Кислоты и основания

AP Химия · Тема 8

Просмотр слайдов Тренировать

Видеоурок по этой теме Открыть страницу видео

8.1

Введение в кислоты и основания

Программа

Цель обучения 8.1.A: Рассчитать значения $\mathrm{pH}$ и $\mathrm{pOH}$, основываясь на $K_w$ и концентрации всех видов, присутствующих в нейтральном водном растворе.

8.1.A.1 Концентрации гидроксониевого и гидроксид-ионов часто указываются как $\mathrm{pH}$ и $\mathrm{pOH}$ соответственно.
- Уравнение: $\mathrm{pH} = -\log[\mathrm{H_3O^+}]$
- Уравнение: $\mathrm{pOH} = -\log[\mathrm{OH^-}]$
- Термины «водородный ион» и «гидроксониевый ион», а также символы $\mathrm{H^+}(aq)$ и $\mathrm{H_3O^+}(aq)$ часто используются взаимозаменяемо для обозначения водного иона водорода. Предпочтительными являются гидроксониевый ион и $\mathrm{H_3O^+}(aq)$, но на экзамене AP также принимается $\mathrm{H^+}(aq)$.
8.1.A.2 Вода самоионизируется с константой равновесия $K_w$.
- Уравнение: $K_w = [\mathrm{H_3O^+}][\mathrm{OH^-}] = 1.0 \times 10^{-14}$ при 25°C
8.1.A.3 В чистой воде $\mathrm{pH} = \mathrm{pOH}$ называется нейтральным раствором. При 25°C $\mathrm{p}K_w = 14.0$, а следовательно, $\mathrm{pH} = \mathrm{pOH} = 7.0$.
- Уравнение: $\mathrm{p}K_w = 14 = \mathrm{pH} + \mathrm{pOH}$ при 25°C
8.1.A.4 Значение $K_w$ зависит от температуры, поэтому pH чистой нейтральной воды будет отклоняться от 7.0 при температурах, отличных от 25°C.

Источник: Описание курса и экзамена College Board AP

Лакмусовая бумага: кислотно-основные индикаторы меняют цвет в зависимости от концентрации H⁺ (pH)

Согласно определению по Бренстеду–Лоури, кислота — это донор протона ($\text{H}^+$), а основание — акцептор протона. Когда кислота отдает протон, она превращается в свой сопряженное основание; основание, принявшее протон, становится своим сопряженным кислотным образованием. Вода является амфотерной — она может действовать как кислота или как основание.

Сильная кислота полностью диссоциирует; слабая кислота диссоциирует лишь частично

Тест-полоски pH: сила и концентрация кислотно-основного вещества определяют измеряемый вами pH

Словарь Тренировать

English	Русский
acid/ˈæsɪd/	кислотный
base/beɪs/	основанием
conjugate base/ˈkɒndʒuːɡeɪt beɪs/	сопряженного основания
conjugate acid/ˈkɒndʒuːɡeɪt ˈæsɪd/	сопряженная кислота
autoionization/ˌɔːtəʊˌaɪənaɪˈzeɪʃn/	автоионизация
hydronium ion/haɪˈdrəʊnɪəm ˈaɪɒn/	гидроксоний-ион
ion-product constant of water/ˈaɪɒn ˈprɒdʌkt ˈkɒnstənt ɒv ˈwɔːtə/	ионное произведение воды
neutral/ˈnjuːtrəl/	нейтральный
pH/piː eɪtʃ/	pH
strong acid/strɒŋ ˈæsɪd/	сильной кислоты
strong base/strɒŋ beɪs/	сильное основание
weak acid/wiːk ˈæsɪd/	слабой кислоты

8.1

Автоионизация воды

Программа

Цель обучения 8.1.A: Рассчитать значения $\mathrm{pH}$ и $\mathrm{pOH}$, основываясь на $K_w$ и концентрации всех видов, присутствующих в нейтральном водном растворе.

