ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ СРЕДЫ.

Занятие № 5

ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ СРЕДЫ.

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

Теоретическая часть

 

Электролиты— вещества, проводящие электрический ток.

Процесс распада вещества на ионы под действием растворителя называется электролитической диссоциацией и является обратимым.

Например, диссоциация оснований, кислот, солей:

 

NaOH ↔ Na⁺ + OH^-

 

H₂SO₄ ↔ H⁺ + HSO₄^- (1 ступень)

HSO₄^– ↔ H⁺ + SO₄^2- (2 ступень)

 

Al₂(SO₄)₃ ↔ 2Al³⁺ + 3SO₄^2-.

Сила электролита определяется степенью электролитической диссоциации a и выражается в процентах или в долях единицы. Вычислить ее можно по формулам:

N

a = ¾¾¾ ,

N₀

где N— число молекул, распавшихся на ионы; N₀ — общее число молекул электролита в растворе;

I – 1

или a = ¾¾¾,

N – 1

где i — изотонический коэффициент; n — число ионов электролита в растворе.

Более точным критерием для сравнения силы электролитов служит константа диссоциации. Константой диссоциации называется величина, показывающая отношение произведения концентрации ионов к концентрации недиссоциированных молекул слабого электролита в момент равновесия.

Например,

HClO H⁺ + ClO^-

[H⁺] • [ClO^– ]

K_дис = ¾¾¾¾¾¾ = 3,2•10^–8.

[HClO]

Чем меньше значение константы диссоциации, тем слабее электролит. Для слабых электролитов константа и степень диссоциации находятся в следующей зависимости (закон разбавления Оствальда):

К _дис = С • a²; a = Ö К/C,

где С — молярная концентрация электролита, моль/л

Истинная степень диссоциации сильных электролитов в растворах любой концентрации равна 100 %.

Многоосновные кислоты, диссоциация которых протекает ступенчато, характеризуется несколькими константами диссоциации. Например:

H₂S H⁺ + HS^- К¢_дис = 1,02 • 10^-7,

HS^- H⁺ + S^2- К¢¢_дис = 1,3 • 10^-13.

Исходя из значений приведенных констант диссоциации можно отметить, что К¢ > К¢¢ , т. е. процесс распада электролита на ионы идет активнее по первой ступени.

 

 

Ионные реакции

При взаимодействии растворов электролитов реакции происходят между ионами растворенных веществ. Химический процесс можно записать в молекулярной и ионно-молекулярной формах. Однако ионная форма отображает его точнее. При составлении ионных уравнений реакций вещества малодиссоциированные, малорастворимые (выпадающие в осадок) и газообразные изображаются в виде молекул:

 

1) H₂SO₄ + BaCl₂ = BaSO₄ ¯ + 2HCl

2H⁺ + SO₄^2- + Ba²⁺ + 2Cl^- = BaSO₄ ¯ + 2H⁺ + 2Cl^- – полное

(развернутое) ионно-молекулярное уравнение;

Ba²⁺ + SO₄^2- = BaSO₄ ¯ – сокращенное ионно-молекулярное уравнение.

Сокращенное ионно-молекулярное уравнение указывает на то, что в реакции участвуют только ионы Ва²⁺ и сульфат - ионы SO₄^2-.

 

2) Na₂CO₃ + 2HCl = 2NaCl + H₂O + CO₂ ­

2Na⁺ + CO₃^2- + 2H⁺ + 2Cl = 2Na⁺ + 2Cl^- + H₂O + CO₂ ­

СО₃^2- + 2Н⁺ = Н₂О + СО₂ ­.

Водородный показатель среды

Вода является слабым электролитом и диссоциирует по уравнению

Н₂О Н⁺ + ОН^-.

Константа диссоциации воды весьма мала:

[H⁺] • [OH^-]

K = ¾¾¾¾¾ = 1,8 • 10^-16.

[H₂O]

Принимая концентрацию воды [Н₂O] величиной практически постоянной и учитывая, что молярная концентрация воды в воде равна 1000/18 = 55,56 моль/л, получаем

[H⁺] • [OH^-] = 1,8 • 10^-16 • 55,56 = 1 • 10^-14 = К H₂O.

Произведение концентрации ионов водорода и ионов гидроксида называется ионным произведением воды.

Так как при диссоциации одной молекулы воды получается один ион водорода и один ион гидроксида, то [H⁺] = [OH^-] = 10^-7 моль/л.

Если к воде прибавить кислоту, то [H⁺] > 10^-7 моль/л, а если прибавить щелочь, то [H⁺] < 10^-7 моль/л.

Таким образом, степень кислотности или щелочности раствора можно выразить с помощью концентрации ионов [H⁺] или [OH^-].

Отрицательный десятичный логарифм концентрации водородных ионов принято называть водородным показателем рН

рН = –lg [H⁺].

Тогда рН различных растворов будут иметь следующие значения:

кислый pH < 7;

нейтральный pH = 7;

щелочной pH > 7.

