Embed Size (px)
DESCRIPTION
Citation preview
Лекция 15
В настоящее время в химии разработано и используются несколько теорий кислот и оснований
Наиболее распространенными являются
1 Теория кислот и оснований основанная на представлениях теории электролитической диссоциации Теория Аррениуса
2 Протонная теория кислот и оснований теория БренстедаndashЛоури
3 Электронная теория теория Льюиса
Кислоты ndash вещества диссоциирующие в водном растворе с образованием ионов водорода Н+
Основания ndash вещества диссоциирующие в водных растворах с образованием гидроксид-ионов ОНndash
ПримерыHCl = Н+ + Clndash
кислота
NaOH = Na+ + OHndash
основание
1 H3PO4 Н+ + H2PO4ndash
2 H2PO4ndash Н+ + HPO4
2ndash
3 HPO42ndash Н+ + PO4
3ndash
О силе кислот (оснований) судят по величинам констант ионизации
CH3COOH CH3COOndash + Н+
[CH3COOndash] [Н+]
K = = 175 10ndash3 [CH3COOH]
Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато То же относится к основаниям
Для H3PO4 имеем
[Н+] [H2PO4ndash]
K1 = = 725 10ndash3 pK1 = 2 12 [H3PO4]
[Н+] [HPO42ndash]
K2 = = 631 10ndash8 pK2 = 7 2 [H2PO4
ndash]
[Н+] [PO43ndash]
K3 = = 126 10ndash12 pK3 = 11 9 [HPO4
2ndash]
где pK = ndash lg K
По сравнению с теорией Аррениуса протонная теория дает более широкое определение кислоты и основания
Кислоты ndash вещества отдающие протон Основания ndash вещества принимающие протон
Согласно протонной теории любая реакция отщепления протона выражается схемой
КИСЛОТА ОСНОВАНИЕ + Н+
Бренстед Лоури 1923 г
Таким образом каждой кислоте АН соответствует основание Аndash которое возникает при потере кислотой протона
Участвующие в таком процессе кислота и основание называются сопряженными
А ndash Н Аndash + Н+
Бренстед Лоури 1923 г
сопряженная сопряженное кислота основание
HCl Clndash + Н+ NH4+ NH3
ndash + Н+
H2SO4 HSO4ndash + Н+ H3O+ H2O + Н+
HSO4ndash SO4
ndash + Н+ HSO4ndash SO4
ndash + Н+
ПРИМЕРЫ
Бренстед Лоури 1923 г
Бренстед Лоури 1923 г
ПРИМЕР
HCl + H2O H3O+ + Clndash
Из протонной теории вытекают два важных положения
Основание Clndash намного более слабое чем H2O
1 Согласно протонной теории реакцию между кислотой и основанием следует рассматривать как laquoборьбуraquo за протон двух оснований
КИСЛОТА1 + ОСНОВАНИЕ2 КИСЛОТА2 + ОСНОВАНИЕ1
Бренстед Лоури 1923 г
H2O + HCl = H3O+ + Clndash
основание
H2O + NH3 = NH4
+ + OНndash
кислота
2 Вещество проявляет себя как кислота или основание в зависимости от того с каким другим веществом оно вступает в реакцию
КИСЛОТЫ ndash вещества которые при образовании ковалентной связи принимают пару электронов являются акцепторами электронных пар
ОСНОВАНИЯ ndash вещества которые при образовании ковалентной связи отдают пару электронов являются донорами электронных пар
А + В rarr А ndash В донор пары акцептор пары аддукт электронов электронов солеобразный основание кислота продукт Льюиса Льюиса
Cl + H+ rarr Cl ndash H
ПРИМЕРЫ
H ndash N + В ndash F rarr H ndash N В ndash F
H3N + HCl rarr [NH4]+ Clndash
H2N + SO3 rarr H2[SO4] СH3 ndash O ndash CH3 + BCl3 rarr (CH3)2O BCl3
НOndash + H+ rarr H ndashOndash Н
-
H F H F
H F H F
Для объяснения силы кислот и оснований в химии используют несколько концепций
1 Концепция (схема) Косселя
2 Концепция делокализации электрического заряда (концепция резонанса)
Схема Косселя позволяет объяснить зависимость кислот и оснований от заряда и радиуса иона образующего их элемента
Кислоты и основания часто объединяют под общим названием гидроксиды имея в виду что они содержат одинаковую группировку атомов
Э ndash О ndash Н
Будет ли соединение содержащее эту группировку атомов проявлять свойства кислоты или основания от направления его диссоциации
Э ndashОndash Н ЭОndash + H+ гидроксид equiv кислота
Э ndashОndash Н Э+ + ОHndash гидроксид equiv основание
Характер гидроксида определяется относитель-ной прочностью связей
О ndash Н и Э ndash О
Для кислот ЕОndashН lt ЕЭndashО E ndash энергия
Для оснований ЕОndashН gt ЕЭndashО связи
Прочность связей О ndash Н и Э ndash О приближенно можно оценить руководствуясь схемой Косселя
rэ r0
О2ndashЭn+
H+
q1 q2
ε r2
Коссель исходил из представлений что молекула гидроксида состоит из ионов удерживаемых друг около друга Кулоновскими силами
СИЛА КУЛОНАF =
Согласно схеме Косселя связь Э ndash О тем прочнее чем больше заряд и чем меньше радиус иона элемента Э
С другой стороны увеличение заряда и уменьшение радиуса иона элемента ослабляет связь О ndash Н поскольку протон тогда сильнее отталкивается от иона элемента
Таким образом с увеличением заряда иона (степени окисления) элемента и уменьшением его радиуса усиливаются кислотные свойства и ослабевают основные свойства образуемого этим элементом гидроксида
Примером проявления этой закономер-ности может служить изменение свойств в ряду кислот хлора
HOCl lt HClO2 lt HClO3 lt HClO4
С увеличением степени окисления хлора и уменьшением его радиуса сила кислот растет
+1 +3 +5 +7
Такая же закономерность наблюдается при сопоставлении гидроксидов элементов одного периода сила кислот растет с увеличением степени окисления и уменьшением радиуса элемента
H4SiO4 lt H3PO4 lt H2SO4 lt HClO4
В группах
HNO3 gt H3PO4 gt H3AsO4
Формулу кислородосодержащих кислот в общем виде можно записать
ЭОm(OH)n
имея в виду что в их молекулах имеются связи
Н ndash О ndash Э и Э = 0
ПРИМЕРЫ
H2SO4 HNO3 H3PO4
SO2(OH)2 NO2(OH) PO(OH)3
Исследования показывают что сила кислот практически не зависит от n (те числа ОН ndash групп)но заметно возрастает с увеличением числа m
те со связями Э = 0
СИЛА КИСЛОТ ВЛИЯНИЕ СТРУКТУРНЫХ ФАКТОРОВ
В зависимости от числа m кислоты делятся на четыре типа
1 Э(ОН)n hellip очень слабые
2 ЭO(ОН)n hellip слабые
3 ЭO2(ОН)n hellip сильные
4 ЭO3(ОН)n hellip очень сильные
СИЛА КИСЛОТ ВЛИЯНИЕ СТРУКТУРНЫХ ФАКТОРОВ
кислоты тип кислоты сила кислот
HBrOHClO
H3AsO3
Э(ОН)n очень слабые
HNO2
H2CO3
H3PO4
ЭO(ОН)n cлабые
HNO3
HClO3
H2SO4
ЭO2(ОН)n сильные
HClO4
HMnO4
ЭO3(ОН)n очень сильные
СИЛА КИСЛОТ ВЛИЯНИЕ СТРУКТУРНЫХ ФАКТОРОВ
Резкое возрастание силы кислот с увеличением числа m объясняют следующим образом
Рассмотрим соотношение связывающее и сопряженное ей основание
А ndash Н Аndash + Н+
Очевидно равновесие в данной реакции тем больше будет смещено вправо кислота АН будет тем сильнее чем меньше потребуется энергии для образования аниона Аndash те чем устойчивее будет анион Аndash
В ФИЗИКЕ СУЩЕСТВУЕТ ЗАКОН
Устойчивость заряженной системы повы-шается при рассредоточении (делокализации) заряда
То устойчивость аниона Аndash будет тем больше (сопряженная ему кислота НА тем сильнее) чем выше его способность делокализовать отрицательный заряд
Например рост силы кислот в ряду
HOCl lt HClO2 lt HClO3 lt HClO4
объясняется повышением устойчивости анио-нов в ряду
ClOndash lt ClO2ndash lt ClO3
ndash lt ClO4ndash
Каждый из этих анионов (кроме ClOndash) может быть представлен в виде гибрида нескольких структур отличающихся друг от друга лишь расположением отрицательного заряда на них
Чем больше можно написать резонансных структур для аниона тем сильнее делокализован отрицательный заряд и тем следовательно устойчивее анион
1 Cl ndash Ondash 2 ClO2
ndash O = Cl ndash O harr O ndash Cl = O I II
3 O O O O O O
ClO3ndash Cl harr Cl harr
Cl || I || II
| III O O
O
O O
или Cl
O
или [O Cl O]
4 O O O O O O O O ClO4
ndash Cl harr Cl harr Cl harr Cl O O O O O O O O I II III IV
или O O Cl O O
Применим закон действия масс к процессу диссоциации (ионизации) воды
H2O + H2O = H3O+ + ОНndash
ион гидроксония
Ион гидроксония ndash гидратированный ион водорода
H+ + H2O [H(OH2)]+ equiv H3O+
Для простоты уравнение диссоциации воды
записывают
H2О H+ + ОНndash
Константа ионизации воды вычисленная по измерению электропроводности равна
[H+] [ОНndash] K = = 18 10ndash6
[H2O]
Судя по значению этой величины вода ndash очень слабый электролит Поэтому концентрация нераспавшихся молекул воды [H2O] практически величина постоянная и равная
[H2O] = 5556 мольл
Уравнение для константы ионизации воды можно записать следующим образом
K ∙ [H2O] = [H+] [ОНndash]
K ∙ [H2O] = Kw = 18 10ndash6 5556 = 10ndash14
таким образом при tordm = const
Kw = [H+] [ОНndash] = 10ndash14
Kw ndash ионное произведение воды
Для чистой воды и разбавленных растворов
Kw = 10ndash14 при tordm = const
Для чистой воды
[H+] = [ОНndash] = radic Kw = 10ndash7 мольл
Для обозначения реакции среды используют водородный показатель
рН = ndash lg [H+]
нейтральная среда hellip рН = 7
кислая среда hellip рН lt 7
щелочная среда hellip рН gt 7
В насыщенном растворе малорастворимого соединения устанавливается одно или несколько равновесий Например в насыщенном растворе хлорида серебра устанавливается равновесие
AgClтв Ag+ + Clndash
Константу равновесия для этого процесса можно записать
[Ag+] [Cl-]
K = тк [AgCl] тв = const [AgCl] тв
K [AgCl] тв = ПР = [Ag+] [Cl+]
ПР = [Ag+] [Clndash]
Таким образом в насыщенном растворе малорастворимого электролита произ-ведение концентраций его ионов в степени стехиометрических коэффици-ентов есть величина постоянная при данной температуре
В общем случае для процесса
KmAn (тв) mKn+ + nAmndash
ПР = [Kn+]m [Amndash]n
Произведение растворимости характеризует растворимость вещества чем больше ПР тем больше растворимость
[Kn+]m [Amndash]n gt ПР hellip осадок выпадает
[Kn+]m [Amndash]n lt ПР hellipосадок не выпадает (идет растворение)
q 48 10ndash10
Е = = = 12 106
r 2 2 10ndash8
Е = 12 106 300 = 36 108 Всм
Э2+A2ndash + 4H2O [H2OЭОН2]2+ + [ОН2AH2O]2ndash
q = 48 10ndash10 эл ед
r = 2Aring = 2 10ndash8 см
Е =r 2
q
I II
1[H2OЭОН2]2+ + A2ndash 1[ОН2АH2O]2ndash + Э2+
2[H2OЭОН]+ + Н+ + A2ndash 2[OH2АН]ndash +ОНndash +Э2+
3[HOЭОН] + 2Н+ + A2ndash 3[НАН] + 2ОНndash + Э2+
4[HOЭО]ndash + 3Н+ + A2ndash
5[OЭО]2ndash + 4Н+ + A2ndash
Усиление силы поля иона Эn+
гидролиз по катиону Эn+ гидролиз по аниону Аn‒
Кислоты ndash вещества диссоциирующие в водном растворе с образованием ионов водорода Н+
Основания ndash вещества диссоциирующие в водных растворах с образованием гидроксид-ионов ОНndash
ПримерыHCl = Н+ + Clndash
кислота
NaOH = Na+ + OHndash
основание
1 H3PO4 Н+ + H2PO4ndash
2 H2PO4ndash Н+ + HPO4
2ndash
3 HPO42ndash Н+ + PO4
3ndash
О силе кислот (оснований) судят по величинам констант ионизации
CH3COOH CH3COOndash + Н+
[CH3COOndash] [Н+]
K = = 175 10ndash3 [CH3COOH]
Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато То же относится к основаниям
Для H3PO4 имеем
[Н+] [H2PO4ndash]
K1 = = 725 10ndash3 pK1 = 2 12 [H3PO4]
[Н+] [HPO42ndash]
K2 = = 631 10ndash8 pK2 = 7 2 [H2PO4
ndash]
[Н+] [PO43ndash]
K3 = = 126 10ndash12 pK3 = 11 9 [HPO4
2ndash]
где pK = ndash lg K
По сравнению с теорией Аррениуса протонная теория дает более широкое определение кислоты и основания
Кислоты ndash вещества отдающие протон Основания ndash вещества принимающие протон
Согласно протонной теории любая реакция отщепления протона выражается схемой
КИСЛОТА ОСНОВАНИЕ + Н+
Бренстед Лоури 1923 г
Таким образом каждой кислоте АН соответствует основание Аndash которое возникает при потере кислотой протона
Участвующие в таком процессе кислота и основание называются сопряженными
А ndash Н Аndash + Н+
Бренстед Лоури 1923 г
сопряженная сопряженное кислота основание
HCl Clndash + Н+ NH4+ NH3
ndash + Н+
H2SO4 HSO4ndash + Н+ H3O+ H2O + Н+
HSO4ndash SO4
ndash + Н+ HSO4ndash SO4
ndash + Н+
ПРИМЕРЫ
Бренстед Лоури 1923 г
Бренстед Лоури 1923 г
ПРИМЕР
HCl + H2O H3O+ + Clndash
Из протонной теории вытекают два важных положения
Основание Clndash намного более слабое чем H2O
1 Согласно протонной теории реакцию между кислотой и основанием следует рассматривать как laquoборьбуraquo за протон двух оснований
КИСЛОТА1 + ОСНОВАНИЕ2 КИСЛОТА2 + ОСНОВАНИЕ1
Бренстед Лоури 1923 г
H2O + HCl = H3O+ + Clndash
основание
H2O + NH3 = NH4
+ + OНndash
кислота
2 Вещество проявляет себя как кислота или основание в зависимости от того с каким другим веществом оно вступает в реакцию
КИСЛОТЫ ndash вещества которые при образовании ковалентной связи принимают пару электронов являются акцепторами электронных пар
ОСНОВАНИЯ ndash вещества которые при образовании ковалентной связи отдают пару электронов являются донорами электронных пар
А + В rarr А ndash В донор пары акцептор пары аддукт электронов электронов солеобразный основание кислота продукт Льюиса Льюиса
Cl + H+ rarr Cl ndash H
ПРИМЕРЫ
H ndash N + В ndash F rarr H ndash N В ndash F
H3N + HCl rarr [NH4]+ Clndash
H2N + SO3 rarr H2[SO4] СH3 ndash O ndash CH3 + BCl3 rarr (CH3)2O BCl3
НOndash + H+ rarr H ndashOndash Н
-
H F H F
H F H F
Для объяснения силы кислот и оснований в химии используют несколько концепций
1 Концепция (схема) Косселя
2 Концепция делокализации электрического заряда (концепция резонанса)
Схема Косселя позволяет объяснить зависимость кислот и оснований от заряда и радиуса иона образующего их элемента
Кислоты и основания часто объединяют под общим названием гидроксиды имея в виду что они содержат одинаковую группировку атомов
Э ndash О ndash Н
Будет ли соединение содержащее эту группировку атомов проявлять свойства кислоты или основания от направления его диссоциации
Э ndashОndash Н ЭОndash + H+ гидроксид equiv кислота
Э ndashОndash Н Э+ + ОHndash гидроксид equiv основание
Характер гидроксида определяется относитель-ной прочностью связей
О ndash Н и Э ndash О
Для кислот ЕОndashН lt ЕЭndashО E ndash энергия
Для оснований ЕОndashН gt ЕЭndashО связи
Прочность связей О ndash Н и Э ndash О приближенно можно оценить руководствуясь схемой Косселя
rэ r0
О2ndashЭn+
H+
q1 q2
ε r2
Коссель исходил из представлений что молекула гидроксида состоит из ионов удерживаемых друг около друга Кулоновскими силами
СИЛА КУЛОНАF =
Согласно схеме Косселя связь Э ndash О тем прочнее чем больше заряд и чем меньше радиус иона элемента Э
С другой стороны увеличение заряда и уменьшение радиуса иона элемента ослабляет связь О ndash Н поскольку протон тогда сильнее отталкивается от иона элемента
Таким образом с увеличением заряда иона (степени окисления) элемента и уменьшением его радиуса усиливаются кислотные свойства и ослабевают основные свойства образуемого этим элементом гидроксида
Примером проявления этой закономер-ности может служить изменение свойств в ряду кислот хлора
HOCl lt HClO2 lt HClO3 lt HClO4
С увеличением степени окисления хлора и уменьшением его радиуса сила кислот растет
+1 +3 +5 +7
Такая же закономерность наблюдается при сопоставлении гидроксидов элементов одного периода сила кислот растет с увеличением степени окисления и уменьшением радиуса элемента
H4SiO4 lt H3PO4 lt H2SO4 lt HClO4
В группах
HNO3 gt H3PO4 gt H3AsO4
Формулу кислородосодержащих кислот в общем виде можно записать
ЭОm(OH)n
имея в виду что в их молекулах имеются связи
Н ndash О ndash Э и Э = 0
ПРИМЕРЫ
H2SO4 HNO3 H3PO4
SO2(OH)2 NO2(OH) PO(OH)3
Исследования показывают что сила кислот практически не зависит от n (те числа ОН ndash групп)но заметно возрастает с увеличением числа m
те со связями Э = 0
СИЛА КИСЛОТ ВЛИЯНИЕ СТРУКТУРНЫХ ФАКТОРОВ
В зависимости от числа m кислоты делятся на четыре типа
1 Э(ОН)n hellip очень слабые
2 ЭO(ОН)n hellip слабые
3 ЭO2(ОН)n hellip сильные
4 ЭO3(ОН)n hellip очень сильные
СИЛА КИСЛОТ ВЛИЯНИЕ СТРУКТУРНЫХ ФАКТОРОВ
кислоты тип кислоты сила кислот
HBrOHClO
H3AsO3
Э(ОН)n очень слабые
HNO2
H2CO3
H3PO4
ЭO(ОН)n cлабые
HNO3
HClO3
H2SO4
ЭO2(ОН)n сильные
HClO4
HMnO4
ЭO3(ОН)n очень сильные
СИЛА КИСЛОТ ВЛИЯНИЕ СТРУКТУРНЫХ ФАКТОРОВ
Резкое возрастание силы кислот с увеличением числа m объясняют следующим образом
Рассмотрим соотношение связывающее и сопряженное ей основание
А ndash Н Аndash + Н+
Очевидно равновесие в данной реакции тем больше будет смещено вправо кислота АН будет тем сильнее чем меньше потребуется энергии для образования аниона Аndash те чем устойчивее будет анион Аndash
В ФИЗИКЕ СУЩЕСТВУЕТ ЗАКОН
Устойчивость заряженной системы повы-шается при рассредоточении (делокализации) заряда
То устойчивость аниона Аndash будет тем больше (сопряженная ему кислота НА тем сильнее) чем выше его способность делокализовать отрицательный заряд
Например рост силы кислот в ряду
HOCl lt HClO2 lt HClO3 lt HClO4
объясняется повышением устойчивости анио-нов в ряду
ClOndash lt ClO2ndash lt ClO3
ndash lt ClO4ndash
Каждый из этих анионов (кроме ClOndash) может быть представлен в виде гибрида нескольких структур отличающихся друг от друга лишь расположением отрицательного заряда на них
Чем больше можно написать резонансных структур для аниона тем сильнее делокализован отрицательный заряд и тем следовательно устойчивее анион
1 Cl ndash Ondash 2 ClO2
ndash O = Cl ndash O harr O ndash Cl = O I II
3 O O O O O O
ClO3ndash Cl harr Cl harr
Cl || I || II
| III O O
O
O O
или Cl
O
или [O Cl O]
4 O O O O O O O O ClO4
ndash Cl harr Cl harr Cl harr Cl O O O O O O O O I II III IV
или O O Cl O O
Применим закон действия масс к процессу диссоциации (ионизации) воды
H2O + H2O = H3O+ + ОНndash
ион гидроксония
Ион гидроксония ndash гидратированный ион водорода
H+ + H2O [H(OH2)]+ equiv H3O+
Для простоты уравнение диссоциации воды
записывают
H2О H+ + ОНndash
Константа ионизации воды вычисленная по измерению электропроводности равна
[H+] [ОНndash] K = = 18 10ndash6
[H2O]
Судя по значению этой величины вода ndash очень слабый электролит Поэтому концентрация нераспавшихся молекул воды [H2O] практически величина постоянная и равная
[H2O] = 5556 мольл
Уравнение для константы ионизации воды можно записать следующим образом
K ∙ [H2O] = [H+] [ОНndash]
K ∙ [H2O] = Kw = 18 10ndash6 5556 = 10ndash14
таким образом при tordm = const
Kw = [H+] [ОНndash] = 10ndash14
Kw ndash ионное произведение воды
Для чистой воды и разбавленных растворов
Kw = 10ndash14 при tordm = const
Для чистой воды
[H+] = [ОНndash] = radic Kw = 10ndash7 мольл
Для обозначения реакции среды используют водородный показатель
рН = ndash lg [H+]
нейтральная среда hellip рН = 7
кислая среда hellip рН lt 7
щелочная среда hellip рН gt 7
В насыщенном растворе малорастворимого соединения устанавливается одно или несколько равновесий Например в насыщенном растворе хлорида серебра устанавливается равновесие
AgClтв Ag+ + Clndash
Константу равновесия для этого процесса можно записать
[Ag+] [Cl-]
K = тк [AgCl] тв = const [AgCl] тв
K [AgCl] тв = ПР = [Ag+] [Cl+]
ПР = [Ag+] [Clndash]
Таким образом в насыщенном растворе малорастворимого электролита произ-ведение концентраций его ионов в степени стехиометрических коэффици-ентов есть величина постоянная при данной температуре
В общем случае для процесса
KmAn (тв) mKn+ + nAmndash
ПР = [Kn+]m [Amndash]n
Произведение растворимости характеризует растворимость вещества чем больше ПР тем больше растворимость
[Kn+]m [Amndash]n gt ПР hellip осадок выпадает
[Kn+]m [Amndash]n lt ПР hellipосадок не выпадает (идет растворение)
q 48 10ndash10
Е = = = 12 106
r 2 2 10ndash8
Е = 12 106 300 = 36 108 Всм
Э2+A2ndash + 4H2O [H2OЭОН2]2+ + [ОН2AH2O]2ndash
q = 48 10ndash10 эл ед
r = 2Aring = 2 10ndash8 см
Е =r 2
q
I II
1[H2OЭОН2]2+ + A2ndash 1[ОН2АH2O]2ndash + Э2+
2[H2OЭОН]+ + Н+ + A2ndash 2[OH2АН]ndash +ОНndash +Э2+
3[HOЭОН] + 2Н+ + A2ndash 3[НАН] + 2ОНndash + Э2+
4[HOЭО]ndash + 3Н+ + A2ndash
5[OЭО]2ndash + 4Н+ + A2ndash
Усиление силы поля иона Эn+
гидролиз по катиону Эn+ гидролиз по аниону Аn‒
1 H3PO4 Н+ + H2PO4ndash
2 H2PO4ndash Н+ + HPO4
2ndash
3 HPO42ndash Н+ + PO4
3ndash
О силе кислот (оснований) судят по величинам констант ионизации
CH3COOH CH3COOndash + Н+
[CH3COOndash] [Н+]
K = = 175 10ndash3 [CH3COOH]
Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато То же относится к основаниям
Для H3PO4 имеем
[Н+] [H2PO4ndash]
K1 = = 725 10ndash3 pK1 = 2 12 [H3PO4]
[Н+] [HPO42ndash]
K2 = = 631 10ndash8 pK2 = 7 2 [H2PO4
ndash]
[Н+] [PO43ndash]
K3 = = 126 10ndash12 pK3 = 11 9 [HPO4
2ndash]
где pK = ndash lg K
По сравнению с теорией Аррениуса протонная теория дает более широкое определение кислоты и основания
Кислоты ndash вещества отдающие протон Основания ndash вещества принимающие протон
Согласно протонной теории любая реакция отщепления протона выражается схемой
КИСЛОТА ОСНОВАНИЕ + Н+
Бренстед Лоури 1923 г
Таким образом каждой кислоте АН соответствует основание Аndash которое возникает при потере кислотой протона
Участвующие в таком процессе кислота и основание называются сопряженными
А ndash Н Аndash + Н+
Бренстед Лоури 1923 г
сопряженная сопряженное кислота основание
HCl Clndash + Н+ NH4+ NH3
ndash + Н+
H2SO4 HSO4ndash + Н+ H3O+ H2O + Н+
HSO4ndash SO4
ndash + Н+ HSO4ndash SO4
ndash + Н+
ПРИМЕРЫ
Бренстед Лоури 1923 г
Бренстед Лоури 1923 г
ПРИМЕР
HCl + H2O H3O+ + Clndash
Из протонной теории вытекают два важных положения
Основание Clndash намного более слабое чем H2O
1 Согласно протонной теории реакцию между кислотой и основанием следует рассматривать как laquoборьбуraquo за протон двух оснований
КИСЛОТА1 + ОСНОВАНИЕ2 КИСЛОТА2 + ОСНОВАНИЕ1
Бренстед Лоури 1923 г
H2O + HCl = H3O+ + Clndash
основание
H2O + NH3 = NH4
+ + OНndash
кислота
2 Вещество проявляет себя как кислота или основание в зависимости от того с каким другим веществом оно вступает в реакцию
КИСЛОТЫ ndash вещества которые при образовании ковалентной связи принимают пару электронов являются акцепторами электронных пар
ОСНОВАНИЯ ndash вещества которые при образовании ковалентной связи отдают пару электронов являются донорами электронных пар