8.1.A.1 Концентрации гидроксониевого и гидроксид-ионов часто указываются как $\mathrm{pH}$ и $\mathrm{pOH}$ соответственно.
- Уравнение: $\mathrm{pH} = -\log[\mathrm{H_3O^+}]$
- Уравнение: $\mathrm{pOH} = -\log[\mathrm{OH^-}]$
- Термины «водородный ион» и «гидроксониевый ион», а также символы $\mathrm{H^+}(aq)$ и $\mathrm{H_3O^+}(aq)$ часто используются взаимозаменяемо для обозначения водного иона водорода. Предпочтительными являются гидроксониевый ион и $\mathrm{H_3O^+}(aq)$, но на экзамене AP также принимается $\mathrm{H^+}(aq)$.
8.1.A.2 Вода самоионизируется с константой равновесия $K_w$.
- Уравнение: $K_w = [\mathrm{H_3O^+}][\mathrm{OH^-}] = 1.0 \times 10^{-14}$ при 25°C
8.1.A.3 В чистой воде $\mathrm{pH} = \mathrm{pOH}$ называется нейтральным раствором. При 25°C $\mathrm{p}K_w = 14.0$, а следовательно, $\mathrm{pH} = \mathrm{pOH} = 7.0$.
- Уравнение: $\mathrm{p}K_w = 14 = \mathrm{pH} + \mathrm{pOH}$ при 25°C
8.1.A.4 Значение $K_w$ зависит от температуры, поэтому pH чистой нейтральной воды будет отклоняться от 7.0 при температурах, отличных от 25°C.

Источник: Описание курса и экзамена College Board AP

Даже чистая вода проводит слабый ток, поскольку молекулы воды взаимодействуют друг с другом в реакции, называемой автоионизацией:

$$2\text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{H}_3\text{O}^+ + \text{OH}^-.$$

Одна молекула воды передает протон другой, образуя гидроксониевый ион ($\text{H}_3\text{O}^+$, который мы условно записываем как $\text{H}^+$) и гидроксидный ион. Это равновесие имеет свою собственную константу — ионное произведение воды:

$$K_w = [\text{H}_3\text{O}^+][\text{OH}^-] = 1.0\times10^{-14}$$

при 25 °C. Определив $\text{pOH}=-\log[\text{OH}^-]$ и взяв логарифм $-\log$ от выражения для $K_w$, получаем правило, на котором строится остальная часть этой темы:

$$\text{pH} + \text{pOH} = \text{p}K_w = 14.0$$

(также при 25 °C). Зная одно из значений pH или pOH, вы можете найти другое, вычтя его из 14.

В чистой воде оба иона образуются в равных количествах, поэтому $[\text{H}_3\text{O}^+]=[\text{OH}^-]$ и $\text{pH}=\text{pOH}=7.0$. Именно это означает термин «нейтральный». Кислая среда характеризуется $[\text{H}_3\text{O}^+]>[\text{OH}^-]$ (pH ниже 7); основная — обратным соотношением.

Разобранный пример. Раствор имеет $[\text{H}_3\text{O}^+]=2.0\times10^{-3}\ \text{M}$. Найдите $[\text{OH}^-]$. Поскольку в воде всегда выполняется соотношение $K_w$,

$$[\text{OH}^-]=\frac{K_w}{[\text{H}_3\text{O}^+]}=\frac{1.0\times10^{-14}}{2.0\times10^{-3}}=5.0\times10^{-12}\ \text{M}.$$

Концентрация гидроксид-ионов намного меньше концентрации гидроксониевых, что подтверждает кислый характер раствора.

$K_w$ зависит от температуры: автоионизация является эндотермической реакцией, поэтому нагревание смещает ее в прямом направлении и повышает $K_w$. При 50 °C, $K_w>1.0\times10^{-14}$, следовательно нейтральная вода имеет $\text{pH}=\text{pOH}<7.0$. Она по-прежнему нейтральна, так как концентрации ионов все еще равны — нейтральность означает равенство ионов, а не строго pH = 7.

