19. Константы кислотности и основности. Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды, pH среды. Индикаторы. Буферные растворы. Гидролиз солей. Константа гидролиза.

Константы кислотности и основности. Водородный показатель

Закон действующих масс применяется и для количественной характеристики кислотно-основных свойств различных веществ. В протолитической теории для этого используются константы кислотности и основности, а в теории электролитической диссоциации – константы диссоциации.

HCN + H2O H3O^+ + CN^- [H2O] const KK(HCN) = KC^.[H2O] = = 4,93^.10^–10 моль/л

HCN H^+ + CN^– Константа равновесия KC в этом случае называется константой диссоциации (или константой ионизации), обозначается К и равна константе кислотности в протолитической теории. K = 4,93^.10^–10 моль/л

Степень протолиза слабой кислоты ( ) в теории электролитической диссоциации называется степенью диссоциации (если только эта теория рассматривает данное вещество как кислоту).В протолитической теории для характеристики основания можно использовать его константу основности, а можно обойтись и константой кислотности сопряженной кислоты. В теории электролитической диссоциации основаниями считались только вещества диссоциирующие в растворе на катион и гидроксид-ионы, поэтому, например, предполагалось, что в растворе аммиака содержится " гидроксид аммония" , а позже – гидрат аммиака

Для характеристики кислотных и основных свойств растворов используется – водородный показатель (pH). pH = –lg[H⁺]

Водородный показатель – десятичный логарифм числового значения равновесной концентрации в растворе ионов оксония, взятый с обратным знаком. pH = –lg{[H₃O⁺]}. В чистой воде [H₃O⁺] = [OH^-] = 10^–7 моль/л, следовательно, pH = pOH = 7.

В растворе кислоты pH < 7.В растворе основания pH > 7.

Гидролиз солей – взаимодействие ионов соли с водой, в результате которого образуются слабые электролиты.

Константа гидролиза. случаи гидролиза

• соли сильного основания и слабой кислоты, KNO₂

K_o(NO₂^-) = K_h = K_c^.[H₂O] =

• соли слабого основания и сильной кислоты NH₄Cl

K_K(NH₄⁺) = K_h =

• соли слабого основания и слабой кислоты NH₄CN.

Ио́нное произведе́ние воды́ — произведение концентраций ионов водорода Н⁺ и ионов гидроксида OH⁻ в воде или в водных растворах, показатель уровня кислотности раствора. Вода, хотя и является слабым электролитом, в небольшой степени диссоциирует: H₂O + H₂O ↔ H₃O⁺ + OH⁻ Или H₂O ↔ H⁺ + OH⁻

Концентрация воды в воде, учитывая её малую степень диссоциации, величина практически постоянная (1000 г/л)/(18 г/моль) = 55,56 моль/л.При 22 °C константа диссоциации воды равна 1,8·10⁻¹⁶моль/л. K·[H₂O] = K_в = 1,8·10⁻¹⁶ моль/л·55,56 моль/л = 10⁻¹⁴моль²/л² = [H⁺]·[OH⁻] (при 22 °C).Константа K_в, равная произведению концентраций протонов и гидроксид-ионов, называется ионным произведением воды. Она является постоянной не только для чистой воды, но также и для разбавленных водных растворов веществ. C повышением температуры диссоциация воды увеличивается, следовательно, растёт и K_в, при понижении температуры — наоборот.

Индикаторы – вещества, которые обратимо изменяют свой цвет в зависимости от среды растворов (рН). Лакмус (рН=5,0-8,0),метилоранж (рН=3,1-44,4), фенолфталеин (рН=8,2-10,0).

Буферные растворы – это системы, которые препятствуют изменинию рН р-ра при его разбовлении или при добовлении сильных кислот или оснований. Буферные растворы: *смесь 2-х в-в (ацетатный буфер + ее соли либо слабое основание + ее соли- аммиачно-аммонийный буфер NH₃·H₂O+NH₄Cl, NaH₂PO₄+Na₂HPO₄), *из одного вещества (Na₂B₄O₇·10H₂O--бура)

рН=рКк-ты—lgСк-ты/Ссоли --для кислотно-солевого буфера.

рН=14—рКк-ты+ lgСосн./Ссоли –аммиачно-амфотерный буфер.