А + В rarr А ndash В донор пары акцептор пары аддукт электронов электронов солеобразный основание кислота продукт Льюиса Льюиса
Cl + H+ rarr Cl ndash H
ПРИМЕРЫ
H ndash N + В ndash F rarr H ndash N В ndash F
H3N + HCl rarr [NH4]+ Clndash
H2N + SO3 rarr H2[SO4] СH3 ndash O ndash CH3 + BCl3 rarr (CH3)2O BCl3
НOndash + H+ rarr H ndashOndash Н
-
H F H F
H F H F
Для объяснения силы кислот и оснований в химии используют несколько концепций
1 Концепция (схема) Косселя
2 Концепция делокализации электрического заряда (концепция резонанса)
Схема Косселя позволяет объяснить зависимость кислот и оснований от заряда и радиуса иона образующего их элемента
Кислоты и основания часто объединяют под общим названием гидроксиды имея в виду что они содержат одинаковую группировку атомов
Э ndash О ndash Н
Будет ли соединение содержащее эту группировку атомов проявлять свойства кислоты или основания от направления его диссоциации
Э ndashОndash Н ЭОndash + H+ гидроксид equiv кислота
Э ndashОndash Н Э+ + ОHndash гидроксид equiv основание
Характер гидроксида определяется относитель-ной прочностью связей
О ndash Н и Э ndash О
Для кислот ЕОndashН lt ЕЭndashО E ndash энергия
Для оснований ЕОndashН gt ЕЭndashО связи
Прочность связей О ndash Н и Э ndash О приближенно можно оценить руководствуясь схемой Косселя
rэ r0
О2ndashЭn+
H+
q1 q2
ε r2
Коссель исходил из представлений что молекула гидроксида состоит из ионов удерживаемых друг около друга Кулоновскими силами
СИЛА КУЛОНАF =
Согласно схеме Косселя связь Э ndash О тем прочнее чем больше заряд и чем меньше радиус иона элемента Э
С другой стороны увеличение заряда и уменьшение радиуса иона элемента ослабляет связь О ndash Н поскольку протон тогда сильнее отталкивается от иона элемента
Таким образом с увеличением заряда иона (степени окисления) элемента и уменьшением его радиуса усиливаются кислотные свойства и ослабевают основные свойства образуемого этим элементом гидроксида
Примером проявления этой закономер-ности может служить изменение свойств в ряду кислот хлора
HOCl lt HClO2 lt HClO3 lt HClO4
С увеличением степени окисления хлора и уменьшением его радиуса сила кислот растет
+1 +3 +5 +7
Такая же закономерность наблюдается при сопоставлении гидроксидов элементов одного периода сила кислот растет с увеличением степени окисления и уменьшением радиуса элемента
H4SiO4 lt H3PO4 lt H2SO4 lt HClO4
В группах
HNO3 gt H3PO4 gt H3AsO4
Формулу кислородосодержащих кислот в общем виде можно записать
ЭОm(OH)n
имея в виду что в их молекулах имеются связи
Н ndash О ndash Э и Э = 0
ПРИМЕРЫ
H2SO4 HNO3 H3PO4
SO2(OH)2 NO2(OH) PO(OH)3
Исследования показывают что сила кислот практически не зависит от n (те числа ОН ndash групп)но заметно возрастает с увеличением числа m
те со связями Э = 0
СИЛА КИСЛОТ ВЛИЯНИЕ СТРУКТУРНЫХ ФАКТОРОВ
В зависимости от числа m кислоты делятся на четыре типа
1 Э(ОН)n hellip очень слабые
2 ЭO(ОН)n hellip слабые
3 ЭO2(ОН)n hellip сильные
4 ЭO3(ОН)n hellip очень сильные
СИЛА КИСЛОТ ВЛИЯНИЕ СТРУКТУРНЫХ ФАКТОРОВ
кислоты тип кислоты сила кислот
HBrOHClO
H3AsO3
Э(ОН)n очень слабые
HNO2
H2CO3
H3PO4
ЭO(ОН)n cлабые
HNO3
HClO3
H2SO4
ЭO2(ОН)n сильные
HClO4
HMnO4
ЭO3(ОН)n очень сильные
СИЛА КИСЛОТ ВЛИЯНИЕ СТРУКТУРНЫХ ФАКТОРОВ
Резкое возрастание силы кислот с увеличением числа m объясняют следующим образом
Рассмотрим соотношение связывающее и сопряженное ей основание
А ndash Н Аndash + Н+
Очевидно равновесие в данной реакции тем больше будет смещено вправо кислота АН будет тем сильнее чем меньше потребуется энергии для образования аниона Аndash те чем устойчивее будет анион Аndash
В ФИЗИКЕ СУЩЕСТВУЕТ ЗАКОН
Устойчивость заряженной системы повы-шается при рассредоточении (делокализации) заряда
То устойчивость аниона Аndash будет тем больше (сопряженная ему кислота НА тем сильнее) чем выше его способность делокализовать отрицательный заряд
Например рост силы кислот в ряду
HOCl lt HClO2 lt HClO3 lt HClO4
объясняется повышением устойчивости анио-нов в ряду
ClOndash lt ClO2ndash lt ClO3
ndash lt ClO4ndash
Каждый из этих анионов (кроме ClOndash) может быть представлен в виде гибрида нескольких структур отличающихся друг от друга лишь расположением отрицательного заряда на них
Чем больше можно написать резонансных структур для аниона тем сильнее делокализован отрицательный заряд и тем следовательно устойчивее анион
1 Cl ndash Ondash 2 ClO2
ndash O = Cl ndash O harr O ndash Cl = O I II
3 O O O O O O
ClO3ndash Cl harr Cl harr
Cl || I || II
| III O O
O
O O
или Cl
O
или [O Cl O]
4 O O O O O O O O ClO4
ndash Cl harr Cl harr Cl harr Cl O O O O O O O O I II III IV
или O O Cl O O
Применим закон действия масс к процессу диссоциации (ионизации) воды
H2O + H2O = H3O+ + ОНndash
ион гидроксония
Ион гидроксония ndash гидратированный ион водорода
H+ + H2O [H(OH2)]+ equiv H3O+
Для простоты уравнение диссоциации воды
записывают
H2О H+ + ОНndash
Константа ионизации воды вычисленная по измерению электропроводности равна
[H+] [ОНndash] K = = 18 10ndash6
[H2O]
Судя по значению этой величины вода ndash очень слабый электролит Поэтому концентрация нераспавшихся молекул воды [H2O] практически величина постоянная и равная
[H2O] = 5556 мольл
Уравнение для константы ионизации воды можно записать следующим образом
K ∙ [H2O] = [H+] [ОНndash]
K ∙ [H2O] = Kw = 18 10ndash6 5556 = 10ndash14
таким образом при tordm = const
Kw = [H+] [ОНndash] = 10ndash14
Kw ndash ионное произведение воды
Для чистой воды и разбавленных растворов
Kw = 10ndash14 при tordm = const
Для чистой воды
[H+] = [ОНndash] = radic Kw = 10ndash7 мольл
Для обозначения реакции среды используют водородный показатель
рН = ndash lg [H+]
нейтральная среда hellip рН = 7
кислая среда hellip рН lt 7
щелочная среда hellip рН gt 7
В насыщенном растворе малорастворимого соединения устанавливается одно или несколько равновесий Например в насыщенном растворе хлорида серебра устанавливается равновесие
AgClтв Ag+ + Clndash
Константу равновесия для этого процесса можно записать
[Ag+] [Cl-]
K = тк [AgCl] тв = const [AgCl] тв
K [AgCl] тв = ПР = [Ag+] [Cl+]
ПР = [Ag+] [Clndash]
Таким образом в насыщенном растворе малорастворимого электролита произ-ведение концентраций его ионов в степени стехиометрических коэффици-ентов есть величина постоянная при данной температуре
В общем случае для процесса
KmAn (тв) mKn+ + nAmndash
ПР = [Kn+]m [Amndash]n
Произведение растворимости характеризует растворимость вещества чем больше ПР тем больше растворимость
[Kn+]m [Amndash]n gt ПР hellip осадок выпадает
[Kn+]m [Amndash]n lt ПР hellipосадок не выпадает (идет растворение)
q 48 10ndash10
Е = = = 12 106
r 2 2 10ndash8
Е = 12 106 300 = 36 108 Всм
Э2+A2ndash + 4H2O [H2OЭОН2]2+ + [ОН2AH2O]2ndash
q = 48 10ndash10 эл ед
r = 2Aring = 2 10ndash8 см
Е =r 2
q
I II
1[H2OЭОН2]2+ + A2ndash 1[ОН2АH2O]2ndash + Э2+
2[H2OЭОН]+ + Н+ + A2ndash 2[OH2АН]ndash +ОНndash +Э2+
3[HOЭОН] + 2Н+ + A2ndash 3[НАН] + 2ОНndash + Э2+
4[HOЭО]ndash + 3Н+ + A2ndash
5[OЭО]2ndash + 4Н+ + A2ndash
Усиление силы поля иона Эn+
гидролиз по катиону Эn+ гидролиз по аниону Аn‒
Для H3PO4 имеем
[Н+] [H2PO4ndash]
K1 = = 725 10ndash3 pK1 = 2 12 [H3PO4]
[Н+] [HPO42ndash]
K2 = = 631 10ndash8 pK2 = 7 2 [H2PO4
ndash]
[Н+] [PO43ndash]
K3 = = 126 10ndash12 pK3 = 11 9 [HPO4
2ndash]
где pK = ndash lg K
По сравнению с теорией Аррениуса протонная теория дает более широкое определение кислоты и основания
Кислоты ndash вещества отдающие протон Основания ndash вещества принимающие протон
Согласно протонной теории любая реакция отщепления протона выражается схемой
КИСЛОТА ОСНОВАНИЕ + Н+
Бренстед Лоури 1923 г
Таким образом каждой кислоте АН соответствует основание Аndash которое возникает при потере кислотой протона
Участвующие в таком процессе кислота и основание называются сопряженными
А ndash Н Аndash + Н+
Бренстед Лоури 1923 г
сопряженная сопряженное кислота основание
HCl Clndash + Н+ NH4+ NH3
ndash + Н+
H2SO4 HSO4ndash + Н+ H3O+ H2O + Н+
HSO4ndash SO4
ndash + Н+ HSO4ndash SO4
ndash + Н+
ПРИМЕРЫ
Бренстед Лоури 1923 г
Бренстед Лоури 1923 г
ПРИМЕР
HCl + H2O H3O+ + Clndash
Из протонной теории вытекают два важных положения
Основание Clndash намного более слабое чем H2O
1 Согласно протонной теории реакцию между кислотой и основанием следует рассматривать как laquoборьбуraquo за протон двух оснований
КИСЛОТА1 + ОСНОВАНИЕ2 КИСЛОТА2 + ОСНОВАНИЕ1
Бренстед Лоури 1923 г
H2O + HCl = H3O+ + Clndash
основание
H2O + NH3 = NH4
+ + OНndash
кислота
2 Вещество проявляет себя как кислота или основание в зависимости от того с каким другим веществом оно вступает в реакцию
КИСЛОТЫ ndash вещества которые при образовании ковалентной связи принимают пару электронов являются акцепторами электронных пар
ОСНОВАНИЯ ndash вещества которые при образовании ковалентной связи отдают пару электронов являются донорами электронных пар
А + В rarr А ndash В донор пары акцептор пары аддукт электронов электронов солеобразный основание кислота продукт Льюиса Льюиса
Cl + H+ rarr Cl ndash H
ПРИМЕРЫ
H ndash N + В ndash F rarr H ndash N В ndash F
H3N + HCl rarr [NH4]+ Clndash
H2N + SO3 rarr H2[SO4] СH3 ndash O ndash CH3 + BCl3 rarr (CH3)2O BCl3
НOndash + H+ rarr H ndashOndash Н
-
H F H F
H F H F
Для объяснения силы кислот и оснований в химии используют несколько концепций
1 Концепция (схема) Косселя
2 Концепция делокализации электрического заряда (концепция резонанса)
Схема Косселя позволяет объяснить зависимость кислот и оснований от заряда и радиуса иона образующего их элемента
Кислоты и основания часто объединяют под общим названием гидроксиды имея в виду что они содержат одинаковую группировку атомов
Э ndash О ndash Н
Будет ли соединение содержащее эту группировку атомов проявлять свойства кислоты или основания от направления его диссоциации
Э ndashОndash Н ЭОndash + H+ гидроксид equiv кислота
Э ndashОndash Н Э+ + ОHndash гидроксид equiv основание
Характер гидроксида определяется относитель-ной прочностью связей
О ndash Н и Э ndash О
Для кислот ЕОndashН lt ЕЭndashО E ndash энергия
Для оснований ЕОndashН gt ЕЭndashО связи
Прочность связей О ndash Н и Э ndash О приближенно можно оценить руководствуясь схемой Косселя
rэ r0
О2ndashЭn+
H+
q1 q2
ε r2
Коссель исходил из представлений что молекула гидроксида состоит из ионов удерживаемых друг около друга Кулоновскими силами
СИЛА КУЛОНАF =
Согласно схеме Косселя связь Э ndash О тем прочнее чем больше заряд и чем меньше радиус иона элемента Э
С другой стороны увеличение заряда и уменьшение радиуса иона элемента ослабляет связь О ndash Н поскольку протон тогда сильнее отталкивается от иона элемента
Таким образом с увеличением заряда иона (степени окисления) элемента и уменьшением его радиуса усиливаются кислотные свойства и ослабевают основные свойства образуемого этим элементом гидроксида
Примером проявления этой закономер-ности может служить изменение свойств в ряду кислот хлора
HOCl lt HClO2 lt HClO3 lt HClO4
С увеличением степени окисления хлора и уменьшением его радиуса сила кислот растет
+1 +3 +5 +7
Такая же закономерность наблюдается при сопоставлении гидроксидов элементов одного периода сила кислот растет с увеличением степени окисления и уменьшением радиуса элемента
H4SiO4 lt H3PO4 lt H2SO4 lt HClO4
В группах
HNO3 gt H3PO4 gt H3AsO4
Формулу кислородосодержащих кислот в общем виде можно записать
ЭОm(OH)n
имея в виду что в их молекулах имеются связи
Н ndash О ndash Э и Э = 0
ПРИМЕРЫ
H2SO4 HNO3 H3PO4
SO2(OH)2 NO2(OH) PO(OH)3
Исследования показывают что сила кислот практически не зависит от n (те числа ОН ndash групп)но заметно возрастает с увеличением числа m
те со связями Э = 0
СИЛА КИСЛОТ ВЛИЯНИЕ СТРУКТУРНЫХ ФАКТОРОВ
В зависимости от числа m кислоты делятся на четыре типа
1 Э(ОН)n hellip очень слабые
2 ЭO(ОН)n hellip слабые
3 ЭO2(ОН)n hellip сильные
4 ЭO3(ОН)n hellip очень сильные
СИЛА КИСЛОТ ВЛИЯНИЕ СТРУКТУРНЫХ ФАКТОРОВ
кислоты тип кислоты сила кислот
HBrOHClO
H3AsO3
Э(ОН)n очень слабые
HNO2
H2CO3
H3PO4
ЭO(ОН)n cлабые
HNO3
HClO3
H2SO4
ЭO2(ОН)n сильные
HClO4
HMnO4
ЭO3(ОН)n очень сильные
СИЛА КИСЛОТ ВЛИЯНИЕ СТРУКТУРНЫХ ФАКТОРОВ
Резкое возрастание силы кислот с увеличением числа m объясняют следующим образом
Рассмотрим соотношение связывающее и сопряженное ей основание
А ndash Н Аndash + Н+
Очевидно равновесие в данной реакции тем больше будет смещено вправо кислота АН будет тем сильнее чем меньше потребуется энергии для образования аниона Аndash те чем устойчивее будет анион Аndash
В ФИЗИКЕ СУЩЕСТВУЕТ ЗАКОН
Устойчивость заряженной системы повы-шается при рассредоточении (делокализации) заряда
То устойчивость аниона Аndash будет тем больше (сопряженная ему кислота НА тем сильнее) чем выше его способность делокализовать отрицательный заряд
Например рост силы кислот в ряду
HOCl lt HClO2 lt HClO3 lt HClO4
объясняется повышением устойчивости анио-нов в ряду
ClOndash lt ClO2ndash lt ClO3
ndash lt ClO4ndash
Каждый из этих анионов (кроме ClOndash) может быть представлен в виде гибрида нескольких структур отличающихся друг от друга лишь расположением отрицательного заряда на них
Чем больше можно написать резонансных структур для аниона тем сильнее делокализован отрицательный заряд и тем следовательно устойчивее анион
1 Cl ndash Ondash 2 ClO2
ndash O = Cl ndash O harr O ndash Cl = O I II
3 O O O O O O
ClO3ndash Cl harr Cl harr
Cl || I || II
| III O O
O
O O
или Cl
O
или [O Cl O]
4 O O O O O O O O ClO4
ndash Cl harr Cl harr Cl harr Cl O O O O O O O O I II III IV
или O O Cl O O
Применим закон действия масс к процессу диссоциации (ионизации) воды
H2O + H2O = H3O+ + ОНndash
ион гидроксония
Ион гидроксония ndash гидратированный ион водорода
H+ + H2O [H(OH2)]+ equiv H3O+
Для простоты уравнение диссоциации воды
записывают
H2О H+ + ОНndash
Константа ионизации воды вычисленная по измерению электропроводности равна
[H+] [ОНndash] K = = 18 10ndash6
[H2O]
Судя по значению этой величины вода ndash очень слабый электролит Поэтому концентрация нераспавшихся молекул воды [H2O] практически величина постоянная и равная
[H2O] = 5556 мольл
Уравнение для константы ионизации воды можно записать следующим образом
K ∙ [H2O] = [H+] [ОНndash]
K ∙ [H2O] = Kw = 18 10ndash6 5556 = 10ndash14
таким образом при tordm = const
Kw = [H+] [ОНndash] = 10ndash14
Kw ndash ионное произведение воды
Для чистой воды и разбавленных растворов
Kw = 10ndash14 при tordm = const
Для чистой воды
[H+] = [ОНndash] = radic Kw = 10ndash7 мольл
Для обозначения реакции среды используют водородный показатель
рН = ndash lg [H+]
нейтральная среда hellip рН = 7
кислая среда hellip рН lt 7
щелочная среда hellip рН gt 7
В насыщенном растворе малорастворимого соединения устанавливается одно или несколько равновесий Например в насыщенном растворе хлорида серебра устанавливается равновесие
AgClтв Ag+ + Clndash
Константу равновесия для этого процесса можно записать
[Ag+] [Cl-]
K = тк [AgCl] тв = const [AgCl] тв
K [AgCl] тв = ПР = [Ag+] [Cl+]
ПР = [Ag+] [Clndash]
Таким образом в насыщенном растворе малорастворимого электролита произ-ведение концентраций его ионов в степени стехиометрических коэффици-ентов есть величина постоянная при данной температуре
В общем случае для процесса
KmAn (тв) mKn+ + nAmndash
ПР = [Kn+]m [Amndash]n
Произведение растворимости характеризует растворимость вещества чем больше ПР тем больше растворимость
[Kn+]m [Amndash]n gt ПР hellip осадок выпадает
[Kn+]m [Amndash]n lt ПР hellipосадок не выпадает (идет растворение)
q 48 10ndash10
Е = = = 12 106
r 2 2 10ndash8
Е = 12 106 300 = 36 108 Всм
Э2+A2ndash + 4H2O [H2OЭОН2]2+ + [ОН2AH2O]2ndash
q = 48 10ndash10 эл ед
r = 2Aring = 2 10ndash8 см
Е =r 2
q
I II
1[H2OЭОН2]2+ + A2ndash 1[ОН2АH2O]2ndash + Э2+
2[H2OЭОН]+ + Н+ + A2ndash 2[OH2АН]ndash +ОНndash +Э2+
3[HOЭОН] + 2Н+ + A2ndash 3[НАН] + 2ОНndash + Э2+
4[HOЭО]ndash + 3Н+ + A2ndash
5[OЭО]2ndash + 4Н+ + A2ndash
Усиление силы поля иона Эn+
гидролиз по катиону Эn+ гидролиз по аниону Аn‒
По сравнению с теорией Аррениуса протонная теория дает более широкое определение кислоты и основания
Кислоты ndash вещества отдающие протон Основания ndash вещества принимающие протон
Согласно протонной теории любая реакция отщепления протона выражается схемой
КИСЛОТА ОСНОВАНИЕ + Н+
Бренстед Лоури 1923 г
Таким образом каждой кислоте АН соответствует основание Аndash которое возникает при потере кислотой протона
Участвующие в таком процессе кислота и основание называются сопряженными
А ndash Н Аndash + Н+
Бренстед Лоури 1923 г
сопряженная сопряженное кислота основание
HCl Clndash + Н+ NH4+ NH3
ndash + Н+
H2SO4 HSO4ndash + Н+ H3O+ H2O + Н+
HSO4ndash SO4
ndash + Н+ HSO4ndash SO4
ndash + Н+
ПРИМЕРЫ
Бренстед Лоури 1923 г
Бренстед Лоури 1923 г
ПРИМЕР
HCl + H2O H3O+ + Clndash
Из протонной теории вытекают два важных положения
Основание Clndash намного более слабое чем H2O
1 Согласно протонной теории реакцию между кислотой и основанием следует рассматривать как laquoборьбуraquo за протон двух оснований
КИСЛОТА1 + ОСНОВАНИЕ2 КИСЛОТА2 + ОСНОВАНИЕ1
Бренстед Лоури 1923 г
H2O + HCl = H3O+ + Clndash
основание
H2O + NH3 = NH4
+ + OНndash
кислота
2 Вещество проявляет себя как кислота или основание в зависимости от того с каким другим веществом оно вступает в реакцию
КИСЛОТЫ ndash вещества которые при образовании ковалентной связи принимают пару электронов являются акцепторами электронных пар
ОСНОВАНИЯ ndash вещества которые при образовании ковалентной связи отдают пару электронов являются донорами электронных пар
А + В rarr А ndash В донор пары акцептор пары аддукт электронов электронов солеобразный основание кислота продукт Льюиса Льюиса
Cl + H+ rarr Cl ndash H
ПРИМЕРЫ
H ndash N + В ndash F rarr H ndash N В ndash F
H3N + HCl rarr [NH4]+ Clndash
H2N + SO3 rarr H2[SO4] СH3 ndash O ndash CH3 + BCl3 rarr (CH3)2O BCl3
НOndash + H+ rarr H ndashOndash Н
-
H F H F
H F H F
Для объяснения силы кислот и оснований в химии используют несколько концепций
1 Концепция (схема) Косселя
2 Концепция делокализации электрического заряда (концепция резонанса)
Схема Косселя позволяет объяснить зависимость кислот и оснований от заряда и радиуса иона образующего их элемента
Кислоты и основания часто объединяют под общим названием гидроксиды имея в виду что они содержат одинаковую группировку атомов
Э ndash О ndash Н
Будет ли соединение содержащее эту группировку атомов проявлять свойства кислоты или основания от направления его диссоциации
Э ndashОndash Н ЭОndash + H+ гидроксид equiv кислота
Э ndashОndash Н Э+ + ОHndash гидроксид equiv основание
Характер гидроксида определяется относитель-ной прочностью связей
О ndash Н и Э ndash О
Для кислот ЕОndashН lt ЕЭndashО E ndash энергия
Для оснований ЕОndashН gt ЕЭndashО связи
Прочность связей О ndash Н и Э ndash О приближенно можно оценить руководствуясь схемой Косселя
rэ r0
О2ndashЭn+
H+
q1 q2
ε r2
Коссель исходил из представлений что молекула гидроксида состоит из ионов удерживаемых друг около друга Кулоновскими силами
СИЛА КУЛОНАF =
Согласно схеме Косселя связь Э ndash О тем прочнее чем больше заряд и чем меньше радиус иона элемента Э
С другой стороны увеличение заряда и уменьшение радиуса иона элемента ослабляет связь О ndash Н поскольку протон тогда сильнее отталкивается от иона элемента
Таким образом с увеличением заряда иона (степени окисления) элемента и уменьшением его радиуса усиливаются кислотные свойства и ослабевают основные свойства образуемого этим элементом гидроксида
Примером проявления этой закономер-ности может служить изменение свойств в ряду кислот хлора
HOCl lt HClO2 lt HClO3 lt HClO4
С увеличением степени окисления хлора и уменьшением его радиуса сила кислот растет
+1 +3 +5 +7
Такая же закономерность наблюдается при сопоставлении гидроксидов элементов одного периода сила кислот растет с увеличением степени окисления и уменьшением радиуса элемента
H4SiO4 lt H3PO4 lt H2SO4 lt HClO4
В группах
HNO3 gt H3PO4 gt H3AsO4
Формулу кислородосодержащих кислот в общем виде можно записать
ЭОm(OH)n
имея в виду что в их молекулах имеются связи
Н ndash О ndash Э и Э = 0
ПРИМЕРЫ
H2SO4 HNO3 H3PO4
SO2(OH)2 NO2(OH) PO(OH)3
Исследования показывают что сила кислот практически не зависит от n (те числа ОН ndash групп)но заметно возрастает с увеличением числа m
те со связями Э = 0
СИЛА КИСЛОТ ВЛИЯНИЕ СТРУКТУРНЫХ ФАКТОРОВ
В зависимости от числа m кислоты делятся на четыре типа
1 Э(ОН)n hellip очень слабые
2 ЭO(ОН)n hellip слабые
3 ЭO2(ОН)n hellip сильные
4 ЭO3(ОН)n hellip очень сильные
СИЛА КИСЛОТ ВЛИЯНИЕ СТРУКТУРНЫХ ФАКТОРОВ
кислоты тип кислоты сила кислот
HBrOHClO
H3AsO3
Э(ОН)n очень слабые
HNO2
H2CO3
H3PO4
ЭO(ОН)n cлабые
HNO3
HClO3
H2SO4
ЭO2(ОН)n сильные
HClO4
HMnO4
ЭO3(ОН)n очень сильные
СИЛА КИСЛОТ ВЛИЯНИЕ СТРУКТУРНЫХ ФАКТОРОВ
Резкое возрастание силы кислот с увеличением числа m объясняют следующим образом
Рассмотрим соотношение связывающее и сопряженное ей основание
А ndash Н Аndash + Н+
Очевидно равновесие в данной реакции тем больше будет смещено вправо кислота АН будет тем сильнее чем меньше потребуется энергии для образования аниона Аndash те чем устойчивее будет анион Аndash
В ФИЗИКЕ СУЩЕСТВУЕТ ЗАКОН
Устойчивость заряженной системы повы-шается при рассредоточении (делокализации) заряда
То устойчивость аниона Аndash будет тем больше (сопряженная ему кислота НА тем сильнее) чем выше его способность делокализовать отрицательный заряд
