Кислотність та основність у воді
Самоіонізація води
Вода навіть після багаторазової перегонки зберігає здатність проводити електричний струм. Ця здатність води обумовлена її самоіонізацією.
$2H_2O ↔ H_3O^+ + OH^-$
Термодинамічна константа рівноваги має вигляд:
де $а_X^=\frac>$ - відносна активність частки $X$ в рівноважній системі;
$aX^$ - абсолютна активність частки $X$ у рівноважній системі;
$^0$ - абсолютна активність $X$ у термодинамічному стані системи.
Відносна активність води при рівновазі практично дорівнює одиниці, тому що ступінь перебігу реакції дуже мала (якщо за стандарний стан брати теоретично неіонізовану воду).
Коефіцієнти активності іонів $OH^-$ і $H_3O^+$ будуть близькі до одиниці в чистій воді. Рівнавага реакції сильно зсунуто вліво. Відносні активності $OH^-$ і $H_3O^+$ практично рівні їх молярним концентраціям. Звідки
де $[H_3O^+] та [OH^-]$ - молярні концентрації;
$K_$ - константа автопрополізу води, що дорівнює $1,00\cdot 10^ \ моль^2/л^2$ при $25^\circ \ C.$
Спробуй звернутися за допомогою до викладачів
У чистій воді концентрації $[H_3O^+] і [OH^-]$ будуть рівні, тому
Для зручності розрахунків концентрацію вказують як негативного логарифму, що позначається як $pH$:
Показники $pH$ для чистої води дорівнюють $7$, у кислих розчинах $pH 7$.
Дисоціація кислоти та константа кислотності
Для кислоти $AH$ дисоціацію можна виразити рівнянням:
$AH + H_2O ↔ A^- + H_3O^+$
У стані рівноваги відносна густина води при переході від однієї кислоти до іншої змінюється незначно, а при нескінченному розведенні наближається до нуля. Тому використовується термодинамічна константакислотності $K_a^0$ ($AH$).
Відношення коефіцієнтів активності однаково для всіх кислот і дорівнює одиниці, якщо процеси протікають у розведених розчинах.
Тоді в розведеному водному розчині як міру сили кислоти використовують константу кислотності $Ka (AH$), яку можна визначити за формулою:
Задай питання спеціалістам і отримай відповідь вже через 15 хвилин!
У формулі відображена молярна концентрація частинок при фіксованій температурі $(25^circ\C)$ у стані рівноваги.
Чим вище константа кислотності, тим вищий ступінь дисоціації, тим сильніша кислота. Для розрахунків та характеристики кислотності використовують негативний логарифм константи кислотності $pKa$.
Чим більше значення у константи кислотності, тим слабша кислота.
Розмір константи кислотності дорівнює тому значенню $pH$ розчину, у якому кислота буде іонізована наполовину:
Величина, що характеризує кислотність молекул води у водному розчині дорівнює:
Таким чином, за температури $25^\circ C$, $pKa (H_2O) = 15,7$. Ця величина характеризує кислотність молекул води у розчині.
Для гідроксонієвого іона $pKa (H_3O^+) = pK_ - pKa = 14-15,7 = -1,7.
Величини $pKa$ є табличними даними. Проте, для кислот із $pKa 0$ дані таблиць будуть неточними.
Визначити константи кислотності у воді шляхом прямого вимірювання концентрацій $A^-$ і $AH$ можна лише тоді, коли кислотна дисоціація відбувається хоч якоюсь мірою, навіть ледве помітною.
Якщо кислота дуже слабка, що мало дисоціює, то не можна точно виміряти концентрацію $A^-$. Якщо ж, навпаки, кислота настільки сильна, що дисоціює майже повністю, неможливо виміряти концентрацію $AH$. У такому разі будутьвикористовуватись непрямі методи визначення кислотності.
Константа іонізації основи
Для вираження константи дисоціації основи у воді скористаємося рівнянням:
$B + H_2O ↔ BH^+ + OH^-$
Константа основності дорівнює:
Останнім часом при розрахунках константами основності практично не користуються, оскільки за константою кислотності сполученої кислоти можна отримати всю необхідну інформацію про підставу $BH^+.$
$BH^+ + H_2O ↔ B + H_3O^+$
Константа кислотності кислоти буде мірою сили:
- $AH$ або $BH^+$ як донорів протону;
- $A^-$ або $B$ як акцепторів протону;
- сильній кислоті $AH$ або $BH^+$ відповідає слабка пов'язана основа $A^-$ або $B$, і тоді величина $pKa$ мала або негативна;
- сильній підставі $A^-$ або $B$ відповідає слабка кислота $AH$ або $BH^+$ і константа кислотності буде позитивною
Безпосередньо виміряти силу кислот чи основ можна лише у вузькому інтервалі $pKa (BH^+).$ За межами інтервалу основність визначатиметься непрямими методами. Значення $pka (BH^+)$ поза інтервалом від $-2$ до $17$ будуть неточними.
Кореляція між будовою та силою кислот
Відносну силу кислот можна передбачити, ґрунтуючись на природі центрального атома та будові молекули кислоти.
Сила безкисневої кислоти $HX$ і $H_2X$ (де $X$ - галоген) тим вища, що менш міцна зв'язок $X-H$, тобто чим більше радіус атома $X$.
У рядах $HF - HCl - HBr - HI$ і $H_2S - H_2Se - H_2Te$ сила кислот збільшується.
Для кисневмісних кислот сила кислот тим вища, чим більша величина m у поєднанні складу $Е(OH)nOm$.
Так і не знайшли відповідь на своє запитання?
Просто напиши з чим тобі потрібна допомога