Научная литература
booksshare.net -> Добавить материал -> Химия -> Вольхин В.В. -> "Общая химия. Избранные главы" -> 55

Общая химия. Избранные главы - Вольхин В.В.

Вольхин В.В. Общая химия. Избранные главы: Учебное пособие — Перм.гос.техн. ун-т. - Пермь, 2002. — 352 c.
ISBN 5-88151-282-0
Скачать (прямая ссылка): obshaya_himiya.pdf
Предыдущая << 1 .. 49 50 51 52 53 54 < 55 > 56 57 58 59 60 61 .. 155 >> Следующая

Возможны также другие варианты при титровании. Так, титрование сильного основания сильной кислотой полностью повторяет уже рассмотренный нами ранее случай титрования сильной кислоты сильным основанием. Самостоятельно можно проанализировать титрование слабого основания сильной кислотой. Кривая титрования приобретает «перевернутый» характер по сравнению с той, которая получена при титровании слабой кислоты сильным основанием. Особый случай составляет титрование многоосновных кислот. Рассмотрим его более подробно.
Титрование многоосновиой кислоты. Процесс титрования можно подразделить на ступени, каждая из которых характеризуется своим значением константы кислотности.
Примером многоосновной (полипротонной) кислоты может быть H3PO4. Титрование ее сильным основанием, например NaOH, протекает в три последовательные стадии:
H3PO4(P)+ ОН" (р) H2PO4-(P)+ ОН" (р)
HPO
4 (P)
+ ОН"
(P)
H2PO4-(P) + Н20(Ж), HPO42-(P)+ Н20(ж), PO43-(P)+ Н20(Ж).
Однако для построения полной кривой титрования необходимо рассмотреть значительно большее число этапов, вычисляя для них значения pH раствора.
Первый этап - до начала титрования. В растворе присутствует H3PO4 и продукты ее диссоциации по первой стадии:
H3PO4(P) + Н20(Ж)
H3O+(P)+H2PO4-(P).
Ионные равновесия в растворах
125
Следовательно,
[H3O+][H2PQ4-]
л „, —-
[H3POJ
и отсюда
[H3O+]- [НзР0"] ккг [H2PO4"]
Ранее было показано, что при определении [H3O+] в растворе H3PO4 второй и третьей стадиями ионизации кислоты можно пренебречь (см. пример 3.4).
Второй этап - до первой точки эквивалентности. В растворе присутствуют H3PO4 и те же ионы, которые были до начала титрования. Поэтому для расчета величины pH можно использовать выражение для Кк\, проводя корректировку концентраций H3PO4 и H2PO4- с учетом количества добавленного NaOH и разбавления при этом раствора. Уравнения для расчета даны в предыдущих примерах.
Третий этап - первая точка эквивалентности. В растворе будут присутствовать ионы H2PO4-, которые могут вести себя и как кислота, и как основание (амфотерные свойства), что выражается уравнениями
H2PO4-(P)+ Н20(ж) H3O+(P)+HPO42-(P), Кк2,
H2PO4-(P)+ Н30+(Р) H3PO4(P)+ Н20(ж), \/Кки
Суммарное уравнение:
H2PO4-(P) + H2PO4-(P) ?*=* H3PO4(P)+HPO42-(P).
Такую реакцию называют реакцией диспропорционирования. Константа равновесия для нее* выражается уравнением
V [H3POJ[HPO4-] Кк2
К =-----------------
[H2PO4J
2 К
KI
Если содержание в растворе H3PO4 и HPO42 определяется равновесием указанной выше реакции, то можно принять [HPO42-] = [H3PO4] и провести соответствующую замену в выражении для K3ь что дает в итоге
К
_ [H3PO4]2 _к
К2
31
[H2PO4-]2 *к.
Это уравнение можно сопоставить с выражением для Кк\:
к - [H3O+][H1POJ] [H3PO4] ' которое можно представить в виде: [H3O+] = [H3PO4] К« [H2PO4J*
126
В.В. Вольхин. Общая химия
Из сопоставления уравнений следует, что [H3O+]2 __кк2
Кк1 Кк{
После преобразования этого выражения получаем зависимость для вычисления pH: pH = - 1Og[H3O+] = -\0g(KK{KK2)m = -logKKl,/2 - \ogKK или
1/2 ч<2 ?>
pH = P^EL|MJ<I. (3.10)
Четвертый этап - интервал между первой и второй точками эквивалентности. По аналогии со вторым этапом получаем
[H3O+] •[HPO42-]
лк2 —
[H2PO4-]
Пятый этап - вторая точка эквивалентности. Для вычисления pH используем выражение
рН= Р^кг+Р^ (зп)
Шестой этап - интервал между второй и третьей эквивалентными точками, для которого
[H3O+] ?[PO4"]
л.=-с-•
[HPO4' ]
Седьмой этап - третья точка эквивалентности. Для вычисления константы основности используем выражение:
к „ ^ [он-]?[HPO42"]
01 *« [PO43"]
Восьмой этап - после третьей точки эквивалентности. Величина pH определяется избыточной концентрацией ионов ОН" в растворе.
Кривая титрования раствора 0,1 MH3PO4 показана на рис. 3.1, е. Первая точка эквивалентности характеризуется скачком pH от 4,1 до 5,2. У второй точки эквивалентности скачок обнаруживается в интервале от 9,2 до 10,4. У третьей точки эквивалентности скачок pH не проявляется, что обусловлено логарифмической зависимостью pH = -log[H+].
127
3.4.Равновесияреакций гидролиза солей
Соли как ионные соединения испытывают ионизацию в водных растворах. Далее ионы соли могут вступать во взаимодействие с водой, проявляя кислотно-основные свойства. Этот процесс называется гидролизом солей. Иными словами, гидролиз соли представляет собой взаимодействие ионов соли с водой, приводящее к накоплению в растворе ионов H3O+ или ОН-. На качественном уровне гидролиз солей рассмотрен в любом учебнике химии. Перейдем к обсуждению количественных аспектов равновесия реакций гидролиза.
Как было известно, если катионы соли не обладают кислотными, а анионы - основными свойствами, то реакция гидролиза не происходит и раствор остается нейтральным. Примеры таких солей: NaCl, KNO3, KClO4. Гидролизу подвергаются анионы слабых кислот и катионы слабых оснований. Согласно теории Бренстеда - Лоури они способны взаимодействовать с водой, отнимая у нее или отдавая ей протоны, что и приводит к гидролизу.
Предыдущая << 1 .. 49 50 51 52 53 54 < 55 > 56 57 58 59 60 61 .. 155 >> Следующая

Реклама

c1c0fc952cf0704ad12d6af2ad3bf47e03017fed

Есть, чем поделиться? Отправьте
материал
нам
Авторские права © 2009 BooksShare.
Все права защищены.
Rambler's Top100

c1c0fc952cf0704ad12d6af2ad3bf47e03017fed