Тест-полоски pH: вода автоионизируется, поэтому чистая вода имеет pH 7; кислоты и основания смещают H+ и OH-

8.2

pH и pOH сильных кислот и оснований

Программа

Цель обучения 8.2.A: Рассчитать $\mathrm{pH}$ и $\mathrm{pOH}$, основываясь на концентрациях всех видов в растворе сильной кислоты или сильного основания.

8.2.A.1 Молекулы сильной кислоты (например, $\mathrm{HCl}$, $\mathrm{HBr}$, $\mathrm{HI}$, $\mathrm{HClO_4}$, $\mathrm{H_2SO_4}$ и $\mathrm{HNO_3}$) полностью ионизируются в водном растворе, образуя гидроксониевые ионы и сопряженное основание кислоты. Таким образом, концентрация $\mathrm{H_3O^+}$ в растворе сильной кислоты равна начальной концентрации сильной кислоты, и поэтому $\mathrm{pH}$ раствора сильной кислоты легко вычислить.
8.2.A.2 При растворении в растворе сильные основания (например, гидроксиды I и II групп) полностью диссоциируют, образуя гидроксид-ионы. Таким образом, концентрация $\mathrm{OH^-}$ в растворе сильного основания равна начальной концентрации гидроксида I группы и удвоенной начальной концентрации гидроксида II группы, и поэтому $\mathrm{pOH}$ (а также $\mathrm{pH}$) раствора сильного основания легко вычислить.

Источник: Описание курса и экзамена College Board AP

Шкала pH характеризует кислотность: $\text{pH}=-\log[\text{H}^+]$, где $\text{pH}+\text{pOH}=14$ при 25 °C. Сильная кислота или сильное основание диссоциирует полностью, поэтому концентрация ионов равна концентрации вещества — pH можно определить напрямую. Чем ниже pH, тем выше кислотность.

Шкала pH: pH — это отрицательный логарифм концентрации ионов водорода

Разобранный пример. Найдите pH раствора $0.010\ \text{M}$ HCl. Поскольку HCl является сильной кислотой, он полностью диссоциирует, поэтому $[\text{H}^+]=0.010\ \text{M}$ и

$$\text{pH}=-\log(0.010)=2.0.$$

Для сильного основания, такого как $0.010\ \text{M}$ NaOH, $\text{pOH}=2.0$, следовательно $\text{pH}=14-2.0=12.0$.

Исследовать

Движение по шкале pH

pH измеряет концентрацию ионов водорода по логарифмической шкале: каждая единица — это десятикратное изменение. Сильные кислоты имеют низкий pH, сильные основания — высокий, 7 — нейтральное значение.

8.3

Равновесия слабых кислот и оснований

Программа

Learning Objective

Essential Knowledge

8.3.A
Explain the relationship among $\mathrm{pH}$, $\mathrm{pOH}$, and concentrations of all species in a solution of a monoprotic weak acid or weak base.