Например рост силы кислот в ряду
HOCl lt HClO2 lt HClO3 lt HClO4
объясняется повышением устойчивости анио-нов в ряду
ClOndash lt ClO2ndash lt ClO3
ndash lt ClO4ndash
Каждый из этих анионов (кроме ClOndash) может быть представлен в виде гибрида нескольких структур отличающихся друг от друга лишь расположением отрицательного заряда на них
Чем больше можно написать резонансных структур для аниона тем сильнее делокализован отрицательный заряд и тем следовательно устойчивее анион
1 Cl ndash Ondash 2 ClO2
ndash O = Cl ndash O harr O ndash Cl = O I II
3 O O O O O O
ClO3ndash Cl harr Cl harr
Cl || I || II
| III O O
O
O O
или Cl
O
или [O Cl O]
4 O O O O O O O O ClO4
ndash Cl harr Cl harr Cl harr Cl O O O O O O O O I II III IV
или O O Cl O O
Применим закон действия масс к процессу диссоциации (ионизации) воды
H2O + H2O = H3O+ + ОНndash
ион гидроксония
Ион гидроксония ndash гидратированный ион водорода
H+ + H2O [H(OH2)]+ equiv H3O+
Для простоты уравнение диссоциации воды
записывают
H2О H+ + ОНndash
Константа ионизации воды вычисленная по измерению электропроводности равна
[H+] [ОНndash] K = = 18 10ndash6
[H2O]
Судя по значению этой величины вода ndash очень слабый электролит Поэтому концентрация нераспавшихся молекул воды [H2O] практически величина постоянная и равная
[H2O] = 5556 мольл
Уравнение для константы ионизации воды можно записать следующим образом
K ∙ [H2O] = [H+] [ОНndash]
K ∙ [H2O] = Kw = 18 10ndash6 5556 = 10ndash14
таким образом при tordm = const
Kw = [H+] [ОНndash] = 10ndash14
Kw ndash ионное произведение воды
Для чистой воды и разбавленных растворов
Kw = 10ndash14 при tordm = const
Для чистой воды
[H+] = [ОНndash] = radic Kw = 10ndash7 мольл
Для обозначения реакции среды используют водородный показатель
рН = ndash lg [H+]
нейтральная среда hellip рН = 7
кислая среда hellip рН lt 7
щелочная среда hellip рН gt 7
В насыщенном растворе малорастворимого соединения устанавливается одно или несколько равновесий Например в насыщенном растворе хлорида серебра устанавливается равновесие
AgClтв Ag+ + Clndash
Константу равновесия для этого процесса можно записать
[Ag+] [Cl-]
K = тк [AgCl] тв = const [AgCl] тв
K [AgCl] тв = ПР = [Ag+] [Cl+]
ПР = [Ag+] [Clndash]
Таким образом в насыщенном растворе малорастворимого электролита произ-ведение концентраций его ионов в степени стехиометрических коэффици-ентов есть величина постоянная при данной температуре
В общем случае для процесса
KmAn (тв) mKn+ + nAmndash
ПР = [Kn+]m [Amndash]n
Произведение растворимости характеризует растворимость вещества чем больше ПР тем больше растворимость
[Kn+]m [Amndash]n gt ПР hellip осадок выпадает
[Kn+]m [Amndash]n lt ПР hellipосадок не выпадает (идет растворение)
q 48 10ndash10
Е = = = 12 106
r 2 2 10ndash8
Е = 12 106 300 = 36 108 Всм
Э2+A2ndash + 4H2O [H2OЭОН2]2+ + [ОН2AH2O]2ndash
q = 48 10ndash10 эл ед
r = 2Aring = 2 10ndash8 см
Е =r 2
q
I II
1[H2OЭОН2]2+ + A2ndash 1[ОН2АH2O]2ndash + Э2+
2[H2OЭОН]+ + Н+ + A2ndash 2[OH2АН]ndash +ОНndash +Э2+
3[HOЭОН] + 2Н+ + A2ndash 3[НАН] + 2ОНndash + Э2+
4[HOЭО]ndash + 3Н+ + A2ndash
5[OЭО]2ndash + 4Н+ + A2ndash
Усиление силы поля иона Эn+
гидролиз по катиону Эn+ гидролиз по аниону Аn‒
Таким образом каждой кислоте АН соответствует основание Аndash которое возникает при потере кислотой протона
Участвующие в таком процессе кислота и основание называются сопряженными
А ndash Н Аndash + Н+
Бренстед Лоури 1923 г
сопряженная сопряженное кислота основание
HCl Clndash + Н+ NH4+ NH3
ndash + Н+
H2SO4 HSO4ndash + Н+ H3O+ H2O + Н+
HSO4ndash SO4
ndash + Н+ HSO4ndash SO4
ndash + Н+
ПРИМЕРЫ
Бренстед Лоури 1923 г
Бренстед Лоури 1923 г
ПРИМЕР
HCl + H2O H3O+ + Clndash
Из протонной теории вытекают два важных положения
Основание Clndash намного более слабое чем H2O
1 Согласно протонной теории реакцию между кислотой и основанием следует рассматривать как laquoборьбуraquo за протон двух оснований
КИСЛОТА1 + ОСНОВАНИЕ2 КИСЛОТА2 + ОСНОВАНИЕ1
Бренстед Лоури 1923 г
H2O + HCl = H3O+ + Clndash
основание
H2O + NH3 = NH4
+ + OНndash
кислота
2 Вещество проявляет себя как кислота или основание в зависимости от того с каким другим веществом оно вступает в реакцию
КИСЛОТЫ ndash вещества которые при образовании ковалентной связи принимают пару электронов являются акцепторами электронных пар
ОСНОВАНИЯ ndash вещества которые при образовании ковалентной связи отдают пару электронов являются донорами электронных пар
А + В rarr А ndash В донор пары акцептор пары аддукт электронов электронов солеобразный основание кислота продукт Льюиса Льюиса
Cl + H+ rarr Cl ndash H
ПРИМЕРЫ
H ndash N + В ndash F rarr H ndash N В ndash F
H3N + HCl rarr [NH4]+ Clndash
H2N + SO3 rarr H2[SO4] СH3 ndash O ndash CH3 + BCl3 rarr (CH3)2O BCl3
НOndash + H+ rarr H ndashOndash Н
-
H F H F
H F H F
Для объяснения силы кислот и оснований в химии используют несколько концепций
1 Концепция (схема) Косселя
2 Концепция делокализации электрического заряда (концепция резонанса)
Схема Косселя позволяет объяснить зависимость кислот и оснований от заряда и радиуса иона образующего их элемента
Кислоты и основания часто объединяют под общим названием гидроксиды имея в виду что они содержат одинаковую группировку атомов
Э ndash О ndash Н
Будет ли соединение содержащее эту группировку атомов проявлять свойства кислоты или основания от направления его диссоциации
Э ndashОndash Н ЭОndash + H+ гидроксид equiv кислота
Э ndashОndash Н Э+ + ОHndash гидроксид equiv основание
Характер гидроксида определяется относитель-ной прочностью связей
О ndash Н и Э ndash О
Для кислот ЕОndashН lt ЕЭndashО E ndash энергия
Для оснований ЕОndashН gt ЕЭndashО связи
Прочность связей О ndash Н и Э ndash О приближенно можно оценить руководствуясь схемой Косселя
rэ r0
О2ndashЭn+
H+
q1 q2
ε r2
Коссель исходил из представлений что молекула гидроксида состоит из ионов удерживаемых друг около друга Кулоновскими силами
СИЛА КУЛОНАF =
Согласно схеме Косселя связь Э ndash О тем прочнее чем больше заряд и чем меньше радиус иона элемента Э
С другой стороны увеличение заряда и уменьшение радиуса иона элемента ослабляет связь О ndash Н поскольку протон тогда сильнее отталкивается от иона элемента
Таким образом с увеличением заряда иона (степени окисления) элемента и уменьшением его радиуса усиливаются кислотные свойства и ослабевают основные свойства образуемого этим элементом гидроксида
Примером проявления этой закономер-ности может служить изменение свойств в ряду кислот хлора
HOCl lt HClO2 lt HClO3 lt HClO4
С увеличением степени окисления хлора и уменьшением его радиуса сила кислот растет
+1 +3 +5 +7
Такая же закономерность наблюдается при сопоставлении гидроксидов элементов одного периода сила кислот растет с увеличением степени окисления и уменьшением радиуса элемента
H4SiO4 lt H3PO4 lt H2SO4 lt HClO4
В группах
HNO3 gt H3PO4 gt H3AsO4
Формулу кислородосодержащих кислот в общем виде можно записать
ЭОm(OH)n
имея в виду что в их молекулах имеются связи
Н ndash О ndash Э и Э = 0
ПРИМЕРЫ
H2SO4 HNO3 H3PO4
SO2(OH)2 NO2(OH) PO(OH)3
Исследования показывают что сила кислот практически не зависит от n (те числа ОН ndash групп)но заметно возрастает с увеличением числа m
те со связями Э = 0
СИЛА КИСЛОТ ВЛИЯНИЕ СТРУКТУРНЫХ ФАКТОРОВ
В зависимости от числа m кислоты делятся на четыре типа
1 Э(ОН)n hellip очень слабые
2 ЭO(ОН)n hellip слабые
3 ЭO2(ОН)n hellip сильные
4 ЭO3(ОН)n hellip очень сильные
СИЛА КИСЛОТ ВЛИЯНИЕ СТРУКТУРНЫХ ФАКТОРОВ
кислоты тип кислоты сила кислот
HBrOHClO
H3AsO3
Э(ОН)n очень слабые
HNO2
H2CO3
H3PO4
ЭO(ОН)n cлабые
HNO3
HClO3
H2SO4
ЭO2(ОН)n сильные
HClO4
HMnO4
ЭO3(ОН)n очень сильные
СИЛА КИСЛОТ ВЛИЯНИЕ СТРУКТУРНЫХ ФАКТОРОВ
Резкое возрастание силы кислот с увеличением числа m объясняют следующим образом
Рассмотрим соотношение связывающее и сопряженное ей основание
А ndash Н Аndash + Н+
Очевидно равновесие в данной реакции тем больше будет смещено вправо кислота АН будет тем сильнее чем меньше потребуется энергии для образования аниона Аndash те чем устойчивее будет анион Аndash
В ФИЗИКЕ СУЩЕСТВУЕТ ЗАКОН
Устойчивость заряженной системы повы-шается при рассредоточении (делокализации) заряда
То устойчивость аниона Аndash будет тем больше (сопряженная ему кислота НА тем сильнее) чем выше его способность делокализовать отрицательный заряд
Например рост силы кислот в ряду
HOCl lt HClO2 lt HClO3 lt HClO4
объясняется повышением устойчивости анио-нов в ряду
ClOndash lt ClO2ndash lt ClO3
ndash lt ClO4ndash
Каждый из этих анионов (кроме ClOndash) может быть представлен в виде гибрида нескольких структур отличающихся друг от друга лишь расположением отрицательного заряда на них
Чем больше можно написать резонансных структур для аниона тем сильнее делокализован отрицательный заряд и тем следовательно устойчивее анион
1 Cl ndash Ondash 2 ClO2
ndash O = Cl ndash O harr O ndash Cl = O I II
3 O O O O O O
ClO3ndash Cl harr Cl harr
Cl || I || II
| III O O
O
O O
или Cl
O
или [O Cl O]
4 O O O O O O O O ClO4
ndash Cl harr Cl harr Cl harr Cl O O O O O O O O I II III IV
или O O Cl O O
Применим закон действия масс к процессу диссоциации (ионизации) воды
H2O + H2O = H3O+ + ОНndash
ион гидроксония
Ион гидроксония ndash гидратированный ион водорода
H+ + H2O [H(OH2)]+ equiv H3O+
Для простоты уравнение диссоциации воды
записывают
H2О H+ + ОНndash
Константа ионизации воды вычисленная по измерению электропроводности равна
[H+] [ОНndash] K = = 18 10ndash6
[H2O]
Судя по значению этой величины вода ndash очень слабый электролит Поэтому концентрация нераспавшихся молекул воды [H2O] практически величина постоянная и равная
[H2O] = 5556 мольл
Уравнение для константы ионизации воды можно записать следующим образом
K ∙ [H2O] = [H+] [ОНndash]
K ∙ [H2O] = Kw = 18 10ndash6 5556 = 10ndash14
таким образом при tordm = const
Kw = [H+] [ОНndash] = 10ndash14
Kw ndash ионное произведение воды
Для чистой воды и разбавленных растворов
Kw = 10ndash14 при tordm = const
Для чистой воды
[H+] = [ОНndash] = radic Kw = 10ndash7 мольл
Для обозначения реакции среды используют водородный показатель
рН = ndash lg [H+]
нейтральная среда hellip рН = 7
кислая среда hellip рН lt 7
щелочная среда hellip рН gt 7
В насыщенном растворе малорастворимого соединения устанавливается одно или несколько равновесий Например в насыщенном растворе хлорида серебра устанавливается равновесие
AgClтв Ag+ + Clndash
Константу равновесия для этого процесса можно записать
[Ag+] [Cl-]
K = тк [AgCl] тв = const [AgCl] тв
K [AgCl] тв = ПР = [Ag+] [Cl+]
ПР = [Ag+] [Clndash]
Таким образом в насыщенном растворе малорастворимого электролита произ-ведение концентраций его ионов в степени стехиометрических коэффици-ентов есть величина постоянная при данной температуре
В общем случае для процесса
KmAn (тв) mKn+ + nAmndash
ПР = [Kn+]m [Amndash]n
Произведение растворимости характеризует растворимость вещества чем больше ПР тем больше растворимость
[Kn+]m [Amndash]n gt ПР hellip осадок выпадает
[Kn+]m [Amndash]n lt ПР hellipосадок не выпадает (идет растворение)
q 48 10ndash10
Е = = = 12 106
r 2 2 10ndash8
Е = 12 106 300 = 36 108 Всм
Э2+A2ndash + 4H2O [H2OЭОН2]2+ + [ОН2AH2O]2ndash
q = 48 10ndash10 эл ед
r = 2Aring = 2 10ndash8 см
Е =r 2
q
I II
1[H2OЭОН2]2+ + A2ndash 1[ОН2АH2O]2ndash + Э2+
2[H2OЭОН]+ + Н+ + A2ndash 2[OH2АН]ndash +ОНndash +Э2+
3[HOЭОН] + 2Н+ + A2ndash 3[НАН] + 2ОНndash + Э2+
4[HOЭО]ndash + 3Н+ + A2ndash
5[OЭО]2ndash + 4Н+ + A2ndash
Усиление силы поля иона Эn+
гидролиз по катиону Эn+ гидролиз по аниону Аn‒
HCl Clndash + Н+ NH4+ NH3
ndash + Н+
H2SO4 HSO4ndash + Н+ H3O+ H2O + Н+
HSO4ndash SO4
ndash + Н+ HSO4ndash SO4
ndash + Н+
ПРИМЕРЫ
Бренстед Лоури 1923 г
Бренстед Лоури 1923 г
ПРИМЕР
HCl + H2O H3O+ + Clndash
Из протонной теории вытекают два важных положения
Основание Clndash намного более слабое чем H2O
1 Согласно протонной теории реакцию между кислотой и основанием следует рассматривать как laquoборьбуraquo за протон двух оснований
КИСЛОТА1 + ОСНОВАНИЕ2 КИСЛОТА2 + ОСНОВАНИЕ1
Бренстед Лоури 1923 г
H2O + HCl = H3O+ + Clndash
основание
H2O + NH3 = NH4
+ + OНndash
кислота
2 Вещество проявляет себя как кислота или основание в зависимости от того с каким другим веществом оно вступает в реакцию
КИСЛОТЫ ndash вещества которые при образовании ковалентной связи принимают пару электронов являются акцепторами электронных пар
ОСНОВАНИЯ ndash вещества которые при образовании ковалентной связи отдают пару электронов являются донорами электронных пар
А + В rarr А ndash В донор пары акцептор пары аддукт электронов электронов солеобразный основание кислота продукт Льюиса Льюиса
Cl + H+ rarr Cl ndash H
ПРИМЕРЫ
H ndash N + В ndash F rarr H ndash N В ndash F
H3N + HCl rarr [NH4]+ Clndash
H2N + SO3 rarr H2[SO4] СH3 ndash O ndash CH3 + BCl3 rarr (CH3)2O BCl3
НOndash + H+ rarr H ndashOndash Н
-
H F H F
H F H F
Для объяснения силы кислот и оснований в химии используют несколько концепций
1 Концепция (схема) Косселя
2 Концепция делокализации электрического заряда (концепция резонанса)
Схема Косселя позволяет объяснить зависимость кислот и оснований от заряда и радиуса иона образующего их элемента
Кислоты и основания часто объединяют под общим названием гидроксиды имея в виду что они содержат одинаковую группировку атомов
Э ndash О ndash Н
Будет ли соединение содержащее эту группировку атомов проявлять свойства кислоты или основания от направления его диссоциации
Э ndashОndash Н ЭОndash + H+ гидроксид equiv кислота
Э ndashОndash Н Э+ + ОHndash гидроксид equiv основание
Характер гидроксида определяется относитель-ной прочностью связей
О ndash Н и Э ndash О
Для кислот ЕОndashН lt ЕЭndashО E ndash энергия
Для оснований ЕОndashН gt ЕЭndashО связи
Прочность связей О ndash Н и Э ndash О приближенно можно оценить руководствуясь схемой Косселя
rэ r0
О2ndashЭn+
H+
q1 q2
ε r2
Коссель исходил из представлений что молекула гидроксида состоит из ионов удерживаемых друг около друга Кулоновскими силами
СИЛА КУЛОНАF =
Согласно схеме Косселя связь Э ndash О тем прочнее чем больше заряд и чем меньше радиус иона элемента Э
С другой стороны увеличение заряда и уменьшение радиуса иона элемента ослабляет связь О ndash Н поскольку протон тогда сильнее отталкивается от иона элемента
Таким образом с увеличением заряда иона (степени окисления) элемента и уменьшением его радиуса усиливаются кислотные свойства и ослабевают основные свойства образуемого этим элементом гидроксида
Примером проявления этой закономер-ности может служить изменение свойств в ряду кислот хлора
HOCl lt HClO2 lt HClO3 lt HClO4
С увеличением степени окисления хлора и уменьшением его радиуса сила кислот растет
+1 +3 +5 +7
Такая же закономерность наблюдается при сопоставлении гидроксидов элементов одного периода сила кислот растет с увеличением степени окисления и уменьшением радиуса элемента
H4SiO4 lt H3PO4 lt H2SO4 lt HClO4
В группах
HNO3 gt H3PO4 gt H3AsO4
Формулу кислородосодержащих кислот в общем виде можно записать
ЭОm(OH)n
имея в виду что в их молекулах имеются связи
Н ndash О ndash Э и Э = 0
ПРИМЕРЫ
H2SO4 HNO3 H3PO4
SO2(OH)2 NO2(OH) PO(OH)3
Исследования показывают что сила кислот практически не зависит от n (те числа ОН ndash групп)но заметно возрастает с увеличением числа m
те со связями Э = 0
СИЛА КИСЛОТ ВЛИЯНИЕ СТРУКТУРНЫХ ФАКТОРОВ
В зависимости от числа m кислоты делятся на четыре типа
1 Э(ОН)n hellip очень слабые
2 ЭO(ОН)n hellip слабые
3 ЭO2(ОН)n hellip сильные
4 ЭO3(ОН)n hellip очень сильные
СИЛА КИСЛОТ ВЛИЯНИЕ СТРУКТУРНЫХ ФАКТОРОВ
кислоты тип кислоты сила кислот
HBrOHClO
H3AsO3
Э(ОН)n очень слабые
HNO2
H2CO3
H3PO4
ЭO(ОН)n cлабые
HNO3
HClO3
H2SO4
ЭO2(ОН)n сильные
HClO4
HMnO4
ЭO3(ОН)n очень сильные
СИЛА КИСЛОТ ВЛИЯНИЕ СТРУКТУРНЫХ ФАКТОРОВ
Резкое возрастание силы кислот с увеличением числа m объясняют следующим образом
Рассмотрим соотношение связывающее и сопряженное ей основание
А ndash Н Аndash + Н+
Очевидно равновесие в данной реакции тем больше будет смещено вправо кислота АН будет тем сильнее чем меньше потребуется энергии для образования аниона Аndash те чем устойчивее будет анион Аndash
В ФИЗИКЕ СУЩЕСТВУЕТ ЗАКОН
Устойчивость заряженной системы повы-шается при рассредоточении (делокализации) заряда
То устойчивость аниона Аndash будет тем больше (сопряженная ему кислота НА тем сильнее) чем выше его способность делокализовать отрицательный заряд
Например рост силы кислот в ряду
HOCl lt HClO2 lt HClO3 lt HClO4
объясняется повышением устойчивости анио-нов в ряду
ClOndash lt ClO2ndash lt ClO3
ndash lt ClO4ndash
Каждый из этих анионов (кроме ClOndash) может быть представлен в виде гибрида нескольких структур отличающихся друг от друга лишь расположением отрицательного заряда на них
Чем больше можно написать резонансных структур для аниона тем сильнее делокализован отрицательный заряд и тем следовательно устойчивее анион
1 Cl ndash Ondash 2 ClO2
ndash O = Cl ndash O harr O ndash Cl = O I II
3 O O O O O O
ClO3ndash Cl harr Cl harr
Cl || I || II
| III O O
O
O O
или Cl
O
или [O Cl O]
4 O O O O O O O O ClO4
ndash Cl harr Cl harr Cl harr Cl O O O O O O O O I II III IV
или O O Cl O O
Применим закон действия масс к процессу диссоциации (ионизации) воды
H2O + H2O = H3O+ + ОНndash
ион гидроксония
Ион гидроксония ndash гидратированный ион водорода
H+ + H2O [H(OH2)]+ equiv H3O+
Для простоты уравнение диссоциации воды
записывают
H2О H+ + ОНndash
Константа ионизации воды вычисленная по измерению электропроводности равна
[H+] [ОНndash] K = = 18 10ndash6
[H2O]
Судя по значению этой величины вода ndash очень слабый электролит Поэтому концентрация нераспавшихся молекул воды [H2O] практически величина постоянная и равная
[H2O] = 5556 мольл
Уравнение для константы ионизации воды можно записать следующим образом
K ∙ [H2O] = [H+] [ОНndash]
K ∙ [H2O] = Kw = 18 10ndash6 5556 = 10ndash14
таким образом при tordm = const
Kw = [H+] [ОНndash] = 10ndash14
Kw ndash ионное произведение воды
Для чистой воды и разбавленных растворов
Kw = 10ndash14 при tordm = const
Для чистой воды
[H+] = [ОНndash] = radic Kw = 10ndash7 мольл
Для обозначения реакции среды используют водородный показатель
рН = ndash lg [H+]
нейтральная среда hellip рН = 7
кислая среда hellip рН lt 7
щелочная среда hellip рН gt 7
В насыщенном растворе малорастворимого соединения устанавливается одно или несколько равновесий Например в насыщенном растворе хлорида серебра устанавливается равновесие
AgClтв Ag+ + Clndash
Константу равновесия для этого процесса можно записать
[Ag+] [Cl-]
K = тк [AgCl] тв = const [AgCl] тв
K [AgCl] тв = ПР = [Ag+] [Cl+]
ПР = [Ag+] [Clndash]
Таким образом в насыщенном растворе малорастворимого электролита произ-ведение концентраций его ионов в степени стехиометрических коэффици-ентов есть величина постоянная при данной температуре
В общем случае для процесса
KmAn (тв) mKn+ + nAmndash
ПР = [Kn+]m [Amndash]n
Произведение растворимости характеризует растворимость вещества чем больше ПР тем больше растворимость
[Kn+]m [Amndash]n gt ПР hellip осадок выпадает
[Kn+]m [Amndash]n lt ПР hellipосадок не выпадает (идет растворение)
q 48 10ndash10
Е = = = 12 106
r 2 2 10ndash8
Е = 12 106 300 = 36 108 Всм
Э2+A2ndash + 4H2O [H2OЭОН2]2+ + [ОН2AH2O]2ndash
q = 48 10ndash10 эл ед
r = 2Aring = 2 10ndash8 см
Е =r 2
q
I II
1[H2OЭОН2]2+ + A2ndash 1[ОН2АH2O]2ndash + Э2+
2[H2OЭОН]+ + Н+ + A2ndash 2[OH2АН]ndash +ОНndash +Э2+
3[HOЭОН] + 2Н+ + A2ndash 3[НАН] + 2ОНndash + Э2+
4[HOЭО]ndash + 3Н+ + A2ndash
5[OЭО]2ndash + 4Н+ + A2ndash
Усиление силы поля иона Эn+
гидролиз по катиону Эn+ гидролиз по аниону Аn‒
Бренстед Лоури 1923 г
ПРИМЕР
HCl + H2O H3O+ + Clndash
Из протонной теории вытекают два важных положения
Основание Clndash намного более слабое чем H2O
1 Согласно протонной теории реакцию между кислотой и основанием следует рассматривать как laquoборьбуraquo за протон двух оснований
КИСЛОТА1 + ОСНОВАНИЕ2 КИСЛОТА2 + ОСНОВАНИЕ1
Бренстед Лоури 1923 г
H2O + HCl = H3O+ + Clndash
основание
H2O + NH3 = NH4
+ + OНndash
кислота
2 Вещество проявляет себя как кислота или основание в зависимости от того с каким другим веществом оно вступает в реакцию
КИСЛОТЫ ndash вещества которые при образовании ковалентной связи принимают пару электронов являются акцепторами электронных пар
ОСНОВАНИЯ ndash вещества которые при образовании ковалентной связи отдают пару электронов являются донорами электронных пар
А + В rarr А ndash В донор пары акцептор пары аддукт электронов электронов солеобразный основание кислота продукт Льюиса Льюиса
Cl + H+ rarr Cl ndash H
ПРИМЕРЫ
H ndash N + В ndash F rarr H ndash N В ndash F
H3N + HCl rarr [NH4]+ Clndash
H2N + SO3 rarr H2[SO4] СH3 ndash O ndash CH3 + BCl3 rarr (CH3)2O BCl3
НOndash + H+ rarr H ndashOndash Н
-
H F H F
H F H F
Для объяснения силы кислот и оснований в химии используют несколько концепций
1 Концепция (схема) Косселя
2 Концепция делокализации электрического заряда (концепция резонанса)
Схема Косселя позволяет объяснить зависимость кислот и оснований от заряда и радиуса иона образующего их элемента
Кислоты и основания часто объединяют под общим названием гидроксиды имея в виду что они содержат одинаковую группировку атомов
Э ndash О ndash Н
Будет ли соединение содержащее эту группировку атомов проявлять свойства кислоты или основания от направления его диссоциации
