М. Рябов: Сборник основных формул по химии для ВУЗов

К • [Н 2O] = К (Н 2O ) = [Н +] • [OH¯] = 10 -14(22°C).

Ионное произведение воды– произведение концентраций [Н +] и [OH¯] – есть величина постоянная при постоянной температуре и равная 10 -14при 22°C.

Ионное произведение воды увеличивается с увеличением температуры.

Водородный показатель рН– отрицательный логарифм концентрации ионов водорода: рН = – lg[H +]. Аналогично: pOH = – lg[OH¯].

Логарифмирование ионного произведения воды дает: рН + рOH = 14.

Величина рН характеризует реакцию среды.

Если рН = 7, то [Н +] = [OH¯] – нейтральная среда.

Если рН < 7, то [Н +] > [OH¯] – кислотная среда.

Если рН > 7, то [Н +] < [OH¯] – щелочная среда.

Буферные растворы – растворы, имеющие определенную концентрацию ионов водорода. рН этих растворов не меняется при разбавлении и мало меняется при добавлении небольших количеств кислот и щелочей.

I. Раствор слабой кислоты НА, концентрация – с кисл, и ее соли с сильным основанием ВА, концентрация – с соли. Например, ацетатный буфер – раствор уксусной кислоты и ацетата натрия: CH 3COOH + CHgCOONa.

рН = рК кисл+ lg(с соли/с кисл).

II. Раствор слабого основания ВOH, концентрация – с осн, и его соли с сильной кислотой ВА, концентрация – с соли. Например, аммиачный буфер – раствор гидроксида аммония и хлорида аммония NH 4OH + NH 4Cl.

рН = 14 – рК осн– lg(с соли/с осн).

Гидролиз солей– взаимодействие ионов соли с водой с образованием слабого электролита.

Примеры уравнений реакций гидролиза.

I. Соль образована сильным основанием и слабой кислотой:

Na 2CO 3+ H 2O ↔ NaHCO 3+ NaOH

2Na ++ CO 3 2-+ H 2O ↔ 2Na ++ HCO 3¯ + OH¯

CO 3 2-+ H 2O ↔ HCO 3¯ + OH¯, pH > 7, щелочная среда.

По второй ступени гидролиз практически не идет.

II. Соль образована слабым основанием и сильной кислотой:

AlCl 3+ H 2O ↔ (AlOH)Cl 2+ HCl

Al 3++ ЗCl¯ + H 2O ↔ AlOH 2++ 2Cl¯ + Н ++ Cl¯

Al 3++ H 2O ↔ AlOH 2++ Н +, рН < 7.

По второй ступени гидролиз идет меньше, а по третьей ступени практически не идет.

III. Соль образована сильным основанием и сильной кислотой:

KNO 3+ H 2O ≠

К ++ NO 3¯ + Н 2O ≠ нет гидролиза, рН ≈ 7.

IV. Соль образована слабым основанием и слабой кислотой:

CH 3COONH 4+ H 2O ↔ CH 3COOH + NH 4OH

CH 3COO¯ + NH 4 ++ H 2O ↔ CH 3COOH + NH 4OH, рН = 7.

В ряде случаев, когда соль образована очень слабыми основаниями и кислотами, идет полный гидролиз. В таблице растворимости у таких солей символ – «разлагаются водой»:

Al 2S 3+ 6Н 2O = 2Al(OH) 3↓ + 3H 2S↑

Возможность полного гидролиза следует учитывать в обменных реакциях:

Al 2(SO 4) 3+ 3Na 2CO 3+ 3H 2O = 2Al(OH) 3↓ + 3Na 2SO 4+ 3CO 2↑

Степень гидролизаh – отношение концентрации гидролизованных молекул к общей концентрации растворенных молекул.

Для солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой:

[OH¯] = ch, рOH = – lg[OH¯], рН = 14 – рOH.

Из выражения следует, что степень гидролиза h (т. е. гидролиз) увеличивается:

а) с увеличением температуры, так как увеличивается K(H 2O);

б) с уменьшением диссоциации кислоты, образующей соль: чем слабее кислота, тем больше гидролиз;

в) с разбавлением: чем меньше с, тем больше гидролиз.

Для солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой

[Н +] = ch, рН = – lg[H +].

Для солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой

Протолиз – процесс передачи протона.

Протолиты – кислоты и основания, отдающие и принимающие протоны.

Кислота– молекула или ион, способные отдавать протон. Каждой кислоте соответствует сопряженное с нею основание. Сила кислот характеризуется константой кислоты К к.

Н 2CO 3+ Н 2O ↔ Н 3O ++ HCO 3¯

К к= 4 × 10 -7

[Al(Н 2O) 6] 3++ Н 2O ↔ [Al(Н 2O) 5OH] 2++ Н 3O +

К к= 9 × 10 -6

Основание– молекула или ион, способные принимать протон. Каждому основанию соответствует сопряженная с ним кислота. Сила оснований характеризуется константой основания К 0.

NH 3 × Н 2O (Н 2O) ↔ NH 4 ++ OH¯

К 0= 1,8 ×10 -5

Амфолиты– протолиты, способные к отдаче и к присоединению протона.

HCO 3¯ + H 2O ↔ Н 3O ++ CO 3 2-

HCO 3¯ – кислота.

HCO 3¯ + H 2O ↔ Н 2CO 3+ OH¯