8.3.A.1 Weak acids react with water to produce hydronium ions. However, only a small percentage of molecules of a weak acid will ionize in this way. Thus, the concentration of $\mathrm{H_3O^+}$ is much less than the initial concentration of the molecular acid, and the vast majority of the acid molecules remain un-ionized.
8.3.A.2 A solution of a weak acid involves equilibrium between an un-ionized acid and its conjugate base. The equilibrium constant for this reaction is $K_a$, often reported as $\mathrm{p}K_a$. The pH of a weak acid solution can be determined from the initial acid concentration and the $\mathrm{p}K_a$.
- Equation: $K_a = \dfrac{[\mathrm{H_3O^+}][\mathrm{A^-}]}{[\mathrm{HA}]}$
- Equation: $\mathrm{p}K_a = -\log K_a$
8.3.A.3 Weak bases react with water to produce hydroxide ions in solution. However, ordinarily just a small percentage of the molecules of a weak base in solution will ionize in this way. Thus, the concentration of $\mathrm{OH^-}$ in the solution does not equal the initial concentration of the base, and the vast majority of the base molecules remain un-ionized.
8.3.A.4 A solution of a weak base involves equilibrium between an un-ionized base and its conjugate acid. The equilibrium constant for this reaction is $K_b$, often reported as $\mathrm{p}K_b$. The $\mathrm{pH}$ of a weak base solution can be determined from the initial base concentration and the $\mathrm{p}K_b$.
- Equation: $K_b = \dfrac{[\mathrm{OH^-}][\mathrm{HB^+}]}{[\mathrm{B}]}$
- Equation: $\mathrm{p}K_b = -\log K_b$
8.3.A.5 The percent ionization of a weak acid (or base) can be calculated from its $\mathrm{p}K_a$ ($\mathrm{p}K_b$) and the initial concentration of the acid (base). The percent ionization can also be calculated from the initial concentration of the acid (base) and the equilibrium concentration of any of the species in the equilibrium expression.
8.3.A.6 For any conjugate acid-base pair, the acid ionization constant and base ionization constant are related by $K_w$:
- Equation: $K_w = K_a \times K_b$
- Equation: $\mathrm{p}K_w = \mathrm{p}K_a + \mathrm{p}K_b$

Источник: Описание курса и экзамена College Board AP

Слабая кислота диссоциирует лишь частично, что описывается константой равновесия $K_a$ (большее $K_a$ = более сильная слабая кислота); слабое основание имеет константу $K_b$. Для любой сопряженной кислотно-основной пары эти величины связаны через воду: $K_a\times K_b = K_w$, поэтому $\text{p}K_a+\text{p}K_b=14$ — более сильная кислота всегда имеет более слабое сопряженное основание. Поскольку степень диссоциации мала, найдите $[\text{H}^+]$ с помощью ICE-таблицы и выражения для $K_a$, часто используя приближение малого $x$.

Разобранная задача. Найдите pH $0.10\ \text{M}$ уксусной кислоты, $K_a=1.8\times10^{-5}$. Пусть $x=[\text{H}^+]$ при равновесии; таблица ICE дает $K_a=\dfrac{x^2}{0.10-x}\approx\dfrac{x^2}{0.10}$ (малая-$x$ приближение), поэтому

$$x=\sqrt{K_a\times0.10}=\sqrt{1.8\times10^{-6}}=1.3\times10^{-3}\ \text{M}\;\Rightarrow\;\text{pH}=-\log(1.3\times10^{-3})=2.9.$$

Слабая кислота гораздо менее кислая, чем сильная кислота той же концентрации (которая имела бы pH $1.0$).

8.4

Кислотно-основные реакции и буферные системы

Программа

Цель обучения 8.4.A: Объяснить соотношение между концентрациями основных видов в смеси слабых и сильных кислот и оснований.