Э ndashОndash Н ЭОndash + H+ гидроксид equiv кислота
Э ndashОndash Н Э+ + ОHndash гидроксид equiv основание
Характер гидроксида определяется относитель-ной прочностью связей
О ndash Н и Э ndash О
Для кислот ЕОndashН lt ЕЭndashО E ndash энергия
Для оснований ЕОndashН gt ЕЭndashО связи
Прочность связей О ndash Н и Э ndash О приближенно можно оценить руководствуясь схемой Косселя
rэ r0
О2ndashЭn+
H+
q1 q2
ε r2
Коссель исходил из представлений что молекула гидроксида состоит из ионов удерживаемых друг около друга Кулоновскими силами
СИЛА КУЛОНАF =
Согласно схеме Косселя связь Э ndash О тем прочнее чем больше заряд и чем меньше радиус иона элемента Э
С другой стороны увеличение заряда и уменьшение радиуса иона элемента ослабляет связь О ndash Н поскольку протон тогда сильнее отталкивается от иона элемента
Таким образом с увеличением заряда иона (степени окисления) элемента и уменьшением его радиуса усиливаются кислотные свойства и ослабевают основные свойства образуемого этим элементом гидроксида
Примером проявления этой закономер-ности может служить изменение свойств в ряду кислот хлора
HOCl lt HClO2 lt HClO3 lt HClO4
С увеличением степени окисления хлора и уменьшением его радиуса сила кислот растет
+1 +3 +5 +7
Такая же закономерность наблюдается при сопоставлении гидроксидов элементов одного периода сила кислот растет с увеличением степени окисления и уменьшением радиуса элемента
H4SiO4 lt H3PO4 lt H2SO4 lt HClO4
В группах
HNO3 gt H3PO4 gt H3AsO4
Формулу кислородосодержащих кислот в общем виде можно записать
ЭОm(OH)n
имея в виду что в их молекулах имеются связи
Н ndash О ndash Э и Э = 0
ПРИМЕРЫ
H2SO4 HNO3 H3PO4
SO2(OH)2 NO2(OH) PO(OH)3
Исследования показывают что сила кислот практически не зависит от n (те числа ОН ndash групп)но заметно возрастает с увеличением числа m
те со связями Э = 0
СИЛА КИСЛОТ ВЛИЯНИЕ СТРУКТУРНЫХ ФАКТОРОВ
В зависимости от числа m кислоты делятся на четыре типа
1 Э(ОН)n hellip очень слабые
2 ЭO(ОН)n hellip слабые
3 ЭO2(ОН)n hellip сильные
4 ЭO3(ОН)n hellip очень сильные
СИЛА КИСЛОТ ВЛИЯНИЕ СТРУКТУРНЫХ ФАКТОРОВ
кислоты тип кислоты сила кислот
HBrOHClO
H3AsO3
Э(ОН)n очень слабые
HNO2
H2CO3
H3PO4
ЭO(ОН)n cлабые
HNO3
HClO3
H2SO4
ЭO2(ОН)n сильные
HClO4
HMnO4
ЭO3(ОН)n очень сильные
СИЛА КИСЛОТ ВЛИЯНИЕ СТРУКТУРНЫХ ФАКТОРОВ
Резкое возрастание силы кислот с увеличением числа m объясняют следующим образом
Рассмотрим соотношение связывающее и сопряженное ей основание
А ndash Н Аndash + Н+
Очевидно равновесие в данной реакции тем больше будет смещено вправо кислота АН будет тем сильнее чем меньше потребуется энергии для образования аниона Аndash те чем устойчивее будет анион Аndash
В ФИЗИКЕ СУЩЕСТВУЕТ ЗАКОН
Устойчивость заряженной системы повы-шается при рассредоточении (делокализации) заряда
То устойчивость аниона Аndash будет тем больше (сопряженная ему кислота НА тем сильнее) чем выше его способность делокализовать отрицательный заряд
Например рост силы кислот в ряду
HOCl lt HClO2 lt HClO3 lt HClO4
объясняется повышением устойчивости анио-нов в ряду
ClOndash lt ClO2ndash lt ClO3
ndash lt ClO4ndash
Каждый из этих анионов (кроме ClOndash) может быть представлен в виде гибрида нескольких структур отличающихся друг от друга лишь расположением отрицательного заряда на них
Чем больше можно написать резонансных структур для аниона тем сильнее делокализован отрицательный заряд и тем следовательно устойчивее анион
1 Cl ndash Ondash 2 ClO2
ndash O = Cl ndash O harr O ndash Cl = O I II
3 O O O O O O
ClO3ndash Cl harr Cl harr
Cl || I || II
| III O O
O
O O
или Cl
O
или [O Cl O]
4 O O O O O O O O ClO4
ndash Cl harr Cl harr Cl harr Cl O O O O O O O O I II III IV
или O O Cl O O
Применим закон действия масс к процессу диссоциации (ионизации) воды
H2O + H2O = H3O+ + ОНndash
ион гидроксония
Ион гидроксония ndash гидратированный ион водорода
H+ + H2O [H(OH2)]+ equiv H3O+
Для простоты уравнение диссоциации воды
записывают
H2О H+ + ОНndash
Константа ионизации воды вычисленная по измерению электропроводности равна
[H+] [ОНndash] K = = 18 10ndash6
[H2O]
Судя по значению этой величины вода ndash очень слабый электролит Поэтому концентрация нераспавшихся молекул воды [H2O] практически величина постоянная и равная
[H2O] = 5556 мольл
Уравнение для константы ионизации воды можно записать следующим образом
K ∙ [H2O] = [H+] [ОНndash]
K ∙ [H2O] = Kw = 18 10ndash6 5556 = 10ndash14
таким образом при tordm = const
Kw = [H+] [ОНndash] = 10ndash14
Kw ndash ионное произведение воды
Для чистой воды и разбавленных растворов
Kw = 10ndash14 при tordm = const
Для чистой воды
[H+] = [ОНndash] = radic Kw = 10ndash7 мольл
Для обозначения реакции среды используют водородный показатель
рН = ndash lg [H+]
нейтральная среда hellip рН = 7
кислая среда hellip рН lt 7
щелочная среда hellip рН gt 7
В насыщенном растворе малорастворимого соединения устанавливается одно или несколько равновесий Например в насыщенном растворе хлорида серебра устанавливается равновесие
AgClтв Ag+ + Clndash
Константу равновесия для этого процесса можно записать
[Ag+] [Cl-]
K = тк [AgCl] тв = const [AgCl] тв
K [AgCl] тв = ПР = [Ag+] [Cl+]
ПР = [Ag+] [Clndash]
Таким образом в насыщенном растворе малорастворимого электролита произ-ведение концентраций его ионов в степени стехиометрических коэффици-ентов есть величина постоянная при данной температуре
В общем случае для процесса
KmAn (тв) mKn+ + nAmndash
ПР = [Kn+]m [Amndash]n
Произведение растворимости характеризует растворимость вещества чем больше ПР тем больше растворимость
[Kn+]m [Amndash]n gt ПР hellip осадок выпадает
[Kn+]m [Amndash]n lt ПР hellipосадок не выпадает (идет растворение)
q 48 10ndash10
Е = = = 12 106
r 2 2 10ndash8
Е = 12 106 300 = 36 108 Всм
Э2+A2ndash + 4H2O [H2OЭОН2]2+ + [ОН2AH2O]2ndash
q = 48 10ndash10 эл ед
r = 2Aring = 2 10ndash8 см
Е =r 2
q
I II
1[H2OЭОН2]2+ + A2ndash 1[ОН2АH2O]2ndash + Э2+
2[H2OЭОН]+ + Н+ + A2ndash 2[OH2АН]ndash +ОНndash +Э2+
3[HOЭОН] + 2Н+ + A2ndash 3[НАН] + 2ОНndash + Э2+
4[HOЭО]ndash + 3Н+ + A2ndash
5[OЭО]2ndash + 4Н+ + A2ndash
Усиление силы поля иона Эn+
гидролиз по катиону Эn+ гидролиз по аниону Аn‒
Бренстед Лоури 1923 г
H2O + HCl = H3O+ + Clndash
основание
H2O + NH3 = NH4
+ + OНndash
кислота
2 Вещество проявляет себя как кислота или основание в зависимости от того с каким другим веществом оно вступает в реакцию
КИСЛОТЫ ndash вещества которые при образовании ковалентной связи принимают пару электронов являются акцепторами электронных пар
ОСНОВАНИЯ ndash вещества которые при образовании ковалентной связи отдают пару электронов являются донорами электронных пар
А + В rarr А ndash В донор пары акцептор пары аддукт электронов электронов солеобразный основание кислота продукт Льюиса Льюиса
Cl + H+ rarr Cl ndash H
ПРИМЕРЫ
H ndash N + В ndash F rarr H ndash N В ndash F
H3N + HCl rarr [NH4]+ Clndash
H2N + SO3 rarr H2[SO4] СH3 ndash O ndash CH3 + BCl3 rarr (CH3)2O BCl3
НOndash + H+ rarr H ndashOndash Н
-
H F H F
H F H F
Для объяснения силы кислот и оснований в химии используют несколько концепций
1 Концепция (схема) Косселя
2 Концепция делокализации электрического заряда (концепция резонанса)
Схема Косселя позволяет объяснить зависимость кислот и оснований от заряда и радиуса иона образующего их элемента
Кислоты и основания часто объединяют под общим названием гидроксиды имея в виду что они содержат одинаковую группировку атомов
Э ndash О ndash Н
Будет ли соединение содержащее эту группировку атомов проявлять свойства кислоты или основания от направления его диссоциации
Э ndashОndash Н ЭОndash + H+ гидроксид equiv кислота
Э ndashОndash Н Э+ + ОHndash гидроксид equiv основание
Характер гидроксида определяется относитель-ной прочностью связей
О ndash Н и Э ndash О
Для кислот ЕОndashН lt ЕЭndashО E ndash энергия
Для оснований ЕОndashН gt ЕЭndashО связи
Прочность связей О ndash Н и Э ndash О приближенно можно оценить руководствуясь схемой Косселя
rэ r0
О2ndashЭn+
H+
q1 q2
ε r2
Коссель исходил из представлений что молекула гидроксида состоит из ионов удерживаемых друг около друга Кулоновскими силами
СИЛА КУЛОНАF =
Согласно схеме Косселя связь Э ndash О тем прочнее чем больше заряд и чем меньше радиус иона элемента Э
С другой стороны увеличение заряда и уменьшение радиуса иона элемента ослабляет связь О ndash Н поскольку протон тогда сильнее отталкивается от иона элемента
Таким образом с увеличением заряда иона (степени окисления) элемента и уменьшением его радиуса усиливаются кислотные свойства и ослабевают основные свойства образуемого этим элементом гидроксида
Примером проявления этой закономер-ности может служить изменение свойств в ряду кислот хлора
HOCl lt HClO2 lt HClO3 lt HClO4
С увеличением степени окисления хлора и уменьшением его радиуса сила кислот растет
+1 +3 +5 +7
Такая же закономерность наблюдается при сопоставлении гидроксидов элементов одного периода сила кислот растет с увеличением степени окисления и уменьшением радиуса элемента
H4SiO4 lt H3PO4 lt H2SO4 lt HClO4
В группах
HNO3 gt H3PO4 gt H3AsO4
Формулу кислородосодержащих кислот в общем виде можно записать
ЭОm(OH)n
имея в виду что в их молекулах имеются связи
Н ndash О ndash Э и Э = 0
ПРИМЕРЫ
H2SO4 HNO3 H3PO4
SO2(OH)2 NO2(OH) PO(OH)3
Исследования показывают что сила кислот практически не зависит от n (те числа ОН ndash групп)но заметно возрастает с увеличением числа m
те со связями Э = 0
СИЛА КИСЛОТ ВЛИЯНИЕ СТРУКТУРНЫХ ФАКТОРОВ
В зависимости от числа m кислоты делятся на четыре типа
1 Э(ОН)n hellip очень слабые
2 ЭO(ОН)n hellip слабые
3 ЭO2(ОН)n hellip сильные
4 ЭO3(ОН)n hellip очень сильные
СИЛА КИСЛОТ ВЛИЯНИЕ СТРУКТУРНЫХ ФАКТОРОВ
кислоты тип кислоты сила кислот
HBrOHClO
H3AsO3
Э(ОН)n очень слабые
HNO2
H2CO3
H3PO4
ЭO(ОН)n cлабые
HNO3
HClO3
H2SO4
ЭO2(ОН)n сильные
HClO4
HMnO4
ЭO3(ОН)n очень сильные
СИЛА КИСЛОТ ВЛИЯНИЕ СТРУКТУРНЫХ ФАКТОРОВ
Резкое возрастание силы кислот с увеличением числа m объясняют следующим образом
Рассмотрим соотношение связывающее и сопряженное ей основание
А ndash Н Аndash + Н+
Очевидно равновесие в данной реакции тем больше будет смещено вправо кислота АН будет тем сильнее чем меньше потребуется энергии для образования аниона Аndash те чем устойчивее будет анион Аndash
В ФИЗИКЕ СУЩЕСТВУЕТ ЗАКОН
Устойчивость заряженной системы повы-шается при рассредоточении (делокализации) заряда
То устойчивость аниона Аndash будет тем больше (сопряженная ему кислота НА тем сильнее) чем выше его способность делокализовать отрицательный заряд
Например рост силы кислот в ряду
HOCl lt HClO2 lt HClO3 lt HClO4
объясняется повышением устойчивости анио-нов в ряду
ClOndash lt ClO2ndash lt ClO3
ndash lt ClO4ndash
Каждый из этих анионов (кроме ClOndash) может быть представлен в виде гибрида нескольких структур отличающихся друг от друга лишь расположением отрицательного заряда на них
Чем больше можно написать резонансных структур для аниона тем сильнее делокализован отрицательный заряд и тем следовательно устойчивее анион
1 Cl ndash Ondash 2 ClO2
ndash O = Cl ndash O harr O ndash Cl = O I II
3 O O O O O O
ClO3ndash Cl harr Cl harr
Cl || I || II
| III O O
O
O O
или Cl
O
или [O Cl O]
4 O O O O O O O O ClO4
ndash Cl harr Cl harr Cl harr Cl O O O O O O O O I II III IV
или O O Cl O O
Применим закон действия масс к процессу диссоциации (ионизации) воды
H2O + H2O = H3O+ + ОНndash
ион гидроксония
Ион гидроксония ndash гидратированный ион водорода
H+ + H2O [H(OH2)]+ equiv H3O+
Для простоты уравнение диссоциации воды
записывают
H2О H+ + ОНndash
Константа ионизации воды вычисленная по измерению электропроводности равна
[H+] [ОНndash] K = = 18 10ndash6
[H2O]
Судя по значению этой величины вода ndash очень слабый электролит Поэтому концентрация нераспавшихся молекул воды [H2O] практически величина постоянная и равная
[H2O] = 5556 мольл
Уравнение для константы ионизации воды можно записать следующим образом
K ∙ [H2O] = [H+] [ОНndash]
K ∙ [H2O] = Kw = 18 10ndash6 5556 = 10ndash14
таким образом при tordm = const
Kw = [H+] [ОНndash] = 10ndash14
Kw ndash ионное произведение воды
Для чистой воды и разбавленных растворов
Kw = 10ndash14 при tordm = const
Для чистой воды
[H+] = [ОНndash] = radic Kw = 10ndash7 мольл
Для обозначения реакции среды используют водородный показатель
рН = ndash lg [H+]
нейтральная среда hellip рН = 7
кислая среда hellip рН lt 7
щелочная среда hellip рН gt 7
В насыщенном растворе малорастворимого соединения устанавливается одно или несколько равновесий Например в насыщенном растворе хлорида серебра устанавливается равновесие
AgClтв Ag+ + Clndash
Константу равновесия для этого процесса можно записать
[Ag+] [Cl-]
K = тк [AgCl] тв = const [AgCl] тв
K [AgCl] тв = ПР = [Ag+] [Cl+]
ПР = [Ag+] [Clndash]
Таким образом в насыщенном растворе малорастворимого электролита произ-ведение концентраций его ионов в степени стехиометрических коэффици-ентов есть величина постоянная при данной температуре
В общем случае для процесса
KmAn (тв) mKn+ + nAmndash
ПР = [Kn+]m [Amndash]n
Произведение растворимости характеризует растворимость вещества чем больше ПР тем больше растворимость
[Kn+]m [Amndash]n gt ПР hellip осадок выпадает
[Kn+]m [Amndash]n lt ПР hellipосадок не выпадает (идет растворение)
q 48 10ndash10
Е = = = 12 106
r 2 2 10ndash8
Е = 12 106 300 = 36 108 Всм
Э2+A2ndash + 4H2O [H2OЭОН2]2+ + [ОН2AH2O]2ndash
q = 48 10ndash10 эл ед
r = 2Aring = 2 10ndash8 см
Е =r 2
q
I II
1[H2OЭОН2]2+ + A2ndash 1[ОН2АH2O]2ndash + Э2+
2[H2OЭОН]+ + Н+ + A2ndash 2[OH2АН]ndash +ОНndash +Э2+
3[HOЭОН] + 2Н+ + A2ndash 3[НАН] + 2ОНndash + Э2+
4[HOЭО]ndash + 3Н+ + A2ndash
5[OЭО]2ndash + 4Н+ + A2ndash
Усиление силы поля иона Эn+
гидролиз по катиону Эn+ гидролиз по аниону Аn‒
КИСЛОТЫ ndash вещества которые при образовании ковалентной связи принимают пару электронов являются акцепторами электронных пар
ОСНОВАНИЯ ndash вещества которые при образовании ковалентной связи отдают пару электронов являются донорами электронных пар
А + В rarr А ndash В донор пары акцептор пары аддукт электронов электронов солеобразный основание кислота продукт Льюиса Льюиса
Cl + H+ rarr Cl ndash H
ПРИМЕРЫ
H ndash N + В ndash F rarr H ndash N В ndash F
H3N + HCl rarr [NH4]+ Clndash
H2N + SO3 rarr H2[SO4] СH3 ndash O ndash CH3 + BCl3 rarr (CH3)2O BCl3
НOndash + H+ rarr H ndashOndash Н
-
H F H F
H F H F
Для объяснения силы кислот и оснований в химии используют несколько концепций
1 Концепция (схема) Косселя
2 Концепция делокализации электрического заряда (концепция резонанса)
Схема Косселя позволяет объяснить зависимость кислот и оснований от заряда и радиуса иона образующего их элемента
Кислоты и основания часто объединяют под общим названием гидроксиды имея в виду что они содержат одинаковую группировку атомов
Э ndash О ndash Н
Будет ли соединение содержащее эту группировку атомов проявлять свойства кислоты или основания от направления его диссоциации
Э ndashОndash Н ЭОndash + H+ гидроксид equiv кислота
Э ndashОndash Н Э+ + ОHndash гидроксид equiv основание
Характер гидроксида определяется относитель-ной прочностью связей
О ndash Н и Э ndash О
Для кислот ЕОndashН lt ЕЭndashО E ndash энергия
Для оснований ЕОndashН gt ЕЭndashО связи
Прочность связей О ndash Н и Э ndash О приближенно можно оценить руководствуясь схемой Косселя
rэ r0
О2ndashЭn+
H+
q1 q2
ε r2
Коссель исходил из представлений что молекула гидроксида состоит из ионов удерживаемых друг около друга Кулоновскими силами
СИЛА КУЛОНАF =
Согласно схеме Косселя связь Э ndash О тем прочнее чем больше заряд и чем меньше радиус иона элемента Э
С другой стороны увеличение заряда и уменьшение радиуса иона элемента ослабляет связь О ndash Н поскольку протон тогда сильнее отталкивается от иона элемента
Таким образом с увеличением заряда иона (степени окисления) элемента и уменьшением его радиуса усиливаются кислотные свойства и ослабевают основные свойства образуемого этим элементом гидроксида
Примером проявления этой закономер-ности может служить изменение свойств в ряду кислот хлора
HOCl lt HClO2 lt HClO3 lt HClO4
С увеличением степени окисления хлора и уменьшением его радиуса сила кислот растет
+1 +3 +5 +7
Такая же закономерность наблюдается при сопоставлении гидроксидов элементов одного периода сила кислот растет с увеличением степени окисления и уменьшением радиуса элемента
H4SiO4 lt H3PO4 lt H2SO4 lt HClO4
В группах
HNO3 gt H3PO4 gt H3AsO4
Формулу кислородосодержащих кислот в общем виде можно записать
ЭОm(OH)n
имея в виду что в их молекулах имеются связи
Н ndash О ndash Э и Э = 0
ПРИМЕРЫ
H2SO4 HNO3 H3PO4
SO2(OH)2 NO2(OH) PO(OH)3
Исследования показывают что сила кислот практически не зависит от n (те числа ОН ndash групп)но заметно возрастает с увеличением числа m
те со связями Э = 0
СИЛА КИСЛОТ ВЛИЯНИЕ СТРУКТУРНЫХ ФАКТОРОВ
В зависимости от числа m кислоты делятся на четыре типа
1 Э(ОН)n hellip очень слабые
2 ЭO(ОН)n hellip слабые
3 ЭO2(ОН)n hellip сильные
4 ЭO3(ОН)n hellip очень сильные
СИЛА КИСЛОТ ВЛИЯНИЕ СТРУКТУРНЫХ ФАКТОРОВ
кислоты тип кислоты сила кислот
HBrOHClO
H3AsO3
Э(ОН)n очень слабые
HNO2
H2CO3
H3PO4
ЭO(ОН)n cлабые
HNO3
HClO3
H2SO4
ЭO2(ОН)n сильные
HClO4
HMnO4
ЭO3(ОН)n очень сильные
СИЛА КИСЛОТ ВЛИЯНИЕ СТРУКТУРНЫХ ФАКТОРОВ
Резкое возрастание силы кислот с увеличением числа m объясняют следующим образом
Рассмотрим соотношение связывающее и сопряженное ей основание
А ndash Н Аndash + Н+
Очевидно равновесие в данной реакции тем больше будет смещено вправо кислота АН будет тем сильнее чем меньше потребуется энергии для образования аниона Аndash те чем устойчивее будет анион Аndash
В ФИЗИКЕ СУЩЕСТВУЕТ ЗАКОН
Устойчивость заряженной системы повы-шается при рассредоточении (делокализации) заряда
То устойчивость аниона Аndash будет тем больше (сопряженная ему кислота НА тем сильнее) чем выше его способность делокализовать отрицательный заряд
Например рост силы кислот в ряду
HOCl lt HClO2 lt HClO3 lt HClO4
объясняется повышением устойчивости анио-нов в ряду
ClOndash lt ClO2ndash lt ClO3
ndash lt ClO4ndash
Каждый из этих анионов (кроме ClOndash) может быть представлен в виде гибрида нескольких структур отличающихся друг от друга лишь расположением отрицательного заряда на них
Чем больше можно написать резонансных структур для аниона тем сильнее делокализован отрицательный заряд и тем следовательно устойчивее анион
1 Cl ndash Ondash 2 ClO2
ndash O = Cl ndash O harr O ndash Cl = O I II
3 O O O O O O
ClO3ndash Cl harr Cl harr
Cl || I || II
| III O O
O
O O
или Cl
O
или [O Cl O]
4 O O O O O O O O ClO4
ndash Cl harr Cl harr Cl harr Cl O O O O O O O O I II III IV
или O O Cl O O
Применим закон действия масс к процессу диссоциации (ионизации) воды
H2O + H2O = H3O+ + ОНndash
ион гидроксония
Ион гидроксония ndash гидратированный ион водорода
H+ + H2O [H(OH2)]+ equiv H3O+
Для простоты уравнение диссоциации воды
записывают
H2О H+ + ОНndash
Константа ионизации воды вычисленная по измерению электропроводности равна
[H+] [ОНndash] K = = 18 10ndash6
[H2O]
Судя по значению этой величины вода ndash очень слабый электролит Поэтому концентрация нераспавшихся молекул воды [H2O] практически величина постоянная и равная
[H2O] = 5556 мольл
Уравнение для константы ионизации воды можно записать следующим образом
K ∙ [H2O] = [H+] [ОНndash]
K ∙ [H2O] = Kw = 18 10ndash6 5556 = 10ndash14
таким образом при tordm = const
Kw = [H+] [ОНndash] = 10ndash14
Kw ndash ионное произведение воды
Для чистой воды и разбавленных растворов
Kw = 10ndash14 при tordm = const
Для чистой воды
[H+] = [ОНndash] = radic Kw = 10ndash7 мольл
Для обозначения реакции среды используют водородный показатель
рН = ndash lg [H+]
нейтральная среда hellip рН = 7
кислая среда hellip рН lt 7
щелочная среда hellip рН gt 7
В насыщенном растворе малорастворимого соединения устанавливается одно или несколько равновесий Например в насыщенном растворе хлорида серебра устанавливается равновесие
AgClтв Ag+ + Clndash
Константу равновесия для этого процесса можно записать
[Ag+] [Cl-]
K = тк [AgCl] тв = const [AgCl] тв
K [AgCl] тв = ПР = [Ag+] [Cl+]
ПР = [Ag+] [Clndash]
Таким образом в насыщенном растворе малорастворимого электролита произ-ведение концентраций его ионов в степени стехиометрических коэффици-ентов есть величина постоянная при данной температуре
В общем случае для процесса
KmAn (тв) mKn+ + nAmndash
ПР = [Kn+]m [Amndash]n
Произведение растворимости характеризует растворимость вещества чем больше ПР тем больше растворимость
[Kn+]m [Amndash]n gt ПР hellip осадок выпадает
[Kn+]m [Amndash]n lt ПР hellipосадок не выпадает (идет растворение)
q 48 10ndash10
Е = = = 12 106
r 2 2 10ndash8
Е = 12 106 300 = 36 108 Всм
Э2+A2ndash + 4H2O [H2OЭОН2]2+ + [ОН2AH2O]2ndash
q = 48 10ndash10 эл ед
r = 2Aring = 2 10ndash8 см
Е =r 2
q
I II
1[H2OЭОН2]2+ + A2ndash 1[ОН2АH2O]2ndash + Э2+
2[H2OЭОН]+ + Н+ + A2ndash 2[OH2АН]ndash +ОНndash +Э2+
3[HOЭОН] + 2Н+ + A2ndash 3[НАН] + 2ОНndash + Э2+
4[HOЭО]ndash + 3Н+ + A2ndash
5[OЭО]2ndash + 4Н+ + A2ndash
Усиление силы поля иона Эn+
гидролиз по катиону Эn+ гидролиз по аниону Аn‒
Cl + H+ rarr Cl ndash H
ПРИМЕРЫ
H ndash N + В ndash F rarr H ndash N В ndash F
H3N + HCl rarr [NH4]+ Clndash
H2N + SO3 rarr H2[SO4] СH3 ndash O ndash CH3 + BCl3 rarr (CH3)2O BCl3
НOndash + H+ rarr H ndashOndash Н
-