Гидролиз

Гидролиз солей — это взаимодействие вещества с водой, при котором составные части вещества соединяются с составными частями воды.

Различают несколько случаев гидролиза

1. Гидролиз соли, образованной сильным основанием и слабой одноосновной кислотой, идет с образованием сильного основания и слабой кислоты. (гидролиз по аниону)

NaCH₃COO + H₂O NaOH + CH₃COOH

Na⁺ + CH₃COO^- + H₂O Na⁺ + OH^- + CH₃COOH

CH₃COO^- + H₂O OH^- + CH₃COOH рН > 7

Гидролиз соли, образованной сильным основанием и слабой многоосновной кислотой, протекает ступенчато:

1 ступень:

Na₂CO₃ + H₂O NaHCO₃ + NaOH

2Na⁺ + CO₃^2- + H₂O Na⁺ + HCO₃^- + Na⁺ + OH^-

CO₃^2- + H₂O HCO₃^- + OH^- pH > 7

2 ступень:

NaHCO₃ + H₂O NaOH + H₂CO₃

HCO₃^- + H₂O OH^- + H₂CO₃ pH > 7

2. Гидролиз соли слабого основания и сильной кислоты, идет с образованием основной соли и кислоты (гидролиз по катиону):

ZnCl₂ + H₂O ZnOHCl + HCl

Zn²⁺ + 2Cl^- + H₂O (ZnOH)⁺ + Cl^- + H⁺ + Cl^-

Zn²⁺ + H₂O (ZnOH)⁺ + H⁺ pH < 7

3. Гидролиз соли слабого основания и слабой одноосновной кислоты, идет с образованием слабого основания и слабой кислоты (гидролиз по катиону и аниону).

CH₃COONH₄ + H₂O CH₃COOH + NH₄OH

CH₃COO^- + NH₄⁺ NH₄OH + CH₃COOH

Уксусная кислота и гидроксид аммония — малодиссоциирующие вещества, однако незначительно они диссоциируют. В зависимости от степени диссоциации и определяют рН. В данном случае степени диссоциации для СН₃СООН и NH₄OH равны (a= 1,3 %).

Следовательно, рН = 7.

 

Гидролиз соли, образованной слабым основанием и слабой одноосновной кислотой, идет ступенчато и продуктами являются основные соли и кислота:

Al(CH₃COO)₃ + H₂O AlOH(CH₃COO)₂ + CH₃COOH

Al³⁺ + H₂O (AlOH)²⁺ + CH₃COOH

AlOH(CH₃COO)₂ + H₂O Al(OH)₂CH₃COO + CH₃COOH

(AlOH)²⁺ + H₂O Al(OH)⁺ + CH₃COOH

Гидролиз соли, образованной слабым основанием и слабой летучей многоосновной кислотой, идет до конца (продукты гидролиза - слабое основание и слабая кислота).

Al₂S₃ + 6H₂O 2Al(OH)₃ ¯ + 3H₂S.

4. Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, гидролизу не подвергаются. Например,

NaCl + H₂O NaOH + HСl

Na⁺ + Cl^- + H₂O Na⁺ + OH^- + H⁺ + Cl^-

H₂O H⁺ + OH^-.

 

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 4

Опыт 6. Полный гидролиз

К 1-2 мл раствора Al₂(SO₄)₃ прилейте такой же объем раствора соды Na₂CO₃. Наблюдайте выделение углекислого газа СО₂ и образование осадка Al(OH)₃. Напишите молекулярное и ионно-молекулярное уравнение происходящих реакций.

КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ К ЛАБОРАТОРНОЙ РАБОТЕ № 5

Вариант 1

1. Определите рН 0,01 М раствора гидроксида бария.

2. Напишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения гидролиза раствора солей Pb(NO₃)₂.

Вариант 2

1. Определите рН и рОН 0,1-молярного раствора едкого натра.

2. Как влияет на гидролиз сульфида натрия добавление щелочи?

Вариант 3

1. Концентрация гидроксид-ионов в растворе равна 10^-10 моль/л. Чему равен рН этого раствора?

2. Напишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения гидролиза раствора соли KCN.

Вариант 4

1. Определите [H⁺] и [OH^-] в растворе, рН которого равен 7,0.

2. Напишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения гидролиза соли: SrCl₂.

Вариант 5

1. Вычислите рН 0,2 н раствора NH₄Cl.

2. Напишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения гидролиза соли KNO₂.

Вариант 6

1. Для реакции некоторой соли рН равно 4. Определите концентрацию ионов водорода и гидроксида в этом растворе.

2. Напишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения гидролиза соли NH₄NO₃. Как влияет на гидролиз добавление СН₃СООН?

Вариант 7

1. Вычислите рН 3,5 % (по массе) раствора HСl (r = 1,01 г/мл).

2. Напишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения гидролиза CrCl₃. Укажите значение рН раствора этой соли.