8.4.A.1 При смешивании сильной кислоты и сильного основания они количественно реагируют согласно уравнению: $\mathrm{H^+}(aq) + \mathrm{OH^-}(aq) \rightarrow \mathrm{H_2O}(l)$. pH полученного раствора может быть определён по концентрации избытка реагента.
8.4.A.2 При смешивании слабой кислоты и сильного основания они количественно реагируют согласно уравнению: $\mathrm{HA}(aq) + \mathrm{OH^-}(aq) \rightleftarrows \mathrm{A^-}(aq)\ \mathrm{H_2O}(l)$. Если слабая кислота находится в избытке, то образуется буферный раствор, и $\mathrm{pH}$ определяется по уравнению Гендерсона-Гассельбальха (H–H) (см. 8.9.A.1). Если сильное основание находится в избытке, то $\mathrm{pH}$ определяется по количеству моль избытка гидроксид-ионов и общему объёму раствора. Если их количества эквивалентны, то (слабощелочная) $\mathrm{pH}$ определяется из равновесия, представленного уравнением: $\mathrm{A^-}(aq) + \mathrm{H_2O}(l) \rightleftarrows \mathrm{HA}(aq) + \mathrm{OH^-}(aq)$.
8.4.A.3 При смешивании слабой основы и сильной кислоты они количественно реагируют согласно уравнению: $\mathrm{B}(aq) + \mathrm{H_3O^+}(aq) \rightleftarrows \mathrm{HB^+}(aq) + \mathrm{H_2O}(l)$. Если слабая основа находится в избытке, то образуется буферный раствор, и $\mathrm{pH}$ определяется по уравнению H–H. Если сильная кислота находится в избытке, то $\mathrm{pH}$ определяется по количеству моль избытка гидроксониевых ионов и общему объёму раствора. Если их количества эквивалентны, то (слабокислая) $\mathrm{pH}$ определяется из равновесия, представленного уравнением: $\mathrm{HB^+}(aq) + \mathrm{H_2O}(l) \rightleftarrows \mathrm{B}(aq) + \mathrm{H_3O^+}(aq)$.
8.4.A.4 При смешивании слабой кислоты и слабой основы они реагируют до состояния равновесия, которое может быть представлено уравнением: $\mathrm{HA}(aq) + \mathrm{B}(aq) \rightleftarrows \mathrm{A^-}(aq) + \mathrm{HB^+}(aq)$.

Источник: Описание курса и экзамена College Board AP

Буфер сопротивляется изменению pH. Он содержит слабую кислоту и её сопряженное основание (или слабое основание и его сопряженную кислоту) в сопоставимых количествах. Добавленная кислота нейтрализуется сопряженным основанием, а добавленное основание — слабой кислотой, поэтому pH практически не меняется.

8.5

Титрование кислот и оснований

Программа

Цель обучения 8.5.A: Интерпретировать результаты титрования одно- или многокислотного (многоосновного) раствора в зависимости от свойств раствора и его компонентов.

8.5.A.1 Кислотно-основную реакцию можно проводить в контролируемых условиях при титровании. График титрования, отображающий $\mathrm{pH}$ в зависимости от объёма добавленного титранта, полезен для обобщения результатов титрования.
8.5.A.2 В точке эквивалентности при титровании одноосновных или однокислотных растворов количество молей добавленного титранта равно количеству молей исходного аналита. Это соотношение используется для определения концентрации аналита. Это справедливо как для титрования сильных кислот/оснований, так и для титрования слабых кислот/оснований.
8.5.A.3 При титровании слабых кислот/оснований удобно рассмотреть точку, расположенную на полпути к точке эквивалентности, то есть точку полуэквивалентности. В этот момент концентрации каждого вида сопряжённой пары кислота-основа равны, например, для слабой кислоты $[\mathrm{HA}] = [\mathrm{A^-}]$. Поскольку $\mathrm{pH} = \mathrm{p}K_a$ когда концентрации сопряжённой кислоты и основания равны, константу ионизации $\mathrm{p}K_a$ можно определить по значению $\mathrm{pH}$ в точке полуэквивалентности при титровании.
8.5.A.4 В точке эквивалентности pH определяется основными видами в растворе. Титрование сильной кислоты сильным основанием даёт нейтральный pH в точке эквивалентности. Однако при титровании слабых кислот (слабых оснований) в точке эквивалентности присутствует сопряжённое основание слабой кислоты (сопряжённая кислота слабого основания), которое может участвовать в реакциях переноса протонов с окружающей водой, образуя щелочные (кислые) растворы.
8.5.A.5 Для многокислотных растворов графики титрования позволяют определить количество кислотных протонов. При этом можно определить основные виды, присутствующие в любой точке графика, а также константы $\mathrm{p}K_a$, соответствующие каждому протону в слабой многокислоте.
- Условие исключения: Вычисление концентраций всех видов, присутствующих в графике титрования для многокислот, не будет оцениваться на экзамене AP. Такие вычисления для титрования одноосновных кислот входят в курс (см. 8.4.A.2 и 8.4.A.3), как и качественное рассуждение о том, какие виды присутствуют в больших или малых концентрациях в любой точке титрования многокислоты.