H F H F
H F H F
Для объяснения силы кислот и оснований в химии используют несколько концепций
1 Концепция (схема) Косселя
2 Концепция делокализации электрического заряда (концепция резонанса)
Схема Косселя позволяет объяснить зависимость кислот и оснований от заряда и радиуса иона образующего их элемента
Кислоты и основания часто объединяют под общим названием гидроксиды имея в виду что они содержат одинаковую группировку атомов
Э ndash О ndash Н
Будет ли соединение содержащее эту группировку атомов проявлять свойства кислоты или основания от направления его диссоциации
Э ndashОndash Н ЭОndash + H+ гидроксид equiv кислота
Э ndashОndash Н Э+ + ОHndash гидроксид equiv основание
Характер гидроксида определяется относитель-ной прочностью связей
О ndash Н и Э ndash О
Для кислот ЕОndashН lt ЕЭndashО E ndash энергия
Для оснований ЕОndashН gt ЕЭndashО связи
Прочность связей О ndash Н и Э ndash О приближенно можно оценить руководствуясь схемой Косселя
rэ r0
О2ndashЭn+
H+
q1 q2
ε r2
Коссель исходил из представлений что молекула гидроксида состоит из ионов удерживаемых друг около друга Кулоновскими силами
СИЛА КУЛОНАF =
Согласно схеме Косселя связь Э ndash О тем прочнее чем больше заряд и чем меньше радиус иона элемента Э
С другой стороны увеличение заряда и уменьшение радиуса иона элемента ослабляет связь О ndash Н поскольку протон тогда сильнее отталкивается от иона элемента
Таким образом с увеличением заряда иона (степени окисления) элемента и уменьшением его радиуса усиливаются кислотные свойства и ослабевают основные свойства образуемого этим элементом гидроксида
Примером проявления этой закономер-ности может служить изменение свойств в ряду кислот хлора
HOCl lt HClO2 lt HClO3 lt HClO4
С увеличением степени окисления хлора и уменьшением его радиуса сила кислот растет
+1 +3 +5 +7
Такая же закономерность наблюдается при сопоставлении гидроксидов элементов одного периода сила кислот растет с увеличением степени окисления и уменьшением радиуса элемента
H4SiO4 lt H3PO4 lt H2SO4 lt HClO4
В группах
HNO3 gt H3PO4 gt H3AsO4
Формулу кислородосодержащих кислот в общем виде можно записать
ЭОm(OH)n
имея в виду что в их молекулах имеются связи
Н ndash О ndash Э и Э = 0
ПРИМЕРЫ
H2SO4 HNO3 H3PO4
SO2(OH)2 NO2(OH) PO(OH)3
Исследования показывают что сила кислот практически не зависит от n (те числа ОН ndash групп)но заметно возрастает с увеличением числа m
те со связями Э = 0
СИЛА КИСЛОТ ВЛИЯНИЕ СТРУКТУРНЫХ ФАКТОРОВ
В зависимости от числа m кислоты делятся на четыре типа
1 Э(ОН)n hellip очень слабые
2 ЭO(ОН)n hellip слабые
3 ЭO2(ОН)n hellip сильные
4 ЭO3(ОН)n hellip очень сильные
СИЛА КИСЛОТ ВЛИЯНИЕ СТРУКТУРНЫХ ФАКТОРОВ
кислоты тип кислоты сила кислот
HBrOHClO
H3AsO3
Э(ОН)n очень слабые
HNO2
H2CO3
H3PO4
ЭO(ОН)n cлабые
HNO3
HClO3
H2SO4
ЭO2(ОН)n сильные
HClO4
HMnO4
ЭO3(ОН)n очень сильные
СИЛА КИСЛОТ ВЛИЯНИЕ СТРУКТУРНЫХ ФАКТОРОВ
Резкое возрастание силы кислот с увеличением числа m объясняют следующим образом
Рассмотрим соотношение связывающее и сопряженное ей основание
А ndash Н Аndash + Н+
Очевидно равновесие в данной реакции тем больше будет смещено вправо кислота АН будет тем сильнее чем меньше потребуется энергии для образования аниона Аndash те чем устойчивее будет анион Аndash
В ФИЗИКЕ СУЩЕСТВУЕТ ЗАКОН
Устойчивость заряженной системы повы-шается при рассредоточении (делокализации) заряда
То устойчивость аниона Аndash будет тем больше (сопряженная ему кислота НА тем сильнее) чем выше его способность делокализовать отрицательный заряд
Например рост силы кислот в ряду
HOCl lt HClO2 lt HClO3 lt HClO4
объясняется повышением устойчивости анио-нов в ряду
ClOndash lt ClO2ndash lt ClO3
ndash lt ClO4ndash
Каждый из этих анионов (кроме ClOndash) может быть представлен в виде гибрида нескольких структур отличающихся друг от друга лишь расположением отрицательного заряда на них
Чем больше можно написать резонансных структур для аниона тем сильнее делокализован отрицательный заряд и тем следовательно устойчивее анион
1 Cl ndash Ondash 2 ClO2
ndash O = Cl ndash O harr O ndash Cl = O I II
3 O O O O O O
ClO3ndash Cl harr Cl harr
Cl || I || II
| III O O
O
O O
или Cl
O
или [O Cl O]
4 O O O O O O O O ClO4
ndash Cl harr Cl harr Cl harr Cl O O O O O O O O I II III IV
или O O Cl O O
Применим закон действия масс к процессу диссоциации (ионизации) воды
H2O + H2O = H3O+ + ОНndash
ион гидроксония
Ион гидроксония ndash гидратированный ион водорода
H+ + H2O [H(OH2)]+ equiv H3O+
Для простоты уравнение диссоциации воды
записывают
H2О H+ + ОНndash
Константа ионизации воды вычисленная по измерению электропроводности равна
[H+] [ОНndash] K = = 18 10ndash6
[H2O]
Судя по значению этой величины вода ndash очень слабый электролит Поэтому концентрация нераспавшихся молекул воды [H2O] практически величина постоянная и равная
[H2O] = 5556 мольл
Уравнение для константы ионизации воды можно записать следующим образом
K ∙ [H2O] = [H+] [ОНndash]
K ∙ [H2O] = Kw = 18 10ndash6 5556 = 10ndash14
таким образом при tordm = const
Kw = [H+] [ОНndash] = 10ndash14
Kw ndash ионное произведение воды
Для чистой воды и разбавленных растворов
Kw = 10ndash14 при tordm = const
Для чистой воды
[H+] = [ОНndash] = radic Kw = 10ndash7 мольл
Для обозначения реакции среды используют водородный показатель
рН = ndash lg [H+]
нейтральная среда hellip рН = 7
кислая среда hellip рН lt 7
щелочная среда hellip рН gt 7
В насыщенном растворе малорастворимого соединения устанавливается одно или несколько равновесий Например в насыщенном растворе хлорида серебра устанавливается равновесие
AgClтв Ag+ + Clndash
Константу равновесия для этого процесса можно записать
[Ag+] [Cl-]
K = тк [AgCl] тв = const [AgCl] тв
K [AgCl] тв = ПР = [Ag+] [Cl+]
ПР = [Ag+] [Clndash]
Таким образом в насыщенном растворе малорастворимого электролита произ-ведение концентраций его ионов в степени стехиометрических коэффици-ентов есть величина постоянная при данной температуре
В общем случае для процесса
KmAn (тв) mKn+ + nAmndash
ПР = [Kn+]m [Amndash]n
Произведение растворимости характеризует растворимость вещества чем больше ПР тем больше растворимость
[Kn+]m [Amndash]n gt ПР hellip осадок выпадает
[Kn+]m [Amndash]n lt ПР hellipосадок не выпадает (идет растворение)
q 48 10ndash10
Е = = = 12 106
r 2 2 10ndash8
Е = 12 106 300 = 36 108 Всм
Э2+A2ndash + 4H2O [H2OЭОН2]2+ + [ОН2AH2O]2ndash
q = 48 10ndash10 эл ед
r = 2Aring = 2 10ndash8 см
Е =r 2
q
I II
1[H2OЭОН2]2+ + A2ndash 1[ОН2АH2O]2ndash + Э2+
2[H2OЭОН]+ + Н+ + A2ndash 2[OH2АН]ndash +ОНndash +Э2+
3[HOЭОН] + 2Н+ + A2ndash 3[НАН] + 2ОНndash + Э2+
4[HOЭО]ndash + 3Н+ + A2ndash
5[OЭО]2ndash + 4Н+ + A2ndash
Усиление силы поля иона Эn+
гидролиз по катиону Эn+ гидролиз по аниону Аn‒
Для объяснения силы кислот и оснований в химии используют несколько концепций
1 Концепция (схема) Косселя
2 Концепция делокализации электрического заряда (концепция резонанса)
Схема Косселя позволяет объяснить зависимость кислот и оснований от заряда и радиуса иона образующего их элемента
Кислоты и основания часто объединяют под общим названием гидроксиды имея в виду что они содержат одинаковую группировку атомов
Э ndash О ndash Н
Будет ли соединение содержащее эту группировку атомов проявлять свойства кислоты или основания от направления его диссоциации
Э ndashОndash Н ЭОndash + H+ гидроксид equiv кислота
Э ndashОndash Н Э+ + ОHndash гидроксид equiv основание
Характер гидроксида определяется относитель-ной прочностью связей
О ndash Н и Э ndash О
Для кислот ЕОndashН lt ЕЭndashО E ndash энергия
Для оснований ЕОndashН gt ЕЭndashО связи
Прочность связей О ndash Н и Э ndash О приближенно можно оценить руководствуясь схемой Косселя
rэ r0
О2ndashЭn+
H+
q1 q2
ε r2
Коссель исходил из представлений что молекула гидроксида состоит из ионов удерживаемых друг около друга Кулоновскими силами
СИЛА КУЛОНАF =
Согласно схеме Косселя связь Э ndash О тем прочнее чем больше заряд и чем меньше радиус иона элемента Э
С другой стороны увеличение заряда и уменьшение радиуса иона элемента ослабляет связь О ndash Н поскольку протон тогда сильнее отталкивается от иона элемента
Таким образом с увеличением заряда иона (степени окисления) элемента и уменьшением его радиуса усиливаются кислотные свойства и ослабевают основные свойства образуемого этим элементом гидроксида
Примером проявления этой закономер-ности может служить изменение свойств в ряду кислот хлора
HOCl lt HClO2 lt HClO3 lt HClO4
С увеличением степени окисления хлора и уменьшением его радиуса сила кислот растет
+1 +3 +5 +7
Такая же закономерность наблюдается при сопоставлении гидроксидов элементов одного периода сила кислот растет с увеличением степени окисления и уменьшением радиуса элемента
H4SiO4 lt H3PO4 lt H2SO4 lt HClO4
В группах
HNO3 gt H3PO4 gt H3AsO4
Формулу кислородосодержащих кислот в общем виде можно записать
ЭОm(OH)n
имея в виду что в их молекулах имеются связи
Н ndash О ndash Э и Э = 0
ПРИМЕРЫ
H2SO4 HNO3 H3PO4
SO2(OH)2 NO2(OH) PO(OH)3
Исследования показывают что сила кислот практически не зависит от n (те числа ОН ndash групп)но заметно возрастает с увеличением числа m
те со связями Э = 0
СИЛА КИСЛОТ ВЛИЯНИЕ СТРУКТУРНЫХ ФАКТОРОВ
В зависимости от числа m кислоты делятся на четыре типа
1 Э(ОН)n hellip очень слабые
2 ЭO(ОН)n hellip слабые
3 ЭO2(ОН)n hellip сильные
4 ЭO3(ОН)n hellip очень сильные
СИЛА КИСЛОТ ВЛИЯНИЕ СТРУКТУРНЫХ ФАКТОРОВ
кислоты тип кислоты сила кислот
HBrOHClO
H3AsO3
Э(ОН)n очень слабые
HNO2
H2CO3
H3PO4
ЭO(ОН)n cлабые
HNO3
HClO3
H2SO4
ЭO2(ОН)n сильные
HClO4
HMnO4
ЭO3(ОН)n очень сильные
СИЛА КИСЛОТ ВЛИЯНИЕ СТРУКТУРНЫХ ФАКТОРОВ
Резкое возрастание силы кислот с увеличением числа m объясняют следующим образом
Рассмотрим соотношение связывающее и сопряженное ей основание
А ndash Н Аndash + Н+
Очевидно равновесие в данной реакции тем больше будет смещено вправо кислота АН будет тем сильнее чем меньше потребуется энергии для образования аниона Аndash те чем устойчивее будет анион Аndash
В ФИЗИКЕ СУЩЕСТВУЕТ ЗАКОН
Устойчивость заряженной системы повы-шается при рассредоточении (делокализации) заряда
То устойчивость аниона Аndash будет тем больше (сопряженная ему кислота НА тем сильнее) чем выше его способность делокализовать отрицательный заряд
Например рост силы кислот в ряду
HOCl lt HClO2 lt HClO3 lt HClO4
объясняется повышением устойчивости анио-нов в ряду
ClOndash lt ClO2ndash lt ClO3
ndash lt ClO4ndash
Каждый из этих анионов (кроме ClOndash) может быть представлен в виде гибрида нескольких структур отличающихся друг от друга лишь расположением отрицательного заряда на них
Чем больше можно написать резонансных структур для аниона тем сильнее делокализован отрицательный заряд и тем следовательно устойчивее анион
1 Cl ndash Ondash 2 ClO2
ndash O = Cl ndash O harr O ndash Cl = O I II
3 O O O O O O
ClO3ndash Cl harr Cl harr
Cl || I || II
| III O O
O
O O
или Cl
O
или [O Cl O]
4 O O O O O O O O ClO4
ndash Cl harr Cl harr Cl harr Cl O O O O O O O O I II III IV
или O O Cl O O
Применим закон действия масс к процессу диссоциации (ионизации) воды
H2O + H2O = H3O+ + ОНndash
ион гидроксония
Ион гидроксония ndash гидратированный ион водорода
H+ + H2O [H(OH2)]+ equiv H3O+
Для простоты уравнение диссоциации воды
записывают
H2О H+ + ОНndash
Константа ионизации воды вычисленная по измерению электропроводности равна
[H+] [ОНndash] K = = 18 10ndash6
[H2O]
Судя по значению этой величины вода ndash очень слабый электролит Поэтому концентрация нераспавшихся молекул воды [H2O] практически величина постоянная и равная
[H2O] = 5556 мольл
Уравнение для константы ионизации воды можно записать следующим образом
K ∙ [H2O] = [H+] [ОНndash]
K ∙ [H2O] = Kw = 18 10ndash6 5556 = 10ndash14
таким образом при tordm = const
Kw = [H+] [ОНndash] = 10ndash14
Kw ndash ионное произведение воды
Для чистой воды и разбавленных растворов
Kw = 10ndash14 при tordm = const
Для чистой воды
[H+] = [ОНndash] = radic Kw = 10ndash7 мольл
Для обозначения реакции среды используют водородный показатель
рН = ndash lg [H+]
нейтральная среда hellip рН = 7
кислая среда hellip рН lt 7
щелочная среда hellip рН gt 7
В насыщенном растворе малорастворимого соединения устанавливается одно или несколько равновесий Например в насыщенном растворе хлорида серебра устанавливается равновесие
AgClтв Ag+ + Clndash
Константу равновесия для этого процесса можно записать
[Ag+] [Cl-]
K = тк [AgCl] тв = const [AgCl] тв
K [AgCl] тв = ПР = [Ag+] [Cl+]
ПР = [Ag+] [Clndash]
Таким образом в насыщенном растворе малорастворимого электролита произ-ведение концентраций его ионов в степени стехиометрических коэффици-ентов есть величина постоянная при данной температуре
В общем случае для процесса
KmAn (тв) mKn+ + nAmndash
ПР = [Kn+]m [Amndash]n
Произведение растворимости характеризует растворимость вещества чем больше ПР тем больше растворимость
[Kn+]m [Amndash]n gt ПР hellip осадок выпадает
[Kn+]m [Amndash]n lt ПР hellipосадок не выпадает (идет растворение)
q 48 10ndash10
Е = = = 12 106
r 2 2 10ndash8
Е = 12 106 300 = 36 108 Всм
Э2+A2ndash + 4H2O [H2OЭОН2]2+ + [ОН2AH2O]2ndash
q = 48 10ndash10 эл ед
r = 2Aring = 2 10ndash8 см
Е =r 2
q
I II
1[H2OЭОН2]2+ + A2ndash 1[ОН2АH2O]2ndash + Э2+
2[H2OЭОН]+ + Н+ + A2ndash 2[OH2АН]ndash +ОНndash +Э2+
3[HOЭОН] + 2Н+ + A2ndash 3[НАН] + 2ОНndash + Э2+
4[HOЭО]ndash + 3Н+ + A2ndash
5[OЭО]2ndash + 4Н+ + A2ndash
Усиление силы поля иона Эn+
гидролиз по катиону Эn+ гидролиз по аниону Аn‒
Кислоты и основания часто объединяют под общим названием гидроксиды имея в виду что они содержат одинаковую группировку атомов
Э ndash О ndash Н
Будет ли соединение содержащее эту группировку атомов проявлять свойства кислоты или основания от направления его диссоциации
Э ndashОndash Н ЭОndash + H+ гидроксид equiv кислота
Э ndashОndash Н Э+ + ОHndash гидроксид equiv основание
Характер гидроксида определяется относитель-ной прочностью связей
О ndash Н и Э ndash О
Для кислот ЕОndashН lt ЕЭndashО E ndash энергия
Для оснований ЕОndashН gt ЕЭndashО связи
Прочность связей О ndash Н и Э ndash О приближенно можно оценить руководствуясь схемой Косселя
rэ r0
О2ndashЭn+
H+
q1 q2
ε r2
Коссель исходил из представлений что молекула гидроксида состоит из ионов удерживаемых друг около друга Кулоновскими силами
СИЛА КУЛОНАF =
Согласно схеме Косселя связь Э ndash О тем прочнее чем больше заряд и чем меньше радиус иона элемента Э
С другой стороны увеличение заряда и уменьшение радиуса иона элемента ослабляет связь О ndash Н поскольку протон тогда сильнее отталкивается от иона элемента
Таким образом с увеличением заряда иона (степени окисления) элемента и уменьшением его радиуса усиливаются кислотные свойства и ослабевают основные свойства образуемого этим элементом гидроксида
Примером проявления этой закономер-ности может служить изменение свойств в ряду кислот хлора
HOCl lt HClO2 lt HClO3 lt HClO4
С увеличением степени окисления хлора и уменьшением его радиуса сила кислот растет
+1 +3 +5 +7
Такая же закономерность наблюдается при сопоставлении гидроксидов элементов одного периода сила кислот растет с увеличением степени окисления и уменьшением радиуса элемента
H4SiO4 lt H3PO4 lt H2SO4 lt HClO4
В группах
HNO3 gt H3PO4 gt H3AsO4
Формулу кислородосодержащих кислот в общем виде можно записать
ЭОm(OH)n
имея в виду что в их молекулах имеются связи
Н ndash О ndash Э и Э = 0
ПРИМЕРЫ
H2SO4 HNO3 H3PO4
SO2(OH)2 NO2(OH) PO(OH)3
Исследования показывают что сила кислот практически не зависит от n (те числа ОН ndash групп)но заметно возрастает с увеличением числа m
те со связями Э = 0
СИЛА КИСЛОТ ВЛИЯНИЕ СТРУКТУРНЫХ ФАКТОРОВ
В зависимости от числа m кислоты делятся на четыре типа
1 Э(ОН)n hellip очень слабые
2 ЭO(ОН)n hellip слабые
3 ЭO2(ОН)n hellip сильные
4 ЭO3(ОН)n hellip очень сильные
СИЛА КИСЛОТ ВЛИЯНИЕ СТРУКТУРНЫХ ФАКТОРОВ
кислоты тип кислоты сила кислот
HBrOHClO
H3AsO3
Э(ОН)n очень слабые
HNO2
H2CO3
H3PO4
ЭO(ОН)n cлабые
HNO3
HClO3
H2SO4
ЭO2(ОН)n сильные
HClO4
HMnO4
ЭO3(ОН)n очень сильные
СИЛА КИСЛОТ ВЛИЯНИЕ СТРУКТУРНЫХ ФАКТОРОВ
Резкое возрастание силы кислот с увеличением числа m объясняют следующим образом
Рассмотрим соотношение связывающее и сопряженное ей основание
А ndash Н Аndash + Н+
Очевидно равновесие в данной реакции тем больше будет смещено вправо кислота АН будет тем сильнее чем меньше потребуется энергии для образования аниона Аndash те чем устойчивее будет анион Аndash
В ФИЗИКЕ СУЩЕСТВУЕТ ЗАКОН
Устойчивость заряженной системы повы-шается при рассредоточении (делокализации) заряда
То устойчивость аниона Аndash будет тем больше (сопряженная ему кислота НА тем сильнее) чем выше его способность делокализовать отрицательный заряд
Например рост силы кислот в ряду
HOCl lt HClO2 lt HClO3 lt HClO4
объясняется повышением устойчивости анио-нов в ряду
ClOndash lt ClO2ndash lt ClO3
ndash lt ClO4ndash
Каждый из этих анионов (кроме ClOndash) может быть представлен в виде гибрида нескольких структур отличающихся друг от друга лишь расположением отрицательного заряда на них
Чем больше можно написать резонансных структур для аниона тем сильнее делокализован отрицательный заряд и тем следовательно устойчивее анион
1 Cl ndash Ondash 2 ClO2
ndash O = Cl ndash O harr O ndash Cl = O I II
3 O O O O O O
ClO3ndash Cl harr Cl harr
Cl || I || II
| III O O
O
O O
или Cl
O
или [O Cl O]
4 O O O O O O O O ClO4
ndash Cl harr Cl harr Cl harr Cl O O O O O O O O I II III IV
или O O Cl O O
Применим закон действия масс к процессу диссоциации (ионизации) воды
H2O + H2O = H3O+ + ОНndash
ион гидроксония
Ион гидроксония ndash гидратированный ион водорода
H+ + H2O [H(OH2)]+ equiv H3O+
Для простоты уравнение диссоциации воды
записывают
H2О H+ + ОНndash
Константа ионизации воды вычисленная по измерению электропроводности равна
[H+] [ОНndash] K = = 18 10ndash6
[H2O]
Судя по значению этой величины вода ndash очень слабый электролит Поэтому концентрация нераспавшихся молекул воды [H2O] практически величина постоянная и равная
[H2O] = 5556 мольл
Уравнение для константы ионизации воды можно записать следующим образом
K ∙ [H2O] = [H+] [ОНndash]
K ∙ [H2O] = Kw = 18 10ndash6 5556 = 10ndash14
таким образом при tordm = const
Kw = [H+] [ОНndash] = 10ndash14
Kw ndash ионное произведение воды
Для чистой воды и разбавленных растворов
Kw = 10ndash14 при tordm = const
Для чистой воды
[H+] = [ОНndash] = radic Kw = 10ndash7 мольл
Для обозначения реакции среды используют водородный показатель
рН = ndash lg [H+]
нейтральная среда hellip рН = 7
кислая среда hellip рН lt 7
щелочная среда hellip рН gt 7
В насыщенном растворе малорастворимого соединения устанавливается одно или несколько равновесий Например в насыщенном растворе хлорида серебра устанавливается равновесие
AgClтв Ag+ + Clndash
Константу равновесия для этого процесса можно записать
[Ag+] [Cl-]
K = тк [AgCl] тв = const [AgCl] тв
K [AgCl] тв = ПР = [Ag+] [Cl+]
ПР = [Ag+] [Clndash]
Таким образом в насыщенном растворе малорастворимого электролита произ-ведение концентраций его ионов в степени стехиометрических коэффици-ентов есть величина постоянная при данной температуре
В общем случае для процесса
KmAn (тв) mKn+ + nAmndash
ПР = [Kn+]m [Amndash]n
Произведение растворимости характеризует растворимость вещества чем больше ПР тем больше растворимость
[Kn+]m [Amndash]n gt ПР hellip осадок выпадает
[Kn+]m [Amndash]n lt ПР hellipосадок не выпадает (идет растворение)
q 48 10ndash10
Е = = = 12 106
r 2 2 10ndash8
Е = 12 106 300 = 36 108 Всм
Э2+A2ndash + 4H2O [H2OЭОН2]2+ + [ОН2AH2O]2ndash
q = 48 10ndash10 эл ед
r = 2Aring = 2 10ndash8 см
Е =r 2
q
I II
1[H2OЭОН2]2+ + A2ndash 1[ОН2АH2O]2ndash + Э2+
2[H2OЭОН]+ + Н+ + A2ndash 2[OH2АН]ndash +ОНndash +Э2+
3[HOЭОН] + 2Н+ + A2ndash 3[НАН] + 2ОНndash + Э2+
4[HOЭО]ndash + 3Н+ + A2ndash
5[OЭО]2ndash + 4Н+ + A2ndash
Усиление силы поля иона Эn+
гидролиз по катиону Эn+ гидролиз по аниону Аn‒
Характер гидроксида определяется относитель-ной прочностью связей
О ndash Н и Э ndash О
Для кислот ЕОndashН lt ЕЭndashО E ndash энергия
Для оснований ЕОndashН gt ЕЭndashО связи
Прочность связей О ndash Н и Э ndash О приближенно можно оценить руководствуясь схемой Косселя
rэ r0
О2ndashЭn+
H+
q1 q2
ε r2
Коссель исходил из представлений что молекула гидроксида состоит из ионов удерживаемых друг около друга Кулоновскими силами
СИЛА КУЛОНАF =
Согласно схеме Косселя связь Э ndash О тем прочнее чем больше заряд и чем меньше радиус иона элемента Э
С другой стороны увеличение заряда и уменьшение радиуса иона элемента ослабляет связь О ndash Н поскольку протон тогда сильнее отталкивается от иона элемента
Таким образом с увеличением заряда иона (степени окисления) элемента и уменьшением его радиуса усиливаются кислотные свойства и ослабевают основные свойства образуемого этим элементом гидроксида
Примером проявления этой закономер-ности может служить изменение свойств в ряду кислот хлора
HOCl lt HClO2 lt HClO3 lt HClO4
С увеличением степени окисления хлора и уменьшением его радиуса сила кислот растет
+1 +3 +5 +7
Такая же закономерность наблюдается при сопоставлении гидроксидов элементов одного периода сила кислот растет с увеличением степени окисления и уменьшением радиуса элемента
H4SiO4 lt H3PO4 lt H2SO4 lt HClO4
В группах
HNO3 gt H3PO4 gt H3AsO4
Формулу кислородосодержащих кислот в общем виде можно записать
