Теория кислот и оснований.

Первую теорию кислот и оснований предложил Аррениус на основании теории электролитической диссоциации. По Аррениусу кислотой является водородсодержащий электролит, дающий в водном растворе ион водорода, а основанием – гидроксидсодержащий электролит, дающий в водном растворе ион гидроксила. Электролиты, дающие в зависимости от условий в водных растворах ионы Н⁺ или ОН^-, были названы амфотерными.

Однако, эта теория неприменима к взаимодействиям, не сопровождающимися диссоциацией на ионы. Так, например, аммиак, реагируя с безводной HCl, дает соль NH₄Cl, а в водном растворе проявляет свойства основания, не имея гидроксильной группы.

Более общая протонная теория кислот и оснований была предложена Бренстедом и Лоури, применимая как к водным, так и неводным растворам. По этой теории кислота – это вещество, способное отдать протоны (донор протонов), а основание – вещество, способное принять протоны (акцептор протонов). Соотношение между кислотой и основанием можно представить схемой:

Основание + протон  кислота

Основание и кислоту, связанные данным соотношением, называют сопряженными. Взаимодействие между кислотой и основанием по этой теории имеет вид:

Кислота₁ + основание₁  кислота₂ + основание₂ 1.29

Например, реакцию между аммиаком и фтористым водородом можно представить уравнением:

.

В зависимости от партнера то или иное вещество может выступать как кислотой, так и основанием. Например, вода по отношению к аммиаку является кислотой, а по отношению к HF – основанием:

кислота основание кислота основание

Произведение растворимости

Как упоминалось выше, растворимость веществ в воде различна. Однако абсолютно нерастворимых веществ в природе не существует. Любое вещество, хотя бы в ничтожной степени, обладает растворимостью. Рассмотрим равновесие между твердым осадком трудно растворимой соли AgCl и ее ионами в водном растворе:

AgCl_тв Ag⁺ + Cl^-

Константа равновесия имеет вид:

1.30

Активность твердой фазы величина постоянная и выражение 1.30 преобразуют к виду, называемому произведением растворимости (ПР):

ПР_AgCl = 1.31.

В общем случае для трудно растворимого электролита A_pB_q произведение растворимости имеет вид:

1.32.

Произведение растворимости, как и растворимость, зависит от температуры.

Хотя ПР при данной температуре величина постоянная, растворимость вещества может меняться в зависимости от ряда условий:

1. присутствие в растворе электролита, не имеющего общих ионов с осадком. В этом случае растворимость увеличивается из-за изменения коэффициентов активности в сторону понижения.

2. присутствие в растворе электролита, имеющего общий ион с осадком. В этом случае растворимость, как правило, резко уменьшается.

3. присутствие в растворе вещества, способного образовывать комплексные соединения с ионами трудно растворимого вещества. В этом случае растворимость, как правило, резко возрастает.

Пример 12. Определите растворимость PbCl₂ в его насыщенном растворе и в растворе 0,1 m NaCl. =1.6*10^-5 .

РЕШЕНИЕ. Обозначим растворимость, выраженную в моляльностях, через x, тогда для насыщенного раствора =x*(2x)² = 4x³, так как PbCl₂  Pb²⁺ + 2Cl^-. Отсюда ≈ 0.016 m. В случае раствора NaCl будет иметь вид: , причем активность ионов хлора определяется NaCl и она равна (см.табл.2) 0,786*0,1=0,0786. тогда m.