Источник: Описание курса и экзамена College Board AP

Кривая кислотно-основного титрования

Кривая титрования показывает зависимость pH от объема добавленного титранта (основания или кислоты). Ключевые точки: эквивалентная точка (моли кислоты равны молям основания — резкий скачок) и половина эквивалентной точки, где $\text{pH}=\text{p}K_a$ (половина слабой кислоты переведена, значит буфер находится в центре своего действия).

Кислотно-основной индикатор сам по себе является слабой кислотой, чьи протонированная и депротонированная формы имеют различный цвет, поэтому его окраска реагирует на pH. Вы выбираете индикатор, у которого изменение цвета происходит близко к pH эквивалентной точки титрования, чтобы цвет переключился именно тогда, когда реакция завершится.

Кривая титрования имеет крутой подъем вблизи эквивалентной точки

Исследовать

Титрование до точки эквивалентности

Кривая титрования плавно поднимается, затем резко скачком в точке эквивалентности, где количества вещества кислоты и щелочи совпадают. Крутой скачок точно определяет этот объём.

Словарь Тренировать

English	Русский
titration curve/taɪˈtreɪʃn kɜːv/	кривая титрования
equivalence point/ɪˈkwɪvələns pɔɪnt/	эквивалентная точка
acid-base indicator/ˈæsɪd beɪs ˈɪndɪkeɪtə/	кислотно-основной индикатор
Buffer capacity/ˈbʌfə kəˈpæsɪti/	буферная емкость

8.6

Молекулярная структура кислот и оснований

Программа

Цель обучения 8.6.A: Объяснить связь между силой кислоты или основания и структурой молекулы или иона.

8.6.A.1 Протоны в молекуле, участвующие в кислотно-основных реакциях, и их относительную силу можно определить по молекулярной структуре.
- i. Сильные кислоты (такие как $\mathrm{HCl}$, $\mathrm{HBr}$, $\mathrm{HI}$, $\mathrm{HClO_4}$, $\mathrm{H_2SO_4}$ и $\mathrm{HNO_3}$) имеют очень слабые сопряжённые основания, которые стабилизируются электроотрицательностью, индуктивным эффектом, резонансом или их сочетанием.
- ii. Карбоновые кислоты являются одним из распространённых классов слабых кислот.
- iii. Сильные основания (такие как гидроксиды элементов I и II групп) имеют очень слабые сопряжённые кислоты.
- iv. Распространёнными слабыми основаниями являются азотсодержащие основания, такие как аммиак, а также карбоксилат-ионы.
- v. Электроотрицательные элементы склонны стабилизировать сопряженное основание по сравнению с сопряженной кислотой, тем самым увеличивая кислотную силу.

Источник: Описание курса и экзамена College Board AP

Сила имеет структурные корни. Кислота сильнее, когда её сопряжённое основание более стабильно — например, более электроотрицательные атомы или резонансное распределение отрицательного заряда стабилизируют его. Для оксикислот большее количество атомов кислорода у центрального атома означает более сильную кислоту.

8.7

pH и pKa

Программа

Цель обучения 8.7.A: Объяснить связь между преобладающей формой слабой кислоты или основания в растворе при заданном $\mathrm{pH}$ и $\mathrm{p}K_a$ сопряженной кислоты или $\mathrm{p}K_b$ сопряженного основания.