ЭОm(OH)n
имея в виду что в их молекулах имеются связи
Н ndash О ndash Э и Э = 0
ПРИМЕРЫ
H2SO4 HNO3 H3PO4
SO2(OH)2 NO2(OH) PO(OH)3
Исследования показывают что сила кислот практически не зависит от n (те числа ОН ndash групп)но заметно возрастает с увеличением числа m
те со связями Э = 0
СИЛА КИСЛОТ ВЛИЯНИЕ СТРУКТУРНЫХ ФАКТОРОВ
В зависимости от числа m кислоты делятся на четыре типа
1 Э(ОН)n hellip очень слабые
2 ЭO(ОН)n hellip слабые
3 ЭO2(ОН)n hellip сильные
4 ЭO3(ОН)n hellip очень сильные
СИЛА КИСЛОТ ВЛИЯНИЕ СТРУКТУРНЫХ ФАКТОРОВ
кислоты тип кислоты сила кислот
HBrOHClO
H3AsO3
Э(ОН)n очень слабые
HNO2
H2CO3
H3PO4
ЭO(ОН)n cлабые
HNO3
HClO3
H2SO4
ЭO2(ОН)n сильные
HClO4
HMnO4
ЭO3(ОН)n очень сильные
СИЛА КИСЛОТ ВЛИЯНИЕ СТРУКТУРНЫХ ФАКТОРОВ
Резкое возрастание силы кислот с увеличением числа m объясняют следующим образом
Рассмотрим соотношение связывающее и сопряженное ей основание
А ndash Н Аndash + Н+
Очевидно равновесие в данной реакции тем больше будет смещено вправо кислота АН будет тем сильнее чем меньше потребуется энергии для образования аниона Аndash те чем устойчивее будет анион Аndash
В ФИЗИКЕ СУЩЕСТВУЕТ ЗАКОН
Устойчивость заряженной системы повы-шается при рассредоточении (делокализации) заряда
То устойчивость аниона Аndash будет тем больше (сопряженная ему кислота НА тем сильнее) чем выше его способность делокализовать отрицательный заряд
Например рост силы кислот в ряду
HOCl lt HClO2 lt HClO3 lt HClO4
объясняется повышением устойчивости анио-нов в ряду
ClOndash lt ClO2ndash lt ClO3
ndash lt ClO4ndash
Каждый из этих анионов (кроме ClOndash) может быть представлен в виде гибрида нескольких структур отличающихся друг от друга лишь расположением отрицательного заряда на них
Чем больше можно написать резонансных структур для аниона тем сильнее делокализован отрицательный заряд и тем следовательно устойчивее анион
1 Cl ndash Ondash 2 ClO2
ndash O = Cl ndash O harr O ndash Cl = O I II
3 O O O O O O
ClO3ndash Cl harr Cl harr
Cl || I || II
| III O O
O
O O
или Cl
O
или [O Cl O]
4 O O O O O O O O ClO4
ndash Cl harr Cl harr Cl harr Cl O O O O O O O O I II III IV
или O O Cl O O
Применим закон действия масс к процессу диссоциации (ионизации) воды
H2O + H2O = H3O+ + ОНndash
ион гидроксония
Ион гидроксония ndash гидратированный ион водорода
H+ + H2O [H(OH2)]+ equiv H3O+
Для простоты уравнение диссоциации воды
записывают
H2О H+ + ОНndash
Константа ионизации воды вычисленная по измерению электропроводности равна
[H+] [ОНndash] K = = 18 10ndash6
[H2O]
Судя по значению этой величины вода ndash очень слабый электролит Поэтому концентрация нераспавшихся молекул воды [H2O] практически величина постоянная и равная
[H2O] = 5556 мольл
Уравнение для константы ионизации воды можно записать следующим образом
K ∙ [H2O] = [H+] [ОНndash]
K ∙ [H2O] = Kw = 18 10ndash6 5556 = 10ndash14
таким образом при tordm = const
Kw = [H+] [ОНndash] = 10ndash14
Kw ndash ионное произведение воды
Для чистой воды и разбавленных растворов
Kw = 10ndash14 при tordm = const
Для чистой воды
[H+] = [ОНndash] = radic Kw = 10ndash7 мольл
Для обозначения реакции среды используют водородный показатель
рН = ndash lg [H+]
нейтральная среда hellip рН = 7
кислая среда hellip рН lt 7
щелочная среда hellip рН gt 7
В насыщенном растворе малорастворимого соединения устанавливается одно или несколько равновесий Например в насыщенном растворе хлорида серебра устанавливается равновесие
AgClтв Ag+ + Clndash
Константу равновесия для этого процесса можно записать
[Ag+] [Cl-]
K = тк [AgCl] тв = const [AgCl] тв
K [AgCl] тв = ПР = [Ag+] [Cl+]
ПР = [Ag+] [Clndash]
Таким образом в насыщенном растворе малорастворимого электролита произ-ведение концентраций его ионов в степени стехиометрических коэффици-ентов есть величина постоянная при данной температуре
В общем случае для процесса
KmAn (тв) mKn+ + nAmndash
ПР = [Kn+]m [Amndash]n
Произведение растворимости характеризует растворимость вещества чем больше ПР тем больше растворимость
[Kn+]m [Amndash]n gt ПР hellip осадок выпадает
[Kn+]m [Amndash]n lt ПР hellipосадок не выпадает (идет растворение)
q 48 10ndash10
Е = = = 12 106
r 2 2 10ndash8
Е = 12 106 300 = 36 108 Всм
Э2+A2ndash + 4H2O [H2OЭОН2]2+ + [ОН2AH2O]2ndash
q = 48 10ndash10 эл ед
r = 2Aring = 2 10ndash8 см
Е =r 2
q
I II
1[H2OЭОН2]2+ + A2ndash 1[ОН2АH2O]2ndash + Э2+
2[H2OЭОН]+ + Н+ + A2ndash 2[OH2АН]ndash +ОНndash +Э2+
3[HOЭОН] + 2Н+ + A2ndash 3[НАН] + 2ОНndash + Э2+
4[HOЭО]ndash + 3Н+ + A2ndash
5[OЭО]2ndash + 4Н+ + A2ndash
Усиление силы поля иона Эn+
гидролиз по катиону Эn+ гидролиз по аниону Аn‒
q1 q2
ε r2
Коссель исходил из представлений что молекула гидроксида состоит из ионов удерживаемых друг около друга Кулоновскими силами
СИЛА КУЛОНАF =
Согласно схеме Косселя связь Э ndash О тем прочнее чем больше заряд и чем меньше радиус иона элемента Э
С другой стороны увеличение заряда и уменьшение радиуса иона элемента ослабляет связь О ndash Н поскольку протон тогда сильнее отталкивается от иона элемента
Таким образом с увеличением заряда иона (степени окисления) элемента и уменьшением его радиуса усиливаются кислотные свойства и ослабевают основные свойства образуемого этим элементом гидроксида
Примером проявления этой закономер-ности может служить изменение свойств в ряду кислот хлора
HOCl lt HClO2 lt HClO3 lt HClO4
С увеличением степени окисления хлора и уменьшением его радиуса сила кислот растет
+1 +3 +5 +7
Такая же закономерность наблюдается при сопоставлении гидроксидов элементов одного периода сила кислот растет с увеличением степени окисления и уменьшением радиуса элемента
H4SiO4 lt H3PO4 lt H2SO4 lt HClO4
В группах
HNO3 gt H3PO4 gt H3AsO4
Формулу кислородосодержащих кислот в общем виде можно записать
ЭОm(OH)n
имея в виду что в их молекулах имеются связи
Н ndash О ndash Э и Э = 0
ПРИМЕРЫ
H2SO4 HNO3 H3PO4
SO2(OH)2 NO2(OH) PO(OH)3
Исследования показывают что сила кислот практически не зависит от n (те числа ОН ndash групп)но заметно возрастает с увеличением числа m
те со связями Э = 0
СИЛА КИСЛОТ ВЛИЯНИЕ СТРУКТУРНЫХ ФАКТОРОВ
В зависимости от числа m кислоты делятся на четыре типа
1 Э(ОН)n hellip очень слабые
2 ЭO(ОН)n hellip слабые
3 ЭO2(ОН)n hellip сильные
4 ЭO3(ОН)n hellip очень сильные
СИЛА КИСЛОТ ВЛИЯНИЕ СТРУКТУРНЫХ ФАКТОРОВ
кислоты тип кислоты сила кислот
HBrOHClO
H3AsO3
Э(ОН)n очень слабые
HNO2
H2CO3
H3PO4
ЭO(ОН)n cлабые
HNO3
HClO3
H2SO4
ЭO2(ОН)n сильные
HClO4
HMnO4
ЭO3(ОН)n очень сильные
СИЛА КИСЛОТ ВЛИЯНИЕ СТРУКТУРНЫХ ФАКТОРОВ
Резкое возрастание силы кислот с увеличением числа m объясняют следующим образом
Рассмотрим соотношение связывающее и сопряженное ей основание
А ndash Н Аndash + Н+
Очевидно равновесие в данной реакции тем больше будет смещено вправо кислота АН будет тем сильнее чем меньше потребуется энергии для образования аниона Аndash те чем устойчивее будет анион Аndash
В ФИЗИКЕ СУЩЕСТВУЕТ ЗАКОН
Устойчивость заряженной системы повы-шается при рассредоточении (делокализации) заряда
То устойчивость аниона Аndash будет тем больше (сопряженная ему кислота НА тем сильнее) чем выше его способность делокализовать отрицательный заряд
Например рост силы кислот в ряду
HOCl lt HClO2 lt HClO3 lt HClO4
объясняется повышением устойчивости анио-нов в ряду
ClOndash lt ClO2ndash lt ClO3
ndash lt ClO4ndash
Каждый из этих анионов (кроме ClOndash) может быть представлен в виде гибрида нескольких структур отличающихся друг от друга лишь расположением отрицательного заряда на них
Чем больше можно написать резонансных структур для аниона тем сильнее делокализован отрицательный заряд и тем следовательно устойчивее анион
1 Cl ndash Ondash 2 ClO2
ndash O = Cl ndash O harr O ndash Cl = O I II
3 O O O O O O
ClO3ndash Cl harr Cl harr
Cl || I || II
| III O O
O
O O
или Cl
O
или [O Cl O]
4 O O O O O O O O ClO4
ndash Cl harr Cl harr Cl harr Cl O O O O O O O O I II III IV
или O O Cl O O
Применим закон действия масс к процессу диссоциации (ионизации) воды
H2O + H2O = H3O+ + ОНndash
ион гидроксония
Ион гидроксония ndash гидратированный ион водорода
H+ + H2O [H(OH2)]+ equiv H3O+
Для простоты уравнение диссоциации воды
записывают
H2О H+ + ОНndash
Константа ионизации воды вычисленная по измерению электропроводности равна
[H+] [ОНndash] K = = 18 10ndash6
[H2O]
Судя по значению этой величины вода ndash очень слабый электролит Поэтому концентрация нераспавшихся молекул воды [H2O] практически величина постоянная и равная
[H2O] = 5556 мольл
Уравнение для константы ионизации воды можно записать следующим образом
K ∙ [H2O] = [H+] [ОНndash]
K ∙ [H2O] = Kw = 18 10ndash6 5556 = 10ndash14
таким образом при tordm = const
Kw = [H+] [ОНndash] = 10ndash14
Kw ndash ионное произведение воды
Для чистой воды и разбавленных растворов
Kw = 10ndash14 при tordm = const
Для чистой воды
[H+] = [ОНndash] = radic Kw = 10ndash7 мольл
Для обозначения реакции среды используют водородный показатель
рН = ndash lg [H+]
нейтральная среда hellip рН = 7
кислая среда hellip рН lt 7
щелочная среда hellip рН gt 7
В насыщенном растворе малорастворимого соединения устанавливается одно или несколько равновесий Например в насыщенном растворе хлорида серебра устанавливается равновесие
AgClтв Ag+ + Clndash
Константу равновесия для этого процесса можно записать
[Ag+] [Cl-]
K = тк [AgCl] тв = const [AgCl] тв
K [AgCl] тв = ПР = [Ag+] [Cl+]
ПР = [Ag+] [Clndash]
Таким образом в насыщенном растворе малорастворимого электролита произ-ведение концентраций его ионов в степени стехиометрических коэффици-ентов есть величина постоянная при данной температуре
В общем случае для процесса
KmAn (тв) mKn+ + nAmndash
ПР = [Kn+]m [Amndash]n
Произведение растворимости характеризует растворимость вещества чем больше ПР тем больше растворимость
[Kn+]m [Amndash]n gt ПР hellip осадок выпадает
[Kn+]m [Amndash]n lt ПР hellipосадок не выпадает (идет растворение)
q 48 10ndash10
Е = = = 12 106
r 2 2 10ndash8
Е = 12 106 300 = 36 108 Всм
Э2+A2ndash + 4H2O [H2OЭОН2]2+ + [ОН2AH2O]2ndash
q = 48 10ndash10 эл ед
r = 2Aring = 2 10ndash8 см
Е =r 2
q
I II
1[H2OЭОН2]2+ + A2ndash 1[ОН2АH2O]2ndash + Э2+
2[H2OЭОН]+ + Н+ + A2ndash 2[OH2АН]ndash +ОНndash +Э2+
3[HOЭОН] + 2Н+ + A2ndash 3[НАН] + 2ОНndash + Э2+
4[HOЭО]ndash + 3Н+ + A2ndash
5[OЭО]2ndash + 4Н+ + A2ndash
Усиление силы поля иона Эn+
гидролиз по катиону Эn+ гидролиз по аниону Аn‒
Согласно схеме Косселя связь Э ndash О тем прочнее чем больше заряд и чем меньше радиус иона элемента Э
С другой стороны увеличение заряда и уменьшение радиуса иона элемента ослабляет связь О ndash Н поскольку протон тогда сильнее отталкивается от иона элемента
Таким образом с увеличением заряда иона (степени окисления) элемента и уменьшением его радиуса усиливаются кислотные свойства и ослабевают основные свойства образуемого этим элементом гидроксида
Примером проявления этой закономер-ности может служить изменение свойств в ряду кислот хлора
HOCl lt HClO2 lt HClO3 lt HClO4
С увеличением степени окисления хлора и уменьшением его радиуса сила кислот растет
+1 +3 +5 +7
Такая же закономерность наблюдается при сопоставлении гидроксидов элементов одного периода сила кислот растет с увеличением степени окисления и уменьшением радиуса элемента
H4SiO4 lt H3PO4 lt H2SO4 lt HClO4
В группах
HNO3 gt H3PO4 gt H3AsO4
Формулу кислородосодержащих кислот в общем виде можно записать
ЭОm(OH)n
имея в виду что в их молекулах имеются связи
Н ndash О ndash Э и Э = 0
ПРИМЕРЫ
H2SO4 HNO3 H3PO4
SO2(OH)2 NO2(OH) PO(OH)3
Исследования показывают что сила кислот практически не зависит от n (те числа ОН ndash групп)но заметно возрастает с увеличением числа m
те со связями Э = 0
СИЛА КИСЛОТ ВЛИЯНИЕ СТРУКТУРНЫХ ФАКТОРОВ
В зависимости от числа m кислоты делятся на четыре типа
1 Э(ОН)n hellip очень слабые
2 ЭO(ОН)n hellip слабые
3 ЭO2(ОН)n hellip сильные
4 ЭO3(ОН)n hellip очень сильные
СИЛА КИСЛОТ ВЛИЯНИЕ СТРУКТУРНЫХ ФАКТОРОВ
кислоты тип кислоты сила кислот
HBrOHClO
H3AsO3
Э(ОН)n очень слабые
HNO2
H2CO3
H3PO4
ЭO(ОН)n cлабые
HNO3
HClO3
H2SO4
ЭO2(ОН)n сильные
HClO4
HMnO4
ЭO3(ОН)n очень сильные
СИЛА КИСЛОТ ВЛИЯНИЕ СТРУКТУРНЫХ ФАКТОРОВ
Резкое возрастание силы кислот с увеличением числа m объясняют следующим образом
Рассмотрим соотношение связывающее и сопряженное ей основание
А ndash Н Аndash + Н+
Очевидно равновесие в данной реакции тем больше будет смещено вправо кислота АН будет тем сильнее чем меньше потребуется энергии для образования аниона Аndash те чем устойчивее будет анион Аndash
В ФИЗИКЕ СУЩЕСТВУЕТ ЗАКОН
Устойчивость заряженной системы повы-шается при рассредоточении (делокализации) заряда
То устойчивость аниона Аndash будет тем больше (сопряженная ему кислота НА тем сильнее) чем выше его способность делокализовать отрицательный заряд
Например рост силы кислот в ряду
HOCl lt HClO2 lt HClO3 lt HClO4
объясняется повышением устойчивости анио-нов в ряду
ClOndash lt ClO2ndash lt ClO3
ndash lt ClO4ndash
Каждый из этих анионов (кроме ClOndash) может быть представлен в виде гибрида нескольких структур отличающихся друг от друга лишь расположением отрицательного заряда на них
Чем больше можно написать резонансных структур для аниона тем сильнее делокализован отрицательный заряд и тем следовательно устойчивее анион
1 Cl ndash Ondash 2 ClO2
ndash O = Cl ndash O harr O ndash Cl = O I II
3 O O O O O O
ClO3ndash Cl harr Cl harr
Cl || I || II
| III O O
O
O O
или Cl
O
или [O Cl O]
4 O O O O O O O O ClO4
ndash Cl harr Cl harr Cl harr Cl O O O O O O O O I II III IV
или O O Cl O O
Применим закон действия масс к процессу диссоциации (ионизации) воды
H2O + H2O = H3O+ + ОНndash
ион гидроксония
Ион гидроксония ndash гидратированный ион водорода
H+ + H2O [H(OH2)]+ equiv H3O+
Для простоты уравнение диссоциации воды
записывают
H2О H+ + ОНndash
Константа ионизации воды вычисленная по измерению электропроводности равна
[H+] [ОНndash] K = = 18 10ndash6
[H2O]
Судя по значению этой величины вода ndash очень слабый электролит Поэтому концентрация нераспавшихся молекул воды [H2O] практически величина постоянная и равная
[H2O] = 5556 мольл
Уравнение для константы ионизации воды можно записать следующим образом
K ∙ [H2O] = [H+] [ОНndash]
K ∙ [H2O] = Kw = 18 10ndash6 5556 = 10ndash14
таким образом при tordm = const
Kw = [H+] [ОНndash] = 10ndash14
Kw ndash ионное произведение воды
Для чистой воды и разбавленных растворов
Kw = 10ndash14 при tordm = const
Для чистой воды
[H+] = [ОНndash] = radic Kw = 10ndash7 мольл
Для обозначения реакции среды используют водородный показатель
рН = ndash lg [H+]
нейтральная среда hellip рН = 7
кислая среда hellip рН lt 7
щелочная среда hellip рН gt 7
В насыщенном растворе малорастворимого соединения устанавливается одно или несколько равновесий Например в насыщенном растворе хлорида серебра устанавливается равновесие
AgClтв Ag+ + Clndash
Константу равновесия для этого процесса можно записать
[Ag+] [Cl-]
K = тк [AgCl] тв = const [AgCl] тв
K [AgCl] тв = ПР = [Ag+] [Cl+]
ПР = [Ag+] [Clndash]
Таким образом в насыщенном растворе малорастворимого электролита произ-ведение концентраций его ионов в степени стехиометрических коэффици-ентов есть величина постоянная при данной температуре
В общем случае для процесса
KmAn (тв) mKn+ + nAmndash
ПР = [Kn+]m [Amndash]n
Произведение растворимости характеризует растворимость вещества чем больше ПР тем больше растворимость
[Kn+]m [Amndash]n gt ПР hellip осадок выпадает
[Kn+]m [Amndash]n lt ПР hellipосадок не выпадает (идет растворение)
q 48 10ndash10
Е = = = 12 106
r 2 2 10ndash8
Е = 12 106 300 = 36 108 Всм
Э2+A2ndash + 4H2O [H2OЭОН2]2+ + [ОН2AH2O]2ndash
q = 48 10ndash10 эл ед
r = 2Aring = 2 10ndash8 см
Е =r 2
q
I II
1[H2OЭОН2]2+ + A2ndash 1[ОН2АH2O]2ndash + Э2+
2[H2OЭОН]+ + Н+ + A2ndash 2[OH2АН]ndash +ОНndash +Э2+
3[HOЭОН] + 2Н+ + A2ndash 3[НАН] + 2ОНndash + Э2+
4[HOЭО]ndash + 3Н+ + A2ndash
5[OЭО]2ndash + 4Н+ + A2ndash
Усиление силы поля иона Эn+
гидролиз по катиону Эn+ гидролиз по аниону Аn‒
Примером проявления этой закономер-ности может служить изменение свойств в ряду кислот хлора
HOCl lt HClO2 lt HClO3 lt HClO4
С увеличением степени окисления хлора и уменьшением его радиуса сила кислот растет
+1 +3 +5 +7
Такая же закономерность наблюдается при сопоставлении гидроксидов элементов одного периода сила кислот растет с увеличением степени окисления и уменьшением радиуса элемента
H4SiO4 lt H3PO4 lt H2SO4 lt HClO4
В группах
HNO3 gt H3PO4 gt H3AsO4
Формулу кислородосодержащих кислот в общем виде можно записать
ЭОm(OH)n
имея в виду что в их молекулах имеются связи
Н ndash О ndash Э и Э = 0
ПРИМЕРЫ
H2SO4 HNO3 H3PO4
SO2(OH)2 NO2(OH) PO(OH)3
Исследования показывают что сила кислот практически не зависит от n (те числа ОН ndash групп)но заметно возрастает с увеличением числа m
те со связями Э = 0
СИЛА КИСЛОТ ВЛИЯНИЕ СТРУКТУРНЫХ ФАКТОРОВ
В зависимости от числа m кислоты делятся на четыре типа
1 Э(ОН)n hellip очень слабые
2 ЭO(ОН)n hellip слабые
3 ЭO2(ОН)n hellip сильные
4 ЭO3(ОН)n hellip очень сильные
СИЛА КИСЛОТ ВЛИЯНИЕ СТРУКТУРНЫХ ФАКТОРОВ
кислоты тип кислоты сила кислот
HBrOHClO
H3AsO3
Э(ОН)n очень слабые
HNO2
H2CO3
H3PO4
ЭO(ОН)n cлабые
HNO3
HClO3
H2SO4
ЭO2(ОН)n сильные
HClO4
HMnO4
ЭO3(ОН)n очень сильные
СИЛА КИСЛОТ ВЛИЯНИЕ СТРУКТУРНЫХ ФАКТОРОВ
Резкое возрастание силы кислот с увеличением числа m объясняют следующим образом
Рассмотрим соотношение связывающее и сопряженное ей основание
А ndash Н Аndash + Н+
Очевидно равновесие в данной реакции тем больше будет смещено вправо кислота АН будет тем сильнее чем меньше потребуется энергии для образования аниона Аndash те чем устойчивее будет анион Аndash
В ФИЗИКЕ СУЩЕСТВУЕТ ЗАКОН
Устойчивость заряженной системы повы-шается при рассредоточении (делокализации) заряда
То устойчивость аниона Аndash будет тем больше (сопряженная ему кислота НА тем сильнее) чем выше его способность делокализовать отрицательный заряд
Например рост силы кислот в ряду
HOCl lt HClO2 lt HClO3 lt HClO4
объясняется повышением устойчивости анио-нов в ряду
ClOndash lt ClO2ndash lt ClO3
ndash lt ClO4ndash
Каждый из этих анионов (кроме ClOndash) может быть представлен в виде гибрида нескольких структур отличающихся друг от друга лишь расположением отрицательного заряда на них
Чем больше можно написать резонансных структур для аниона тем сильнее делокализован отрицательный заряд и тем следовательно устойчивее анион
1 Cl ndash Ondash 2 ClO2
ndash O = Cl ndash O harr O ndash Cl = O I II
3 O O O O O O
ClO3ndash Cl harr Cl harr
Cl || I || II
| III O O
O
O O
или Cl
O
или [O Cl O]
4 O O O O O O O O ClO4
ndash Cl harr Cl harr Cl harr Cl O O O O O O O O I II III IV
или O O Cl O O
Применим закон действия масс к процессу диссоциации (ионизации) воды
H2O + H2O = H3O+ + ОНndash
ион гидроксония
Ион гидроксония ndash гидратированный ион водорода
H+ + H2O [H(OH2)]+ equiv H3O+
Для простоты уравнение диссоциации воды
записывают
H2О H+ + ОНndash
Константа ионизации воды вычисленная по измерению электропроводности равна
[H+] [ОНndash] K = = 18 10ndash6
[H2O]
Судя по значению этой величины вода ndash очень слабый электролит Поэтому концентрация нераспавшихся молекул воды [H2O] практически величина постоянная и равная
[H2O] = 5556 мольл
Уравнение для константы ионизации воды можно записать следующим образом
K ∙ [H2O] = [H+] [ОНndash]
K ∙ [H2O] = Kw = 18 10ndash6 5556 = 10ndash14
таким образом при tordm = const
Kw = [H+] [ОНndash] = 10ndash14
Kw ndash ионное произведение воды
Для чистой воды и разбавленных растворов
Kw = 10ndash14 при tordm = const
Для чистой воды
[H+] = [ОНndash] = radic Kw = 10ndash7 мольл
Для обозначения реакции среды используют водородный показатель
рН = ndash lg [H+]
нейтральная среда hellip рН = 7
кислая среда hellip рН lt 7
щелочная среда hellip рН gt 7
В насыщенном растворе малорастворимого соединения устанавливается одно или несколько равновесий Например в насыщенном растворе хлорида серебра устанавливается равновесие
AgClтв Ag+ + Clndash
Константу равновесия для этого процесса можно записать
[Ag+] [Cl-]
K = тк [AgCl] тв = const [AgCl] тв
K [AgCl] тв = ПР = [Ag+] [Cl+]
ПР = [Ag+] [Clndash]
Таким образом в насыщенном растворе малорастворимого электролита произ-ведение концентраций его ионов в степени стехиометрических коэффици-ентов есть величина постоянная при данной температуре
В общем случае для процесса
KmAn (тв) mKn+ + nAmndash
ПР = [Kn+]m [Amndash]n
Произведение растворимости характеризует растворимость вещества чем больше ПР тем больше растворимость
[Kn+]m [Amndash]n gt ПР hellip осадок выпадает
[Kn+]m [Amndash]n lt ПР hellipосадок не выпадает (идет растворение)
q 48 10ndash10
Е = = = 12 106
r 2 2 10ndash8
Е = 12 106 300 = 36 108 Всм
Э2+A2ndash + 4H2O [H2OЭОН2]2+ + [ОН2AH2O]2ndash
q = 48 10ndash10 эл ед
r = 2Aring = 2 10ndash8 см
Е =r 2
q
I II
1[H2OЭОН2]2+ + A2ndash 1[ОН2АH2O]2ndash + Э2+
2[H2OЭОН]+ + Н+ + A2ndash 2[OH2АН]ndash +ОНndash +Э2+
3[HOЭОН] + 2Н+ + A2ndash 3[НАН] + 2ОНndash + Э2+
4[HOЭО]ndash + 3Н+ + A2ndash
5[OЭО]2ndash + 4Н+ + A2ndash
Усиление силы поля иона Эn+
гидролиз по катиону Эn+ гидролиз по аниону Аn‒
Такая же закономерность наблюдается при сопоставлении гидроксидов элементов одного периода сила кислот растет с увеличением степени окисления и уменьшением радиуса элемента
H4SiO4 lt H3PO4 lt H2SO4 lt HClO4
В группах
HNO3 gt H3PO4 gt H3AsO4
