22. Понятие о протолизе

В настоящее время все большее распространение приобретает протонная теория, которая объясняет кислотные свойства кислот и оснований процессами протолиза (передачи протонов H⁺), протекающими между растворенным веществом и растворителем.

В соответствии с этой теорией одно вещество (HA) в функции кислоты (донора протонов) вступает в кислотно-оснoвное взаимодействие с другим веществом B⁻, выполняющим функции основания (акцептора протонов):

HA + B⁻   A⁻ + HB⁺

Продукты реакции - новое основание A⁻ и новая кислота HB (сопряженные с реагентами HA и B⁻соответственно) также вступают в кислотно-основное взаимодействие между собой. Это делает реакциюобратимой и приводит всю систему в состояние протолитического равновесия. При этом растворитель(например вода) может выступать как в роли основания (тогда растворенное вещество выполняет функцию кислоты), так и в роли кислоты (тогда растворенное вещество выполняет функцию основания).

В чистой воде имеет место обратимая реакция автопротолиза:

H₂O + H₂O   OH⁻ + H₃O⁺

Растворенные в воде вещества могут выполнять по отношению к ней функции кислоты или основания. Такие вещества называют протолитами в водном растворе.  Если протолит HA (молекула или ион) - кислота, то обратимая реакция протолиза имеет вид:

HA + H₂O   A⁻ + H₃O⁺

В случае сильной кислоты протолиз протекает необратимо:

HA + H₂O = A⁻ + H₃O⁺

Если протолит A⁻ (молекула или ион) - основание, то обратимая реакция протолиза такова:

A⁻ + H₂O   HA + OH⁻

Сильное основание подвергается необратимому протолизу:

A⁻ + H₂O = HA + OH⁻

Щелочи (сильные хорошо растворимые основания) в растворах подвергаются необратимой диссоциации, например:

NaOH⁻= Na⁺ + OH⁻

С ростом температуры и с разбавлением растворов равновесия протолитических реакций и существенно сдвигаются вправо, степень протолиза (определяемая аналогично степени диссоциации, см. выше) увеличивается.

Водоро́дный показа́тель, pH (произносится «пэ аш», английское произношение англ. pH — piː'eɪtʃ «Пи эйч») — мера активности (в очень разбавленных растворах она эквивалентна концентрации) ионов водорода в растворе, и количественно выражающая его кислотность, вычисляется как отрицательный (взятый с обратным знаком) десятичный логарифм активности водородных ионов, выраженной в молях на литр:

Ио́нное произведе́ние воды́ — произведение концентраций ионов водорода Н⁺ и ионов гидроксида OH⁻ в воде или в водныхрастворах, константа автопротолиза воды.

Вывод значения ионного произведения воды

Вода, хотя и является слабым электролитом, в небольшой степени диссоциирует:

H₂O + H₂O ↔ H₃O⁺ + OH⁻

или

H₂O ↔ H⁺ + OH⁻

Равновесие этой реакции сильно смещено влево. Константу диссоциации воды можно вычислить по формуле:

,

(1)

где:

• [H⁺] — концентрация ионов гидроксония (протонов);

• [OH⁻] — концентрация гидроксид-ионов;

• [H₂O] — концентрация воды (в молекулярной форме) в воде;

Концентрация воды в воде, учитывая её малую степень диссоциации, величина практически постоянная и составляет (1000 г/л)/(18 г/моль) = 55,56 моль/л.

При 25 °C константа диссоциации воды равна 1,8×10⁻¹⁶моль/л. Уравнение (1) можно переписать как:

,

(2)

Обозначим произведение K·[H₂O] = K_в = 1,8×10⁻¹⁶ моль/л·55,56 моль/л = 10⁻¹⁴моль²/л² = [H⁺]·[OH⁻] (при 25 °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.

23. Реакции в растворах электролитов             Электролиты – это вещества, растворы которых обладают ионной проводимостью.             Поскольку электролиты в растворах образуют ионы, то для отражения сущности реакций часто используют так называемые ионные уравнения реакций. Написанием ионных уравнений подчёркивается тот факт, что, согласно теории диссоциации, в растворах происходят реакции не между молекулами, а между ионами.             С точки зрения теории диссоциации при реакциях между ионами в растворах электролитов возможны два исхода: 1.      Образующиеся вещества – сильные электролиты, хорошо растворимые в воде и полностью диссоциирующие на ионы. 2.      Одно (или несколько) из образующихся веществ – газ, осадок или слабый электролит (хорошо растворимый в воде). Например, можно рассмотреть две реакции: 2Al + 2NaOH + 6H₂O = 2Na[Al(OH)₄] + 3H₂­,       (1) 2Al + 2KOH + 6H₂O = 2K[Al(OH)₄] + 3H₂­.          (2)             В ионной форме уравнения (1) и (2) запишутся следующим образом: 2Al + 2Na⁺ + 2OH^- + 6 H₂O = 2Na⁺ + 2[Al(OH)₄]^- + 3H₂­,            (3) 2Al + 2K⁺ + 2OH^- + 6 H₂O = 2K⁺ + 2[Al(OH)₄]^- + 3H₂­,                (4)             В данном случае алюминий не является электролитом, а молекула воды записывается в недиссоциированной форме потому, что является очень слабым электролитом. Неполярные молекулы водорода практически нерастворимы в воде и удаляются из сферы реакции. Одинаковые ионы в обеих частях уравнений (3), (4) можно сократить, и тогда эти уравнения преобразуются в одно сокращённое ионное уравнение взаимодействия алюминия с щелочами: 2Al + 2OH^- + 6H₂O = 2[Al(OH)₄]^- + 3H₂­.               (5)             Очевидно, что при взаимодействии алюминия с любой щелочью реакция будет описываться уравнением (5). Следовательно, ионное уравнение, в отличие от молекулярного, относится не к одной какой-нибудь реакции между конкретными веществами, а к целой группе аналогичных реакций. В этом его большая практическая ценность и значение, например благодаря этому широко используютсякачественные реакции на различные ионы.             Так, при помощи ионов серебра Ag⁺ можно обнаружить присутствие в растворе ионов галогенов, а при помощи ионов галогенов можно обнаружить ионы серебра; при помощи ионов бария Ba²⁺ можно обнаружить ионы SO^2- и наоборот.             С учётом вышеизложенного можно сформулировать правило, которым удобно руководствоваться при изучении процессов, протекающих в растворах электролитов.             Реакции между ионами в растворах электролитов идут практически до конца в сторону образования осадков, газов и слабых электролитов.             Следовательно, реакции идут с образованием веществ с меньшей концентрацией ионов в растворе в соответствии с законом действующих масс. Скорость прямой реакции пропорциональна произведению концентраций ионов реагирующих компонентов, а скорость обратной реакции пропорциональна произведению концентраций ионов продуктов. Но при образовании газов, осадков и слабых электролитов ионы связываются (уходят из раствора) и скорость обратной реакции уменьшается.