8.7.A.1 Протонированное состояние кислоты или основания (т.е. относительные концентрации $\mathrm{HA}$ и $\mathrm{A^-}$) можно предсказать, сравнив $\mathrm{pH}$ раствора со $\mathrm{p}K_a$ кислоты в этом растворе. Когда $\mathrm{pH} < \mathrm{acid}\ \mathrm{p}K_a$ раствора, концентрация кислотной формы выше, чем основной. Когда $\mathrm{pH} > \mathrm{acid}\ \mathrm{p}K_a$ раствора, концентрация основной формы выше, чем кислотная.
8.7.A.2 Кислотно-основные индикаторы — это вещества, которые проявляют различные свойства (например, цвет) в протонированном и депротонированном состояниях, благодаря чему данное свойство реагирует на $\mathrm{pH}$ раствора.
8.7.A.3 Для получения точных результатов в титровании следует выбирать кислотно-основные индикаторы, у которых $\mathrm{p}K_a$ близко к $\mathrm{pH}$ в точке эквивалентности.

Источник: Описание курса и экзамена College Board AP

$\text{p}K_a=-\log K_a$: меньшее $\text{p}K_a$ означает более сильную кислоту. Сравнение pH со $\text{p}K_a$ позволяет определить доминирующую форму: ниже $\text{p}K_a$ преобладает форма кислоты; выше неё — форма сопряжённого основания.

8.8

Свойства буферных растворов

Программа

Цель обучения 8.8.A: Объяснить связь между способностью буфера стабилизировать $\mathrm{pH}$ и реакциями,发生的 when an acid or a base is added to a buffered solution.

8.8.A.1 Буферный раствор содержит высокую концентрацию обоих компонентов сопряженной кислотно-основной пары. Сопряженная кислота реагирует с добавленным основанием, а сопряженное основание реагирует с добавленной кислотой. Эти реакции обеспечивают способность буфера стабилизировать $\mathrm{pH}$.

Источник: Описание курса и экзамена College Board AP

Как буфер сопротивляется изменению pH

Буфер работает лучше всего, когда концентрации слабой кислоты и сопряжённого основания похожи (pH вблизи $\text{p}K_a$). Выбирайте буфер, чей $\text{p}K_a$ близок к целевому pH. Разбавление буфера почти не меняет его pH, так как отношение кислоты к основанию остаётся неизменным.

Буфер сопротивляется изменению pH, связывая добавленную кислоту или основание

Словарь Тренировать

English	Русский
buffer/ˈbʌfə/	буферного

8.9

Уравнение Гендерсона-Гассельбаха

Программа

Цель обучения 8.9.A: Определить $\mathrm{pH}$ буферного раствора на основе природы и концентраций используемой для его приготовления сопряженной кислотно-основной пары.

8.9.A.1 $\mathrm{pH}$ буфера связано со $\mathrm{p}K_a$ кислоты и соотношением концентраций сопряженной кислотно-основной пары. Эта зависимость является следствием выражения равновесия, связанного с диссоциацией слабой кислоты, и описывается уравнением Гендерсона-Гассельбаха. Добавление небольших количеств кислоты или основания к буферному раствору не изменяет существенно соотношение $[\mathrm{A^-}]/[\mathrm{HA}]$ и, следовательно, не изменяет существенно $\mathrm{pH}$ раствора. Изменение $\mathrm{pH}$ при добавлении кислоты или основания к буферному раствору поэтому значительно меньше, чем оно было бы в отсутствие буфера.
- Уравнение: $\mathrm{pH} = \mathrm{p}K_a + \log\dfrac{[\mathrm{A^-}]}{[\mathrm{HA}]}$
- Исключение: Вычисление изменения pH, вызванного добавлением кислоты или основания к буферу, не будет проверяться на экзамене AP.
- Исключение: Вывод уравнения Гендерсона-Гассельбаха не будет проверяться на экзамене AP.

Источник: Описание курса и экзамена College Board AP

Для буфера pH выводится из отношения кислоты к основанию:

$$\text{pH}=\text{p}K_a+\log\frac{[\text{A}^-]}{[\text{HA}]}.$$

Когда концентрации равны, логарифм равен нулю, и $\text{pH}=\text{p}K_a$. Используйте его для конструирования буфера или быстрого определения его pH.