Формулу кислородосодержащих кислот в общем виде можно записать
ЭОm(OH)n
имея в виду что в их молекулах имеются связи
Н ndash О ndash Э и Э = 0
ПРИМЕРЫ
H2SO4 HNO3 H3PO4
SO2(OH)2 NO2(OH) PO(OH)3
Исследования показывают что сила кислот практически не зависит от n (те числа ОН ndash групп)но заметно возрастает с увеличением числа m
те со связями Э = 0
СИЛА КИСЛОТ ВЛИЯНИЕ СТРУКТУРНЫХ ФАКТОРОВ
В зависимости от числа m кислоты делятся на четыре типа
1 Э(ОН)n hellip очень слабые
2 ЭO(ОН)n hellip слабые
3 ЭO2(ОН)n hellip сильные
4 ЭO3(ОН)n hellip очень сильные
СИЛА КИСЛОТ ВЛИЯНИЕ СТРУКТУРНЫХ ФАКТОРОВ
кислоты тип кислоты сила кислот
HBrOHClO
H3AsO3
Э(ОН)n очень слабые
HNO2
H2CO3
H3PO4
ЭO(ОН)n cлабые
HNO3
HClO3
H2SO4
ЭO2(ОН)n сильные
HClO4
HMnO4
ЭO3(ОН)n очень сильные
СИЛА КИСЛОТ ВЛИЯНИЕ СТРУКТУРНЫХ ФАКТОРОВ
Резкое возрастание силы кислот с увеличением числа m объясняют следующим образом
Рассмотрим соотношение связывающее и сопряженное ей основание
А ndash Н Аndash + Н+
Очевидно равновесие в данной реакции тем больше будет смещено вправо кислота АН будет тем сильнее чем меньше потребуется энергии для образования аниона Аndash те чем устойчивее будет анион Аndash
В ФИЗИКЕ СУЩЕСТВУЕТ ЗАКОН
Устойчивость заряженной системы повы-шается при рассредоточении (делокализации) заряда
То устойчивость аниона Аndash будет тем больше (сопряженная ему кислота НА тем сильнее) чем выше его способность делокализовать отрицательный заряд
Например рост силы кислот в ряду
HOCl lt HClO2 lt HClO3 lt HClO4
объясняется повышением устойчивости анио-нов в ряду
ClOndash lt ClO2ndash lt ClO3
ndash lt ClO4ndash
Каждый из этих анионов (кроме ClOndash) может быть представлен в виде гибрида нескольких структур отличающихся друг от друга лишь расположением отрицательного заряда на них
Чем больше можно написать резонансных структур для аниона тем сильнее делокализован отрицательный заряд и тем следовательно устойчивее анион
1 Cl ndash Ondash 2 ClO2
ndash O = Cl ndash O harr O ndash Cl = O I II
3 O O O O O O
ClO3ndash Cl harr Cl harr
Cl || I || II
| III O O
O
O O
или Cl
O
или [O Cl O]
4 O O O O O O O O ClO4
ndash Cl harr Cl harr Cl harr Cl O O O O O O O O I II III IV
или O O Cl O O
Применим закон действия масс к процессу диссоциации (ионизации) воды
H2O + H2O = H3O+ + ОНndash
ион гидроксония
Ион гидроксония ndash гидратированный ион водорода
H+ + H2O [H(OH2)]+ equiv H3O+
Для простоты уравнение диссоциации воды
записывают
H2О H+ + ОНndash
Константа ионизации воды вычисленная по измерению электропроводности равна
[H+] [ОНndash] K = = 18 10ndash6
[H2O]
Судя по значению этой величины вода ndash очень слабый электролит Поэтому концентрация нераспавшихся молекул воды [H2O] практически величина постоянная и равная
[H2O] = 5556 мольл
Уравнение для константы ионизации воды можно записать следующим образом
K ∙ [H2O] = [H+] [ОНndash]
K ∙ [H2O] = Kw = 18 10ndash6 5556 = 10ndash14
таким образом при tordm = const
Kw = [H+] [ОНndash] = 10ndash14
Kw ndash ионное произведение воды
Для чистой воды и разбавленных растворов
Kw = 10ndash14 при tordm = const
Для чистой воды
[H+] = [ОНndash] = radic Kw = 10ndash7 мольл
Для обозначения реакции среды используют водородный показатель
рН = ndash lg [H+]
нейтральная среда hellip рН = 7
кислая среда hellip рН lt 7
щелочная среда hellip рН gt 7
В насыщенном растворе малорастворимого соединения устанавливается одно или несколько равновесий Например в насыщенном растворе хлорида серебра устанавливается равновесие
AgClтв Ag+ + Clndash
Константу равновесия для этого процесса можно записать
[Ag+] [Cl-]
K = тк [AgCl] тв = const [AgCl] тв
K [AgCl] тв = ПР = [Ag+] [Cl+]
ПР = [Ag+] [Clndash]
Таким образом в насыщенном растворе малорастворимого электролита произ-ведение концентраций его ионов в степени стехиометрических коэффици-ентов есть величина постоянная при данной температуре
В общем случае для процесса
KmAn (тв) mKn+ + nAmndash
ПР = [Kn+]m [Amndash]n
Произведение растворимости характеризует растворимость вещества чем больше ПР тем больше растворимость
[Kn+]m [Amndash]n gt ПР hellip осадок выпадает
[Kn+]m [Amndash]n lt ПР hellipосадок не выпадает (идет растворение)
q 48 10ndash10
Е = = = 12 106
r 2 2 10ndash8
Е = 12 106 300 = 36 108 Всм
Э2+A2ndash + 4H2O [H2OЭОН2]2+ + [ОН2AH2O]2ndash
q = 48 10ndash10 эл ед
r = 2Aring = 2 10ndash8 см
Е =r 2
q
I II
1[H2OЭОН2]2+ + A2ndash 1[ОН2АH2O]2ndash + Э2+
2[H2OЭОН]+ + Н+ + A2ndash 2[OH2АН]ndash +ОНndash +Э2+
3[HOЭОН] + 2Н+ + A2ndash 3[НАН] + 2ОНndash + Э2+
4[HOЭО]ndash + 3Н+ + A2ndash
5[OЭО]2ndash + 4Н+ + A2ndash
Усиление силы поля иона Эn+
гидролиз по катиону Эn+ гидролиз по аниону Аn‒
Формулу кислородосодержащих кислот в общем виде можно записать
ЭОm(OH)n
имея в виду что в их молекулах имеются связи
Н ndash О ndash Э и Э = 0
ПРИМЕРЫ
H2SO4 HNO3 H3PO4
SO2(OH)2 NO2(OH) PO(OH)3
Исследования показывают что сила кислот практически не зависит от n (те числа ОН ndash групп)но заметно возрастает с увеличением числа m
те со связями Э = 0
СИЛА КИСЛОТ ВЛИЯНИЕ СТРУКТУРНЫХ ФАКТОРОВ
В зависимости от числа m кислоты делятся на четыре типа
1 Э(ОН)n hellip очень слабые
2 ЭO(ОН)n hellip слабые
3 ЭO2(ОН)n hellip сильные
4 ЭO3(ОН)n hellip очень сильные
СИЛА КИСЛОТ ВЛИЯНИЕ СТРУКТУРНЫХ ФАКТОРОВ
кислоты тип кислоты сила кислот
HBrOHClO
H3AsO3
Э(ОН)n очень слабые
HNO2
H2CO3
H3PO4
ЭO(ОН)n cлабые
HNO3
HClO3
H2SO4
ЭO2(ОН)n сильные
HClO4
HMnO4
ЭO3(ОН)n очень сильные
СИЛА КИСЛОТ ВЛИЯНИЕ СТРУКТУРНЫХ ФАКТОРОВ
Резкое возрастание силы кислот с увеличением числа m объясняют следующим образом
Рассмотрим соотношение связывающее и сопряженное ей основание
А ndash Н Аndash + Н+
Очевидно равновесие в данной реакции тем больше будет смещено вправо кислота АН будет тем сильнее чем меньше потребуется энергии для образования аниона Аndash те чем устойчивее будет анион Аndash
В ФИЗИКЕ СУЩЕСТВУЕТ ЗАКОН
Устойчивость заряженной системы повы-шается при рассредоточении (делокализации) заряда
То устойчивость аниона Аndash будет тем больше (сопряженная ему кислота НА тем сильнее) чем выше его способность делокализовать отрицательный заряд
Например рост силы кислот в ряду
HOCl lt HClO2 lt HClO3 lt HClO4
объясняется повышением устойчивости анио-нов в ряду
ClOndash lt ClO2ndash lt ClO3
ndash lt ClO4ndash
Каждый из этих анионов (кроме ClOndash) может быть представлен в виде гибрида нескольких структур отличающихся друг от друга лишь расположением отрицательного заряда на них
Чем больше можно написать резонансных структур для аниона тем сильнее делокализован отрицательный заряд и тем следовательно устойчивее анион
1 Cl ndash Ondash 2 ClO2
ndash O = Cl ndash O harr O ndash Cl = O I II
3 O O O O O O
ClO3ndash Cl harr Cl harr
Cl || I || II
| III O O
O
O O
или Cl
O
или [O Cl O]
4 O O O O O O O O ClO4
ndash Cl harr Cl harr Cl harr Cl O O O O O O O O I II III IV
или O O Cl O O
Применим закон действия масс к процессу диссоциации (ионизации) воды
H2O + H2O = H3O+ + ОНndash
ион гидроксония
Ион гидроксония ndash гидратированный ион водорода
H+ + H2O [H(OH2)]+ equiv H3O+
Для простоты уравнение диссоциации воды
записывают
H2О H+ + ОНndash
Константа ионизации воды вычисленная по измерению электропроводности равна
[H+] [ОНndash] K = = 18 10ndash6
[H2O]
Судя по значению этой величины вода ndash очень слабый электролит Поэтому концентрация нераспавшихся молекул воды [H2O] практически величина постоянная и равная
[H2O] = 5556 мольл
Уравнение для константы ионизации воды можно записать следующим образом
K ∙ [H2O] = [H+] [ОНndash]
K ∙ [H2O] = Kw = 18 10ndash6 5556 = 10ndash14
таким образом при tordm = const
Kw = [H+] [ОНndash] = 10ndash14
Kw ndash ионное произведение воды
Для чистой воды и разбавленных растворов
Kw = 10ndash14 при tordm = const
Для чистой воды
[H+] = [ОНndash] = radic Kw = 10ndash7 мольл
Для обозначения реакции среды используют водородный показатель
рН = ndash lg [H+]
нейтральная среда hellip рН = 7
кислая среда hellip рН lt 7
щелочная среда hellip рН gt 7
В насыщенном растворе малорастворимого соединения устанавливается одно или несколько равновесий Например в насыщенном растворе хлорида серебра устанавливается равновесие
AgClтв Ag+ + Clndash
Константу равновесия для этого процесса можно записать
[Ag+] [Cl-]
K = тк [AgCl] тв = const [AgCl] тв
K [AgCl] тв = ПР = [Ag+] [Cl+]
ПР = [Ag+] [Clndash]
Таким образом в насыщенном растворе малорастворимого электролита произ-ведение концентраций его ионов в степени стехиометрических коэффици-ентов есть величина постоянная при данной температуре
В общем случае для процесса
KmAn (тв) mKn+ + nAmndash
ПР = [Kn+]m [Amndash]n
Произведение растворимости характеризует растворимость вещества чем больше ПР тем больше растворимость
[Kn+]m [Amndash]n gt ПР hellip осадок выпадает
[Kn+]m [Amndash]n lt ПР hellipосадок не выпадает (идет растворение)
q 48 10ndash10
Е = = = 12 106
r 2 2 10ndash8
Е = 12 106 300 = 36 108 Всм
Э2+A2ndash + 4H2O [H2OЭОН2]2+ + [ОН2AH2O]2ndash
q = 48 10ndash10 эл ед
r = 2Aring = 2 10ndash8 см
Е =r 2
q
I II
1[H2OЭОН2]2+ + A2ndash 1[ОН2АH2O]2ndash + Э2+
2[H2OЭОН]+ + Н+ + A2ndash 2[OH2АН]ndash +ОНndash +Э2+
3[HOЭОН] + 2Н+ + A2ndash 3[НАН] + 2ОНndash + Э2+
4[HOЭО]ndash + 3Н+ + A2ndash
5[OЭО]2ndash + 4Н+ + A2ndash
Усиление силы поля иона Эn+
гидролиз по катиону Эn+ гидролиз по аниону Аn‒
В зависимости от числа m кислоты делятся на четыре типа
1 Э(ОН)n hellip очень слабые
2 ЭO(ОН)n hellip слабые
3 ЭO2(ОН)n hellip сильные
4 ЭO3(ОН)n hellip очень сильные
СИЛА КИСЛОТ ВЛИЯНИЕ СТРУКТУРНЫХ ФАКТОРОВ
кислоты тип кислоты сила кислот
HBrOHClO
H3AsO3
Э(ОН)n очень слабые
HNO2
H2CO3
H3PO4
ЭO(ОН)n cлабые
HNO3
HClO3
H2SO4
ЭO2(ОН)n сильные
HClO4
HMnO4
ЭO3(ОН)n очень сильные
СИЛА КИСЛОТ ВЛИЯНИЕ СТРУКТУРНЫХ ФАКТОРОВ
Резкое возрастание силы кислот с увеличением числа m объясняют следующим образом
Рассмотрим соотношение связывающее и сопряженное ей основание
А ndash Н Аndash + Н+
Очевидно равновесие в данной реакции тем больше будет смещено вправо кислота АН будет тем сильнее чем меньше потребуется энергии для образования аниона Аndash те чем устойчивее будет анион Аndash
В ФИЗИКЕ СУЩЕСТВУЕТ ЗАКОН
Устойчивость заряженной системы повы-шается при рассредоточении (делокализации) заряда
То устойчивость аниона Аndash будет тем больше (сопряженная ему кислота НА тем сильнее) чем выше его способность делокализовать отрицательный заряд
Например рост силы кислот в ряду
HOCl lt HClO2 lt HClO3 lt HClO4
объясняется повышением устойчивости анио-нов в ряду
ClOndash lt ClO2ndash lt ClO3
ndash lt ClO4ndash
Каждый из этих анионов (кроме ClOndash) может быть представлен в виде гибрида нескольких структур отличающихся друг от друга лишь расположением отрицательного заряда на них
Чем больше можно написать резонансных структур для аниона тем сильнее делокализован отрицательный заряд и тем следовательно устойчивее анион
1 Cl ndash Ondash 2 ClO2
ndash O = Cl ndash O harr O ndash Cl = O I II
3 O O O O O O
ClO3ndash Cl harr Cl harr
Cl || I || II
| III O O
O
O O
или Cl
O
или [O Cl O]
4 O O O O O O O O ClO4
ndash Cl harr Cl harr Cl harr Cl O O O O O O O O I II III IV
или O O Cl O O
Применим закон действия масс к процессу диссоциации (ионизации) воды
H2O + H2O = H3O+ + ОНndash
ион гидроксония
Ион гидроксония ndash гидратированный ион водорода
H+ + H2O [H(OH2)]+ equiv H3O+
Для простоты уравнение диссоциации воды
записывают
H2О H+ + ОНndash
Константа ионизации воды вычисленная по измерению электропроводности равна
[H+] [ОНndash] K = = 18 10ndash6
[H2O]
Судя по значению этой величины вода ndash очень слабый электролит Поэтому концентрация нераспавшихся молекул воды [H2O] практически величина постоянная и равная
[H2O] = 5556 мольл
Уравнение для константы ионизации воды можно записать следующим образом
K ∙ [H2O] = [H+] [ОНndash]
K ∙ [H2O] = Kw = 18 10ndash6 5556 = 10ndash14
таким образом при tordm = const
Kw = [H+] [ОНndash] = 10ndash14
Kw ndash ионное произведение воды
Для чистой воды и разбавленных растворов
Kw = 10ndash14 при tordm = const
Для чистой воды
[H+] = [ОНndash] = radic Kw = 10ndash7 мольл
Для обозначения реакции среды используют водородный показатель
рН = ndash lg [H+]
нейтральная среда hellip рН = 7
кислая среда hellip рН lt 7
щелочная среда hellip рН gt 7
В насыщенном растворе малорастворимого соединения устанавливается одно или несколько равновесий Например в насыщенном растворе хлорида серебра устанавливается равновесие
AgClтв Ag+ + Clndash
Константу равновесия для этого процесса можно записать
[Ag+] [Cl-]
K = тк [AgCl] тв = const [AgCl] тв
K [AgCl] тв = ПР = [Ag+] [Cl+]
ПР = [Ag+] [Clndash]
Таким образом в насыщенном растворе малорастворимого электролита произ-ведение концентраций его ионов в степени стехиометрических коэффици-ентов есть величина постоянная при данной температуре
В общем случае для процесса
KmAn (тв) mKn+ + nAmndash
ПР = [Kn+]m [Amndash]n
Произведение растворимости характеризует растворимость вещества чем больше ПР тем больше растворимость
[Kn+]m [Amndash]n gt ПР hellip осадок выпадает
[Kn+]m [Amndash]n lt ПР hellipосадок не выпадает (идет растворение)
q 48 10ndash10
Е = = = 12 106
r 2 2 10ndash8
Е = 12 106 300 = 36 108 Всм
Э2+A2ndash + 4H2O [H2OЭОН2]2+ + [ОН2AH2O]2ndash
q = 48 10ndash10 эл ед
r = 2Aring = 2 10ndash8 см
Е =r 2
q
I II
1[H2OЭОН2]2+ + A2ndash 1[ОН2АH2O]2ndash + Э2+
2[H2OЭОН]+ + Н+ + A2ndash 2[OH2АН]ndash +ОНndash +Э2+
3[HOЭОН] + 2Н+ + A2ndash 3[НАН] + 2ОНndash + Э2+
4[HOЭО]ndash + 3Н+ + A2ndash
5[OЭО]2ndash + 4Н+ + A2ndash
Усиление силы поля иона Эn+
гидролиз по катиону Эn+ гидролиз по аниону Аn‒
кислоты тип кислоты сила кислот
HBrOHClO
H3AsO3
Э(ОН)n очень слабые
HNO2
H2CO3
H3PO4
ЭO(ОН)n cлабые
HNO3
HClO3
H2SO4
ЭO2(ОН)n сильные
HClO4
HMnO4
ЭO3(ОН)n очень сильные
СИЛА КИСЛОТ ВЛИЯНИЕ СТРУКТУРНЫХ ФАКТОРОВ
Резкое возрастание силы кислот с увеличением числа m объясняют следующим образом
Рассмотрим соотношение связывающее и сопряженное ей основание
А ndash Н Аndash + Н+
Очевидно равновесие в данной реакции тем больше будет смещено вправо кислота АН будет тем сильнее чем меньше потребуется энергии для образования аниона Аndash те чем устойчивее будет анион Аndash
В ФИЗИКЕ СУЩЕСТВУЕТ ЗАКОН
Устойчивость заряженной системы повы-шается при рассредоточении (делокализации) заряда
То устойчивость аниона Аndash будет тем больше (сопряженная ему кислота НА тем сильнее) чем выше его способность делокализовать отрицательный заряд
Например рост силы кислот в ряду
HOCl lt HClO2 lt HClO3 lt HClO4
объясняется повышением устойчивости анио-нов в ряду
ClOndash lt ClO2ndash lt ClO3
ndash lt ClO4ndash
Каждый из этих анионов (кроме ClOndash) может быть представлен в виде гибрида нескольких структур отличающихся друг от друга лишь расположением отрицательного заряда на них
Чем больше можно написать резонансных структур для аниона тем сильнее делокализован отрицательный заряд и тем следовательно устойчивее анион
1 Cl ndash Ondash 2 ClO2
ndash O = Cl ndash O harr O ndash Cl = O I II
3 O O O O O O
ClO3ndash Cl harr Cl harr
Cl || I || II
| III O O
O
O O
или Cl
O
или [O Cl O]
4 O O O O O O O O ClO4
ndash Cl harr Cl harr Cl harr Cl O O O O O O O O I II III IV
или O O Cl O O
Применим закон действия масс к процессу диссоциации (ионизации) воды
H2O + H2O = H3O+ + ОНndash
ион гидроксония
Ион гидроксония ndash гидратированный ион водорода
H+ + H2O [H(OH2)]+ equiv H3O+
Для простоты уравнение диссоциации воды
записывают
H2О H+ + ОНndash
Константа ионизации воды вычисленная по измерению электропроводности равна
[H+] [ОНndash] K = = 18 10ndash6
[H2O]
Судя по значению этой величины вода ndash очень слабый электролит Поэтому концентрация нераспавшихся молекул воды [H2O] практически величина постоянная и равная
[H2O] = 5556 мольл
Уравнение для константы ионизации воды можно записать следующим образом
K ∙ [H2O] = [H+] [ОНndash]
K ∙ [H2O] = Kw = 18 10ndash6 5556 = 10ndash14
таким образом при tordm = const
Kw = [H+] [ОНndash] = 10ndash14
Kw ndash ионное произведение воды
Для чистой воды и разбавленных растворов
Kw = 10ndash14 при tordm = const
Для чистой воды
[H+] = [ОНndash] = radic Kw = 10ndash7 мольл
Для обозначения реакции среды используют водородный показатель
рН = ndash lg [H+]
нейтральная среда hellip рН = 7
кислая среда hellip рН lt 7
щелочная среда hellip рН gt 7
В насыщенном растворе малорастворимого соединения устанавливается одно или несколько равновесий Например в насыщенном растворе хлорида серебра устанавливается равновесие
AgClтв Ag+ + Clndash
Константу равновесия для этого процесса можно записать
[Ag+] [Cl-]
K = тк [AgCl] тв = const [AgCl] тв
K [AgCl] тв = ПР = [Ag+] [Cl+]
ПР = [Ag+] [Clndash]
Таким образом в насыщенном растворе малорастворимого электролита произ-ведение концентраций его ионов в степени стехиометрических коэффици-ентов есть величина постоянная при данной температуре
В общем случае для процесса
KmAn (тв) mKn+ + nAmndash
ПР = [Kn+]m [Amndash]n
Произведение растворимости характеризует растворимость вещества чем больше ПР тем больше растворимость
[Kn+]m [Amndash]n gt ПР hellip осадок выпадает
[Kn+]m [Amndash]n lt ПР hellipосадок не выпадает (идет растворение)
q 48 10ndash10
Е = = = 12 106
r 2 2 10ndash8
Е = 12 106 300 = 36 108 Всм
Э2+A2ndash + 4H2O [H2OЭОН2]2+ + [ОН2AH2O]2ndash
q = 48 10ndash10 эл ед
r = 2Aring = 2 10ndash8 см
Е =r 2
q
I II
1[H2OЭОН2]2+ + A2ndash 1[ОН2АH2O]2ndash + Э2+
2[H2OЭОН]+ + Н+ + A2ndash 2[OH2АН]ndash +ОНndash +Э2+
3[HOЭОН] + 2Н+ + A2ndash 3[НАН] + 2ОНndash + Э2+
4[HOЭО]ndash + 3Н+ + A2ndash
5[OЭО]2ndash + 4Н+ + A2ndash
Усиление силы поля иона Эn+
гидролиз по катиону Эn+ гидролиз по аниону Аn‒
Резкое возрастание силы кислот с увеличением числа m объясняют следующим образом
Рассмотрим соотношение связывающее и сопряженное ей основание
А ndash Н Аndash + Н+
Очевидно равновесие в данной реакции тем больше будет смещено вправо кислота АН будет тем сильнее чем меньше потребуется энергии для образования аниона Аndash те чем устойчивее будет анион Аndash
В ФИЗИКЕ СУЩЕСТВУЕТ ЗАКОН
Устойчивость заряженной системы повы-шается при рассредоточении (делокализации) заряда
То устойчивость аниона Аndash будет тем больше (сопряженная ему кислота НА тем сильнее) чем выше его способность делокализовать отрицательный заряд
Например рост силы кислот в ряду
HOCl lt HClO2 lt HClO3 lt HClO4
объясняется повышением устойчивости анио-нов в ряду
ClOndash lt ClO2ndash lt ClO3
ndash lt ClO4ndash
Каждый из этих анионов (кроме ClOndash) может быть представлен в виде гибрида нескольких структур отличающихся друг от друга лишь расположением отрицательного заряда на них
Чем больше можно написать резонансных структур для аниона тем сильнее делокализован отрицательный заряд и тем следовательно устойчивее анион
1 Cl ndash Ondash 2 ClO2
ndash O = Cl ndash O harr O ndash Cl = O I II
3 O O O O O O
ClO3ndash Cl harr Cl harr
Cl || I || II
| III O O
O
O O
или Cl
O
или [O Cl O]
4 O O O O O O O O ClO4
ndash Cl harr Cl harr Cl harr Cl O O O O O O O O I II III IV
или O O Cl O O
Применим закон действия масс к процессу диссоциации (ионизации) воды
H2O + H2O = H3O+ + ОНndash
ион гидроксония
Ион гидроксония ndash гидратированный ион водорода
H+ + H2O [H(OH2)]+ equiv H3O+
Для простоты уравнение диссоциации воды
записывают
H2О H+ + ОНndash
Константа ионизации воды вычисленная по измерению электропроводности равна
[H+] [ОНndash] K = = 18 10ndash6
[H2O]
Судя по значению этой величины вода ndash очень слабый электролит Поэтому концентрация нераспавшихся молекул воды [H2O] практически величина постоянная и равная
[H2O] = 5556 мольл
Уравнение для константы ионизации воды можно записать следующим образом
K ∙ [H2O] = [H+] [ОНndash]
K ∙ [H2O] = Kw = 18 10ndash6 5556 = 10ndash14
таким образом при tordm = const
Kw = [H+] [ОНndash] = 10ndash14
Kw ndash ионное произведение воды
Для чистой воды и разбавленных растворов
Kw = 10ndash14 при tordm = const
Для чистой воды
[H+] = [ОНndash] = radic Kw = 10ndash7 мольл
Для обозначения реакции среды используют водородный показатель
рН = ndash lg [H+]
нейтральная среда hellip рН = 7
кислая среда hellip рН lt 7
щелочная среда hellip рН gt 7
В насыщенном растворе малорастворимого соединения устанавливается одно или несколько равновесий Например в насыщенном растворе хлорида серебра устанавливается равновесие
AgClтв Ag+ + Clndash
Константу равновесия для этого процесса можно записать
[Ag+] [Cl-]
K = тк [AgCl] тв = const [AgCl] тв
K [AgCl] тв = ПР = [Ag+] [Cl+]
ПР = [Ag+] [Clndash]
Таким образом в насыщенном растворе малорастворимого электролита произ-ведение концентраций его ионов в степени стехиометрических коэффици-ентов есть величина постоянная при данной температуре
В общем случае для процесса
KmAn (тв) mKn+ + nAmndash
ПР = [Kn+]m [Amndash]n
Произведение растворимости характеризует растворимость вещества чем больше ПР тем больше растворимость
[Kn+]m [Amndash]n gt ПР hellip осадок выпадает
[Kn+]m [Amndash]n lt ПР hellipосадок не выпадает (идет растворение)
q 48 10ndash10
Е = = = 12 106
r 2 2 10ndash8
Е = 12 106 300 = 36 108 Всм
Э2+A2ndash + 4H2O [H2OЭОН2]2+ + [ОН2AH2O]2ndash
q = 48 10ndash10 эл ед
r = 2Aring = 2 10ndash8 см
Е =r 2
q
I II
1[H2OЭОН2]2+ + A2ndash 1[ОН2АH2O]2ndash + Э2+
2[H2OЭОН]+ + Н+ + A2ndash 2[OH2АН]ndash +ОНndash +Э2+
3[HOЭОН] + 2Н+ + A2ndash 3[НАН] + 2ОНndash + Э2+
4[HOЭО]ndash + 3Н+ + A2ndash
