ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ СРЕДЫ.



Мы поможем в написании ваших работ!


Мы поможем в написании ваших работ!



Мы поможем в написании ваших работ!


ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ?

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+ + SO42- (2 ступень)

 

Al2(SO4)3 2Al3+ + 3SO42-.

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]

Kдис = ¾¾¾¾¾¾ = 3,2•108.

[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+ + S2- 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+ + SO42- + Ba2+ + 2Cl- = BaSO4 ¯ + 2H+ + 2Cl- – полное

(развернутое) ионно-молекулярное уравнение;

Ba2+ + SO42- = BaSO4 ¯сокращенное ионно-молекулярное уравнение.

Сокращенное ионно-молекулярное уравнение указывает на то, что в реакции участвуют только ионы Ва2+ и сульфат - ионы SO42-.

 

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

2Na+ + CO32- + 2H+ + 2Cl = 2Na+ + 2Cl- + H2O + CO2 ­

СО32- + 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+ + CO32- + H2O Na+ + HCO3- + Na+ + OH-

CO32- + 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+ + SO42- (2 ступень)

 

Al2(SO4)3 2Al3+ + 3SO42-.

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]

Kдис = ¾¾¾¾¾¾ = 3,2•108.

[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+ + S2- 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+ + SO42- + Ba2+ + 2Cl- = BaSO4 ¯ + 2H+ + 2Cl- – полное

(развернутое) ионно-молекулярное уравнение;

Ba2+ + SO42- = BaSO4 ¯сокращенное ионно-молекулярное уравнение.

Сокращенное ионно-молекулярное уравнение указывает на то, что в реакции участвуют только ионы Ва2+ и сульфат - ионы SO42-.

 

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

2Na+ + CO32- + 2H+ + 2Cl = 2Na+ + 2Cl- + H2O + CO2 ­

СО32- + 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-].



Последнее изменение этой страницы: 2016-04-08; Нарушение авторского права страницы; Мы поможем в написании вашей работы!

infopedia.su Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Обратная связь - 44.192.10.166 (0.021 с.)