Разобранный пример. Буфер содержит $0.20\ \text{M}$ уксусной кислоты ($\text{p}K_a=4.74$) и $0.30\ \text{M}$ ацетата. Его pH равен

$$\text{pH}=4.74+\log\frac{0.30}{0.20}=4.74+\log(1.5)=4.74+0.18=4.92.$$

Немного больше количества сопряжённого основания, чем кислоты, сдвигает pH чуть выше $\text{p}K_a$, как предсказывает уравнение.

8.10

Буферная ёмкость

Программа

Цель обучения 8.10.A: Объяснить связь между буферной емкостью раствора и относительными концентрациями компонентов conjugate acid и conjugate base в растворе.

8.10.A.1 Увеличение концентрации компонентов буфера (при сохранении постоянного соотношения этих концентраций) сохраняет прежнее значение $\mathrm{pH}$ буфера, но увеличивает его способность нейтрализовать добавленную кислоту или основание.
8.10.A.2 Если в буфере больше conjugate acid, чем conjugate base, то он обладает большей буферной емкостью по отношению к добавлению основания, чем кислоты. Если в буфере больше conjugate base, чем conjugate acid, то он обладает большей буферной емкостью по отношению к добавлению кислоты, чем основания.

Источник: Описание курса и экзамена College Board AP

Буферная ёмкость — это количество кислоты или основания, которое может поглотить буфер до резкого изменения его pH. Она максимальна, когда компоненты концентрированы и находятся примерно в равных соотношениях. Как только один из компонентов расходуется, буфер перестает работать.

8.11

pH и растворимость

Программа

Цель обучения 8.11.A: Определить качественное влияние изменений pH на растворимость соли.

8.11.A.1 Растворимость соли зависит от pH, если одним из составляющих ионов является слабая кислота, слабое основание или гидроксид-ион. Эти эффекты можно объяснить качественно с помощью принципа Ле Шателье.
- Исключение из программы: Вычисление растворимости в зависимости от pH не будет оцениваться на экзамене AP.

Источник: Описание курса и экзамена College Board AP

Растворимость соли с основным анионом возрастает в кислой среде: добавленные $\text{H}^+$ реагируют с анионом, удаляя его из равновесия растворимости и смещая равновесие в сторону дальнейшего растворения твёрдого вещества (принцип Ле Шателье применительно к $K_{sp}$). Таким образом, pH может определять, будет ли растворяться ионное твёрдое вещество.

8.11

Советы для экзамена

Нейтральная среда означает равенство ионов, а не pH = 7. В чистой воде $[\text{H}_3\text{O}^+]=[\text{OH}^-]$; поскольку $K_w$ возрастает с повышением температуры, нейтральный pH смещается ниже значения 7 при температурах выше 25 °C. Используйте формулу $K_w=[\text{H}_3\text{O}^+][\text{OH}^-]=1.0\times10^{-14}$ (при 25 °C) для пересчёта между $[\text{OH}^-]$ и $[\text{H}_3\text{O}^+]$.
$\text{pH}=-\log[\text{H}^+]$ является логарифмическим — каждое изменение на единицу соответствует десятикратному изменению $[\text{H}^+]$.
Сильная кислота/основание диссоциирует полностью (поэтому $[\text{H}^+]$ = концентрация); слабая диссоциирует лишь частично, требуя использования $K_a$.
Буферный раствор содержит слабую кислоту и её сопряжённое основание вместе; он сопротивляется изменению pH, связывая добавленную кислоту или основание.
На кривой титрования эквивалентная точка — это крутой скачок; половина эквивалентной точки характеризуется значением $\text{pH}=\text{p}K_a$.
Меньшее значение $\text{p}K_a$ означает более сильную кислоту.

Интерактивные уроки по этой теме

Пройдите его шаг за шагом с упражнениями мгновенной проверки.

Архив экзаменационных работ

Больше тем в AP Химия