [Fe(CO)5]пентакарбонилжелезо.