РЕАКЦИИ НЕЙТРАЛИЗАЦИИ

Взаимодействие водных растворов сильной кислоты и сильного основания (оба полностью диссоциированы) всегда описывается уравнением Н* + ОН” = Н20 независимо от природы противоионов. Соответственно энтальпия реакции нейтрализации, равная для бесконечно разбавленных растворов —57,6 кДж, не зависит от природы кислоты и щелочи, что было учтено Аррениусом при разработке его теории кислот и оснований.

При нейтрализации слабого электролита сильным — слабой кислоты сильным основанием или наоборот - в растворе помимо ионов и молекул воды присутствуют и молекулы слабого электролита.

В общем случае в равновесии

концентрация НА никогда не равна нулю, и это приводит к нарушению равенства концентраций Н+ и ОН”. Рассмотрим в качестве примера нейтрализацию уксусной кислоты сильной щелочью, скажем, NaOH. Пусть смешивается по 500 мл (точно) каждого из растворов концентрацией 0,2 моль/л (точно). При отсутствии взаимодействия концентрация каждого из веществ в смеси составила бы 0,1 моль/л. В действительности в результате нейтрализации ионов водорода, поставляемых уксусной кислотой, равновесие ее диссоциации смещается, и все большее количество кислоты диссоциирует. При этом, естественно, концентрация ионов ОН" так же, как и ионов Н+, уменьшается.

Состояние равновесия наступит тогда, когда концентрация ионов водорода будет удовлетворять одновременно двум равновесиям:

где для краткости ацетатный ион обозначен Ас".

Отсюда равновесная концентрация гидроксид-ионов будет равна

Так как начальные концентрации гидроксид-ионов и уксусной кислоты точно одинаковы, то при равновесии

Пренебрежем диссоциацией воды, тогда

Поскольку Kwa, концентрации ионов ОН”, а значит, и оставшейся кислоты малы и можно считать, что [Ас” ] ** 0,1. Тогда

и pH равновесного раствора равен ^ 9.

Из этого примера можно сделать два общих вывода. Во-первых, при сливании растворов точно равных количеств слабой кислоты и сильного основания (или наоборот) полученный раствор не будет нейтральным - он остается заметно щелочным (или кислым). Во-вторых, концентрация гидроксид-ионов в равновесном растворе в первую очередь зависит от отношения Kw/Ka: чем меньше Кау т. е. чем слабее кислота, тем больше концентрация гидроксида в равновесном растворе.

Для получения действительно нейтрального раствора с pH = 7 необходимо взять некоторый избыток слабого электролита. В рассмотренном примере необходимый избыток можно оценить следующим образом. В нейтральном растворе

Тогда, полагая, что добавка кислоты мала и концентрация ионов [Ас”] практически не изменится, получаем

Для получения нейтрального раствора равновесная концентрация не- диссоциированной кислоты должна быть не 10“5, а 10”3 моль/л, т. е. для получения нейтрального раствора нужно взять не точно 500, а приблизительно 505 мл кислоты.

Руководствуясь подобными соображениями, можно рассчитать изменения pH раствора кислоты при добавлении к нему щелочи (титрование кислоты щелочью) и раствора щелочи при титровании ее кислотой для любых вариантов — от сильных кислот и щелочей до слабых. Примеры кривых титрования приведены на рис. 16.2.

Рис. 16.2. Кривая титрования растворов различных кислот Д0Д моль/л, объем пробы 20 мл) раствором сильной щелочи (NaOH, ОД моль/л). Верхняя кривая относится к любой сильной кислоте, например НС1; остальные кривые относятся к слабым кислотам с определенными значениями Ка. Обратите внимание на то, что скачок pH около точки эквивалентности ТЭ зависит от силы кислоты

 
Посмотреть оригинал
< Пред   СОДЕРЖАНИЕ   ОРИГИНАЛ     След >