5[OЭО]2ndash + 4Н+ + A2ndash
Усиление силы поля иона Эn+
гидролиз по катиону Эn+ гидролиз по аниону Аn‒
В ФИЗИКЕ СУЩЕСТВУЕТ ЗАКОН
Устойчивость заряженной системы повы-шается при рассредоточении (делокализации) заряда
То устойчивость аниона Аndash будет тем больше (сопряженная ему кислота НА тем сильнее) чем выше его способность делокализовать отрицательный заряд
Например рост силы кислот в ряду
HOCl lt HClO2 lt HClO3 lt HClO4
объясняется повышением устойчивости анио-нов в ряду
ClOndash lt ClO2ndash lt ClO3
ndash lt ClO4ndash
Каждый из этих анионов (кроме ClOndash) может быть представлен в виде гибрида нескольких структур отличающихся друг от друга лишь расположением отрицательного заряда на них
Чем больше можно написать резонансных структур для аниона тем сильнее делокализован отрицательный заряд и тем следовательно устойчивее анион
1 Cl ndash Ondash 2 ClO2
ndash O = Cl ndash O harr O ndash Cl = O I II
3 O O O O O O
ClO3ndash Cl harr Cl harr
Cl || I || II
| III O O
O
O O
или Cl
O
или [O Cl O]
4 O O O O O O O O ClO4
ndash Cl harr Cl harr Cl harr Cl O O O O O O O O I II III IV
или O O Cl O O
Применим закон действия масс к процессу диссоциации (ионизации) воды
H2O + H2O = H3O+ + ОНndash
ион гидроксония
Ион гидроксония ndash гидратированный ион водорода
H+ + H2O [H(OH2)]+ equiv H3O+
Для простоты уравнение диссоциации воды
записывают
H2О H+ + ОНndash
Константа ионизации воды вычисленная по измерению электропроводности равна
[H+] [ОНndash] K = = 18 10ndash6
[H2O]
Судя по значению этой величины вода ndash очень слабый электролит Поэтому концентрация нераспавшихся молекул воды [H2O] практически величина постоянная и равная
[H2O] = 5556 мольл
Уравнение для константы ионизации воды можно записать следующим образом
K ∙ [H2O] = [H+] [ОНndash]
K ∙ [H2O] = Kw = 18 10ndash6 5556 = 10ndash14
таким образом при tordm = const
Kw = [H+] [ОНndash] = 10ndash14
Kw ndash ионное произведение воды
Для чистой воды и разбавленных растворов
Kw = 10ndash14 при tordm = const
Для чистой воды
[H+] = [ОНndash] = radic Kw = 10ndash7 мольл
Для обозначения реакции среды используют водородный показатель
рН = ndash lg [H+]
нейтральная среда hellip рН = 7
кислая среда hellip рН lt 7
щелочная среда hellip рН gt 7
В насыщенном растворе малорастворимого соединения устанавливается одно или несколько равновесий Например в насыщенном растворе хлорида серебра устанавливается равновесие
AgClтв Ag+ + Clndash
Константу равновесия для этого процесса можно записать
[Ag+] [Cl-]
K = тк [AgCl] тв = const [AgCl] тв
K [AgCl] тв = ПР = [Ag+] [Cl+]
ПР = [Ag+] [Clndash]
Таким образом в насыщенном растворе малорастворимого электролита произ-ведение концентраций его ионов в степени стехиометрических коэффици-ентов есть величина постоянная при данной температуре
В общем случае для процесса
KmAn (тв) mKn+ + nAmndash
ПР = [Kn+]m [Amndash]n
Произведение растворимости характеризует растворимость вещества чем больше ПР тем больше растворимость
[Kn+]m [Amndash]n gt ПР hellip осадок выпадает
[Kn+]m [Amndash]n lt ПР hellipосадок не выпадает (идет растворение)
q 48 10ndash10
Е = = = 12 106
r 2 2 10ndash8
Е = 12 106 300 = 36 108 Всм
Э2+A2ndash + 4H2O [H2OЭОН2]2+ + [ОН2AH2O]2ndash
q = 48 10ndash10 эл ед
r = 2Aring = 2 10ndash8 см
Е =r 2
q
I II
1[H2OЭОН2]2+ + A2ndash 1[ОН2АH2O]2ndash + Э2+
2[H2OЭОН]+ + Н+ + A2ndash 2[OH2АН]ndash +ОНndash +Э2+
3[HOЭОН] + 2Н+ + A2ndash 3[НАН] + 2ОНndash + Э2+
4[HOЭО]ndash + 3Н+ + A2ndash
5[OЭО]2ndash + 4Н+ + A2ndash
Усиление силы поля иона Эn+
гидролиз по катиону Эn+ гидролиз по аниону Аn‒
Каждый из этих анионов (кроме ClOndash) может быть представлен в виде гибрида нескольких структур отличающихся друг от друга лишь расположением отрицательного заряда на них
Чем больше можно написать резонансных структур для аниона тем сильнее делокализован отрицательный заряд и тем следовательно устойчивее анион
1 Cl ndash Ondash 2 ClO2
ndash O = Cl ndash O harr O ndash Cl = O I II
3 O O O O O O
ClO3ndash Cl harr Cl harr
Cl || I || II
| III O O
O
O O
или Cl
O
или [O Cl O]
4 O O O O O O O O ClO4
ndash Cl harr Cl harr Cl harr Cl O O O O O O O O I II III IV
или O O Cl O O
Применим закон действия масс к процессу диссоциации (ионизации) воды
H2O + H2O = H3O+ + ОНndash
ион гидроксония
Ион гидроксония ndash гидратированный ион водорода
H+ + H2O [H(OH2)]+ equiv H3O+
Для простоты уравнение диссоциации воды
записывают
H2О H+ + ОНndash
Константа ионизации воды вычисленная по измерению электропроводности равна
[H+] [ОНndash] K = = 18 10ndash6
[H2O]
Судя по значению этой величины вода ndash очень слабый электролит Поэтому концентрация нераспавшихся молекул воды [H2O] практически величина постоянная и равная
[H2O] = 5556 мольл
Уравнение для константы ионизации воды можно записать следующим образом
K ∙ [H2O] = [H+] [ОНndash]
K ∙ [H2O] = Kw = 18 10ndash6 5556 = 10ndash14
таким образом при tordm = const
Kw = [H+] [ОНndash] = 10ndash14
Kw ndash ионное произведение воды
Для чистой воды и разбавленных растворов
Kw = 10ndash14 при tordm = const
Для чистой воды
[H+] = [ОНndash] = radic Kw = 10ndash7 мольл
Для обозначения реакции среды используют водородный показатель
рН = ndash lg [H+]
нейтральная среда hellip рН = 7
кислая среда hellip рН lt 7
щелочная среда hellip рН gt 7
В насыщенном растворе малорастворимого соединения устанавливается одно или несколько равновесий Например в насыщенном растворе хлорида серебра устанавливается равновесие
AgClтв Ag+ + Clndash
Константу равновесия для этого процесса можно записать
[Ag+] [Cl-]
K = тк [AgCl] тв = const [AgCl] тв
K [AgCl] тв = ПР = [Ag+] [Cl+]
ПР = [Ag+] [Clndash]
Таким образом в насыщенном растворе малорастворимого электролита произ-ведение концентраций его ионов в степени стехиометрических коэффици-ентов есть величина постоянная при данной температуре
В общем случае для процесса
KmAn (тв) mKn+ + nAmndash
ПР = [Kn+]m [Amndash]n
Произведение растворимости характеризует растворимость вещества чем больше ПР тем больше растворимость
[Kn+]m [Amndash]n gt ПР hellip осадок выпадает
[Kn+]m [Amndash]n lt ПР hellipосадок не выпадает (идет растворение)
q 48 10ndash10
Е = = = 12 106
r 2 2 10ndash8
Е = 12 106 300 = 36 108 Всм
Э2+A2ndash + 4H2O [H2OЭОН2]2+ + [ОН2AH2O]2ndash
q = 48 10ndash10 эл ед
r = 2Aring = 2 10ndash8 см
Е =r 2
q
I II
1[H2OЭОН2]2+ + A2ndash 1[ОН2АH2O]2ndash + Э2+
2[H2OЭОН]+ + Н+ + A2ndash 2[OH2АН]ndash +ОНndash +Э2+
3[HOЭОН] + 2Н+ + A2ndash 3[НАН] + 2ОНndash + Э2+
4[HOЭО]ndash + 3Н+ + A2ndash
5[OЭО]2ndash + 4Н+ + A2ndash
Усиление силы поля иона Эn+
гидролиз по катиону Эn+ гидролиз по аниону Аn‒
1 Cl ndash Ondash 2 ClO2
ndash O = Cl ndash O harr O ndash Cl = O I II
3 O O O O O O
ClO3ndash Cl harr Cl harr
Cl || I || II
| III O O
O
O O
или Cl
O
или [O Cl O]
4 O O O O O O O O ClO4
ndash Cl harr Cl harr Cl harr Cl O O O O O O O O I II III IV
или O O Cl O O
Применим закон действия масс к процессу диссоциации (ионизации) воды
H2O + H2O = H3O+ + ОНndash
ион гидроксония
Ион гидроксония ndash гидратированный ион водорода
H+ + H2O [H(OH2)]+ equiv H3O+
Для простоты уравнение диссоциации воды
записывают
H2О H+ + ОНndash
Константа ионизации воды вычисленная по измерению электропроводности равна
[H+] [ОНndash] K = = 18 10ndash6
[H2O]
Судя по значению этой величины вода ndash очень слабый электролит Поэтому концентрация нераспавшихся молекул воды [H2O] практически величина постоянная и равная
[H2O] = 5556 мольл
Уравнение для константы ионизации воды можно записать следующим образом
K ∙ [H2O] = [H+] [ОНndash]
K ∙ [H2O] = Kw = 18 10ndash6 5556 = 10ndash14
таким образом при tordm = const
Kw = [H+] [ОНndash] = 10ndash14
Kw ndash ионное произведение воды
Для чистой воды и разбавленных растворов
Kw = 10ndash14 при tordm = const
Для чистой воды
[H+] = [ОНndash] = radic Kw = 10ndash7 мольл
Для обозначения реакции среды используют водородный показатель
рН = ndash lg [H+]
нейтральная среда hellip рН = 7
кислая среда hellip рН lt 7
щелочная среда hellip рН gt 7
В насыщенном растворе малорастворимого соединения устанавливается одно или несколько равновесий Например в насыщенном растворе хлорида серебра устанавливается равновесие
AgClтв Ag+ + Clndash
Константу равновесия для этого процесса можно записать
[Ag+] [Cl-]
K = тк [AgCl] тв = const [AgCl] тв
K [AgCl] тв = ПР = [Ag+] [Cl+]
ПР = [Ag+] [Clndash]
Таким образом в насыщенном растворе малорастворимого электролита произ-ведение концентраций его ионов в степени стехиометрических коэффици-ентов есть величина постоянная при данной температуре
В общем случае для процесса
KmAn (тв) mKn+ + nAmndash
ПР = [Kn+]m [Amndash]n
Произведение растворимости характеризует растворимость вещества чем больше ПР тем больше растворимость
[Kn+]m [Amndash]n gt ПР hellip осадок выпадает
[Kn+]m [Amndash]n lt ПР hellipосадок не выпадает (идет растворение)
q 48 10ndash10
Е = = = 12 106
r 2 2 10ndash8
Е = 12 106 300 = 36 108 Всм
Э2+A2ndash + 4H2O [H2OЭОН2]2+ + [ОН2AH2O]2ndash
q = 48 10ndash10 эл ед
r = 2Aring = 2 10ndash8 см
Е =r 2
q
I II
1[H2OЭОН2]2+ + A2ndash 1[ОН2АH2O]2ndash + Э2+
2[H2OЭОН]+ + Н+ + A2ndash 2[OH2АН]ndash +ОНndash +Э2+
3[HOЭОН] + 2Н+ + A2ndash 3[НАН] + 2ОНndash + Э2+
4[HOЭО]ndash + 3Н+ + A2ndash
5[OЭО]2ndash + 4Н+ + A2ndash
Усиление силы поля иона Эn+
гидролиз по катиону Эn+ гидролиз по аниону Аn‒
Применим закон действия масс к процессу диссоциации (ионизации) воды
H2O + H2O = H3O+ + ОНndash
ион гидроксония
Ион гидроксония ndash гидратированный ион водорода
H+ + H2O [H(OH2)]+ equiv H3O+
Для простоты уравнение диссоциации воды
записывают
H2О H+ + ОНndash
Константа ионизации воды вычисленная по измерению электропроводности равна
[H+] [ОНndash] K = = 18 10ndash6
[H2O]
Судя по значению этой величины вода ndash очень слабый электролит Поэтому концентрация нераспавшихся молекул воды [H2O] практически величина постоянная и равная
[H2O] = 5556 мольл
Уравнение для константы ионизации воды можно записать следующим образом
K ∙ [H2O] = [H+] [ОНndash]
K ∙ [H2O] = Kw = 18 10ndash6 5556 = 10ndash14
таким образом при tordm = const
Kw = [H+] [ОНndash] = 10ndash14
Kw ndash ионное произведение воды
Для чистой воды и разбавленных растворов
Kw = 10ndash14 при tordm = const
Для чистой воды
[H+] = [ОНndash] = radic Kw = 10ndash7 мольл
Для обозначения реакции среды используют водородный показатель
рН = ndash lg [H+]
нейтральная среда hellip рН = 7
кислая среда hellip рН lt 7
щелочная среда hellip рН gt 7
В насыщенном растворе малорастворимого соединения устанавливается одно или несколько равновесий Например в насыщенном растворе хлорида серебра устанавливается равновесие
AgClтв Ag+ + Clndash
Константу равновесия для этого процесса можно записать
[Ag+] [Cl-]
K = тк [AgCl] тв = const [AgCl] тв
K [AgCl] тв = ПР = [Ag+] [Cl+]
ПР = [Ag+] [Clndash]
Таким образом в насыщенном растворе малорастворимого электролита произ-ведение концентраций его ионов в степени стехиометрических коэффици-ентов есть величина постоянная при данной температуре
В общем случае для процесса
KmAn (тв) mKn+ + nAmndash
ПР = [Kn+]m [Amndash]n
Произведение растворимости характеризует растворимость вещества чем больше ПР тем больше растворимость
[Kn+]m [Amndash]n gt ПР hellip осадок выпадает
[Kn+]m [Amndash]n lt ПР hellipосадок не выпадает (идет растворение)
q 48 10ndash10
Е = = = 12 106
r 2 2 10ndash8
Е = 12 106 300 = 36 108 Всм
Э2+A2ndash + 4H2O [H2OЭОН2]2+ + [ОН2AH2O]2ndash
q = 48 10ndash10 эл ед
r = 2Aring = 2 10ndash8 см
Е =r 2
q
I II
1[H2OЭОН2]2+ + A2ndash 1[ОН2АH2O]2ndash + Э2+
2[H2OЭОН]+ + Н+ + A2ndash 2[OH2АН]ndash +ОНndash +Э2+
3[HOЭОН] + 2Н+ + A2ndash 3[НАН] + 2ОНndash + Э2+
4[HOЭО]ndash + 3Н+ + A2ndash
5[OЭО]2ndash + 4Н+ + A2ndash
Усиление силы поля иона Эn+
гидролиз по катиону Эn+ гидролиз по аниону Аn‒
Константа ионизации воды вычисленная по измерению электропроводности равна
[H+] [ОНndash] K = = 18 10ndash6
[H2O]
Судя по значению этой величины вода ndash очень слабый электролит Поэтому концентрация нераспавшихся молекул воды [H2O] практически величина постоянная и равная
[H2O] = 5556 мольл
Уравнение для константы ионизации воды можно записать следующим образом
K ∙ [H2O] = [H+] [ОНndash]
K ∙ [H2O] = Kw = 18 10ndash6 5556 = 10ndash14
таким образом при tordm = const
Kw = [H+] [ОНndash] = 10ndash14
Kw ndash ионное произведение воды
Для чистой воды и разбавленных растворов
Kw = 10ndash14 при tordm = const
Для чистой воды
[H+] = [ОНndash] = radic Kw = 10ndash7 мольл
Для обозначения реакции среды используют водородный показатель
рН = ndash lg [H+]
нейтральная среда hellip рН = 7
кислая среда hellip рН lt 7
щелочная среда hellip рН gt 7
В насыщенном растворе малорастворимого соединения устанавливается одно или несколько равновесий Например в насыщенном растворе хлорида серебра устанавливается равновесие
AgClтв Ag+ + Clndash
Константу равновесия для этого процесса можно записать
[Ag+] [Cl-]
K = тк [AgCl] тв = const [AgCl] тв
K [AgCl] тв = ПР = [Ag+] [Cl+]
ПР = [Ag+] [Clndash]
Таким образом в насыщенном растворе малорастворимого электролита произ-ведение концентраций его ионов в степени стехиометрических коэффици-ентов есть величина постоянная при данной температуре
В общем случае для процесса
KmAn (тв) mKn+ + nAmndash
ПР = [Kn+]m [Amndash]n
Произведение растворимости характеризует растворимость вещества чем больше ПР тем больше растворимость
[Kn+]m [Amndash]n gt ПР hellip осадок выпадает
[Kn+]m [Amndash]n lt ПР hellipосадок не выпадает (идет растворение)
q 48 10ndash10
Е = = = 12 106
r 2 2 10ndash8
Е = 12 106 300 = 36 108 Всм
Э2+A2ndash + 4H2O [H2OЭОН2]2+ + [ОН2AH2O]2ndash
q = 48 10ndash10 эл ед
r = 2Aring = 2 10ndash8 см
Е =r 2
q
I II
1[H2OЭОН2]2+ + A2ndash 1[ОН2АH2O]2ndash + Э2+
2[H2OЭОН]+ + Н+ + A2ndash 2[OH2АН]ndash +ОНndash +Э2+
3[HOЭОН] + 2Н+ + A2ndash 3[НАН] + 2ОНndash + Э2+
4[HOЭО]ndash + 3Н+ + A2ndash
5[OЭО]2ndash + 4Н+ + A2ndash
Усиление силы поля иона Эn+
гидролиз по катиону Эn+ гидролиз по аниону Аn‒
Уравнение для константы ионизации воды можно записать следующим образом
K ∙ [H2O] = [H+] [ОНndash]
K ∙ [H2O] = Kw = 18 10ndash6 5556 = 10ndash14
таким образом при tordm = const
Kw = [H+] [ОНndash] = 10ndash14
Kw ndash ионное произведение воды
Для чистой воды и разбавленных растворов
Kw = 10ndash14 при tordm = const
Для чистой воды
[H+] = [ОНndash] = radic Kw = 10ndash7 мольл
Для обозначения реакции среды используют водородный показатель
рН = ndash lg [H+]
нейтральная среда hellip рН = 7
кислая среда hellip рН lt 7
щелочная среда hellip рН gt 7
В насыщенном растворе малорастворимого соединения устанавливается одно или несколько равновесий Например в насыщенном растворе хлорида серебра устанавливается равновесие
AgClтв Ag+ + Clndash
Константу равновесия для этого процесса можно записать
[Ag+] [Cl-]
K = тк [AgCl] тв = const [AgCl] тв
K [AgCl] тв = ПР = [Ag+] [Cl+]
ПР = [Ag+] [Clndash]
Таким образом в насыщенном растворе малорастворимого электролита произ-ведение концентраций его ионов в степени стехиометрических коэффици-ентов есть величина постоянная при данной температуре
В общем случае для процесса
KmAn (тв) mKn+ + nAmndash
ПР = [Kn+]m [Amndash]n
Произведение растворимости характеризует растворимость вещества чем больше ПР тем больше растворимость
[Kn+]m [Amndash]n gt ПР hellip осадок выпадает
[Kn+]m [Amndash]n lt ПР hellipосадок не выпадает (идет растворение)
q 48 10ndash10
Е = = = 12 106
r 2 2 10ndash8
Е = 12 106 300 = 36 108 Всм
Э2+A2ndash + 4H2O [H2OЭОН2]2+ + [ОН2AH2O]2ndash
q = 48 10ndash10 эл ед
r = 2Aring = 2 10ndash8 см
Е =r 2
q
I II
1[H2OЭОН2]2+ + A2ndash 1[ОН2АH2O]2ndash + Э2+
2[H2OЭОН]+ + Н+ + A2ndash 2[OH2АН]ndash +ОНndash +Э2+
3[HOЭОН] + 2Н+ + A2ndash 3[НАН] + 2ОНndash + Э2+
4[HOЭО]ndash + 3Н+ + A2ndash
5[OЭО]2ndash + 4Н+ + A2ndash
Усиление силы поля иона Эn+
гидролиз по катиону Эn+ гидролиз по аниону Аn‒
Для чистой воды и разбавленных растворов
Kw = 10ndash14 при tordm = const
Для чистой воды
[H+] = [ОНndash] = radic Kw = 10ndash7 мольл
Для обозначения реакции среды используют водородный показатель
рН = ndash lg [H+]
нейтральная среда hellip рН = 7
кислая среда hellip рН lt 7
щелочная среда hellip рН gt 7
В насыщенном растворе малорастворимого соединения устанавливается одно или несколько равновесий Например в насыщенном растворе хлорида серебра устанавливается равновесие
AgClтв Ag+ + Clndash
Константу равновесия для этого процесса можно записать
[Ag+] [Cl-]
K = тк [AgCl] тв = const [AgCl] тв
K [AgCl] тв = ПР = [Ag+] [Cl+]
ПР = [Ag+] [Clndash]
Таким образом в насыщенном растворе малорастворимого электролита произ-ведение концентраций его ионов в степени стехиометрических коэффици-ентов есть величина постоянная при данной температуре
В общем случае для процесса
KmAn (тв) mKn+ + nAmndash
ПР = [Kn+]m [Amndash]n
Произведение растворимости характеризует растворимость вещества чем больше ПР тем больше растворимость
[Kn+]m [Amndash]n gt ПР hellip осадок выпадает
[Kn+]m [Amndash]n lt ПР hellipосадок не выпадает (идет растворение)
q 48 10ndash10
Е = = = 12 106
r 2 2 10ndash8
Е = 12 106 300 = 36 108 Всм
Э2+A2ndash + 4H2O [H2OЭОН2]2+ + [ОН2AH2O]2ndash
q = 48 10ndash10 эл ед
r = 2Aring = 2 10ndash8 см
Е =r 2
q
I II
1[H2OЭОН2]2+ + A2ndash 1[ОН2АH2O]2ndash + Э2+
2[H2OЭОН]+ + Н+ + A2ndash 2[OH2АН]ndash +ОНndash +Э2+
3[HOЭОН] + 2Н+ + A2ndash 3[НАН] + 2ОНndash + Э2+
4[HOЭО]ndash + 3Н+ + A2ndash
5[OЭО]2ndash + 4Н+ + A2ndash
Усиление силы поля иона Эn+
гидролиз по катиону Эn+ гидролиз по аниону Аn‒
В насыщенном растворе малорастворимого соединения устанавливается одно или несколько равновесий Например в насыщенном растворе хлорида серебра устанавливается равновесие
AgClтв Ag+ + Clndash
Константу равновесия для этого процесса можно записать
[Ag+] [Cl-]
K = тк [AgCl] тв = const [AgCl] тв
K [AgCl] тв = ПР = [Ag+] [Cl+]
ПР = [Ag+] [Clndash]
Таким образом в насыщенном растворе малорастворимого электролита произ-ведение концентраций его ионов в степени стехиометрических коэффици-ентов есть величина постоянная при данной температуре
В общем случае для процесса
KmAn (тв) mKn+ + nAmndash
ПР = [Kn+]m [Amndash]n
Произведение растворимости характеризует растворимость вещества чем больше ПР тем больше растворимость
[Kn+]m [Amndash]n gt ПР hellip осадок выпадает
[Kn+]m [Amndash]n lt ПР hellipосадок не выпадает (идет растворение)
q 48 10ndash10
Е = = = 12 106
r 2 2 10ndash8
Е = 12 106 300 = 36 108 Всм
Э2+A2ndash + 4H2O [H2OЭОН2]2+ + [ОН2AH2O]2ndash
q = 48 10ndash10 эл ед
r = 2Aring = 2 10ndash8 см
Е =r 2
q
I II
1[H2OЭОН2]2+ + A2ndash 1[ОН2АH2O]2ndash + Э2+
2[H2OЭОН]+ + Н+ + A2ndash 2[OH2АН]ndash +ОНndash +Э2+
3[HOЭОН] + 2Н+ + A2ndash 3[НАН] + 2ОНndash + Э2+
4[HOЭО]ndash + 3Н+ + A2ndash
5[OЭО]2ndash + 4Н+ + A2ndash
Усиление силы поля иона Эn+
гидролиз по катиону Эn+ гидролиз по аниону Аn‒
ПР = [Ag+] [Clndash]
Таким образом в насыщенном растворе малорастворимого электролита произ-ведение концентраций его ионов в степени стехиометрических коэффици-ентов есть величина постоянная при данной температуре
В общем случае для процесса
KmAn (тв) mKn+ + nAmndash
ПР = [Kn+]m [Amndash]n
Произведение растворимости характеризует растворимость вещества чем больше ПР тем больше растворимость
[Kn+]m [Amndash]n gt ПР hellip осадок выпадает
[Kn+]m [Amndash]n lt ПР hellipосадок не выпадает (идет растворение)
q 48 10ndash10
Е = = = 12 106
r 2 2 10ndash8
Е = 12 106 300 = 36 108 Всм
Э2+A2ndash + 4H2O [H2OЭОН2]2+ + [ОН2AH2O]2ndash
q = 48 10ndash10 эл ед
r = 2Aring = 2 10ndash8 см
Е =r 2
q
I II
1[H2OЭОН2]2+ + A2ndash 1[ОН2АH2O]2ndash + Э2+
2[H2OЭОН]+ + Н+ + A2ndash 2[OH2АН]ndash +ОНndash +Э2+
3[HOЭОН] + 2Н+ + A2ndash 3[НАН] + 2ОНndash + Э2+
4[HOЭО]ndash + 3Н+ + A2ndash
5[OЭО]2ndash + 4Н+ + A2ndash
Усиление силы поля иона Эn+
гидролиз по катиону Эn+ гидролиз по аниону Аn‒
В общем случае для процесса
KmAn (тв) mKn+ + nAmndash
ПР = [Kn+]m [Amndash]n
Произведение растворимости характеризует растворимость вещества чем больше ПР тем больше растворимость
[Kn+]m [Amndash]n gt ПР hellip осадок выпадает
[Kn+]m [Amndash]n lt ПР hellipосадок не выпадает (идет растворение)
q 48 10ndash10
Е = = = 12 106
r 2 2 10ndash8
Е = 12 106 300 = 36 108 Всм
Э2+A2ndash + 4H2O [H2OЭОН2]2+ + [ОН2AH2O]2ndash
q = 48 10ndash10 эл ед
r = 2Aring = 2 10ndash8 см
Е =r 2
q
I II
1[H2OЭОН2]2+ + A2ndash 1[ОН2АH2O]2ndash + Э2+
2[H2OЭОН]+ + Н+ + A2ndash 2[OH2АН]ndash +ОНndash +Э2+
3[HOЭОН] + 2Н+ + A2ndash 3[НАН] + 2ОНndash + Э2+
4[HOЭО]ndash + 3Н+ + A2ndash
5[OЭО]2ndash + 4Н+ + A2ndash
Усиление силы поля иона Эn+
гидролиз по катиону Эn+ гидролиз по аниону Аn‒
q 48 10ndash10
Е = = = 12 106
r 2 2 10ndash8
Е = 12 106 300 = 36 108 Всм
Э2+A2ndash + 4H2O [H2OЭОН2]2+ + [ОН2AH2O]2ndash
q = 48 10ndash10 эл ед
r = 2Aring = 2 10ndash8 см
Е =r 2
q
I II
1[H2OЭОН2]2+ + A2ndash 1[ОН2АH2O]2ndash + Э2+
2[H2OЭОН]+ + Н+ + A2ndash 2[OH2АН]ndash +ОНndash +Э2+
3[HOЭОН] + 2Н+ + A2ndash 3[НАН] + 2ОНndash + Э2+
4[HOЭО]ndash + 3Н+ + A2ndash
5[OЭО]2ndash + 4Н+ + A2ndash
Усиление силы поля иона Эn+
гидролиз по катиону Эn+ гидролиз по аниону Аn‒
I II
1[H2OЭОН2]2+ + A2ndash 1[ОН2АH2O]2ndash + Э2+
2[H2OЭОН]+ + Н+ + A2ndash 2[OH2АН]ndash +ОНndash +Э2+
3[HOЭОН] + 2Н+ + A2ndash 3[НАН] + 2ОНndash + Э2+
4[HOЭО]ndash + 3Н+ + A2ndash
5[OЭО]2ndash + 4Н+ + A2ndash
Усиление силы поля иона Эn+
гидролиз по катиону Эn+ гидролиз по аниону Аn‒