Вариант 8

1. Закончите уравнения следующих реакций с учетом возможности необратимого гидролиза взятых солей:

Al₂(SO₄)₃ + Na₂S = ... ; FeCl₃ + (NH₄)₂CO₃ = ... .

2. Вычислите значения рН растворов, в которых концентрация ОН^- ионов (моль/л) равна 8 • 10^-9, 3 • 10^-6. Какова реакция среды этих растворов?

Занятие № 5

ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ СРЕДЫ.

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

Теоретическая часть

 

Электролиты— вещества, проводящие электрический ток.

Процесс распада вещества на ионы под действием растворителя называется электролитической диссоциацией и является обратимым.

Например, диссоциация оснований, кислот, солей:

 

NaOH ↔ Na⁺ + OH^-

 

H₂SO₄ ↔ H⁺ + HSO₄^- (1 ступень)

HSO₄^– ↔ H⁺ + SO₄^2- (2 ступень)

 

Al₂(SO₄)₃ ↔ 2Al³⁺ + 3SO₄^2-.

Сила электролита определяется степенью электролитической диссоциации a и выражается в процентах или в долях единицы. Вычислить ее можно по формулам:

N

a = ¾¾¾ ,

N₀

где N— число молекул, распавшихся на ионы; N₀ — общее число молекул электролита в растворе;

I – 1

или a = ¾¾¾,

N – 1

где i — изотонический коэффициент; n — число ионов электролита в растворе.

Более точным критерием для сравнения силы электролитов служит константа диссоциации. Константой диссоциации называется величина, показывающая отношение произведения концентрации ионов к концентрации недиссоциированных молекул слабого электролита в момент равновесия.

Например,

HClO H⁺ + ClO^-

[H⁺] • [ClO^– ]

K_дис = ¾¾¾¾¾¾ = 3,2•10^–8.

[HClO]

Чем меньше значение константы диссоциации, тем слабее электролит. Для слабых электролитов константа и степень диссоциации находятся в следующей зависимости (закон разбавления Оствальда):

К _дис = С • a²; a = Ö К/C,

где С — молярная концентрация электролита, моль/л

Истинная степень диссоциации сильных электролитов в растворах любой концентрации равна 100 %.

Многоосновные кислоты, диссоциация которых протекает ступенчато, характеризуется несколькими константами диссоциации. Например:

H₂S H⁺ + HS^- К¢_дис = 1,02 • 10^-7,

HS^- H⁺ + S^2- К¢¢_дис = 1,3 • 10^-13.

Исходя из значений приведенных констант диссоциации можно отметить, что К¢ > К¢¢ , т. е. процесс распада электролита на ионы идет активнее по первой ступени.

 

 

Ионные реакции

При взаимодействии растворов электролитов реакции происходят между ионами растворенных веществ. Химический процесс можно записать в молекулярной и ионно-молекулярной формах. Однако ионная форма отображает его точнее. При составлении ионных уравнений реакций вещества малодиссоциированные, малорастворимые (выпадающие в осадок) и газообразные изображаются в виде молекул:

 

1) H₂SO₄ + BaCl₂ = BaSO₄ ¯ + 2HCl

2H⁺ + SO₄^2- + Ba²⁺ + 2Cl^- = BaSO₄ ¯ + 2H⁺ + 2Cl^- – полное

(развернутое) ионно-молекулярное уравнение;

Ba²⁺ + SO₄^2- = BaSO₄ ¯ – сокращенное ионно-молекулярное уравнение.

Сокращенное ионно-молекулярное уравнение указывает на то, что в реакции участвуют только ионы Ва²⁺ и сульфат - ионы SO₄^2-.

 

2) Na₂CO₃ + 2HCl = 2NaCl + H₂O + CO₂ ­

2Na⁺ + CO₃^2- + 2H⁺ + 2Cl = 2Na⁺ + 2Cl^- + H₂O + CO₂ ­

СО₃^2- + 2Н⁺ = Н₂О + СО₂ ­.

Водородный показатель среды

Вода является слабым электролитом и диссоциирует по уравнению

Н₂О Н⁺ + ОН^-.

Константа диссоциации воды весьма мала:

[H⁺] • [OH^-]

K = ¾¾¾¾¾ = 1,8 • 10^-16.

[H₂O]

Принимая концентрацию воды [Н₂O] величиной практически постоянной и учитывая, что молярная концентрация воды в воде равна 1000/18 = 55,56 моль/л, получаем

[H⁺] • [OH^-] = 1,8 • 10^-16 • 55,56 = 1 • 10^-14 = К H₂O.

Произведение концентрации ионов водорода и ионов гидроксида называется ионным произведением воды.

Так как при диссоциации одной молекулы воды получается один ион водорода и один ион гидроксида, то [H⁺] = [OH^-] = 10^-7 моль/л.

Если к воде прибавить кислоту, то [H⁺] > 10^-7 моль/л, а если прибавить щелочь, то [H⁺] < 10^-7 моль/л.

Таким образом, степень кислотности или щелочности раствора можно выразить с помощью концентрации ионов [H⁺] или [OH^-].