Заглавная страница Избранные статьи Случайная статья Познавательные статьи Новые добавления Обратная связь КАТЕГОРИИ: АрхеологияБиология Генетика География Информатика История Логика Маркетинг Математика Менеджмент Механика Педагогика Религия Социология Технологии Физика Философия Финансы Химия Экология ТОП 10 на сайте Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрацииТехника нижней прямой подачи мяча. Франко-прусская война (причины и последствия) Организация работы процедурного кабинета Смысловое и механическое запоминание, их место и роль в усвоении знаний Коммуникативные барьеры и пути их преодоления Обработка изделий медицинского назначения многократного применения Образцы текста публицистического стиля Четыре типа изменения баланса Задачи с ответами для Всероссийской олимпиады по праву Мы поможем в написании ваших работ! ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ?
Влияние общества на человека
Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрации Практические работы по географии для 6 класса Организация работы процедурного кабинета Изменения в неживой природе осенью Уборка процедурного кабинета Сольфеджио. Все правила по сольфеджио Балочные системы. Определение реакций опор и моментов защемления |
Электролитическая диссоциация волы, водородный показатель среды.
Вода является слабым электролитом и в незначительной степени диссоциирует на ионы по реакции: H2O H+ + OH–. Как для любого слабого электролита для нее можно записать выражение константы диссоциации: = 1,8∙10–16 (при 22 °С) В знаменателе дроби – концентрация недиссоциированных молекул воды, которую можно считать постоянной при данной температуре и определить в 1 л, приняв массу 1 л воды за 1000 г. [H2O] = 1000/18 = 55,56 молей. Тогда KД = ([H+][OH–])/55,56 = 1,8∙10–16. Отсюда [H+][OH–] = 1∙10–14 = (или КВ) (ионное произведение воды). Как видно из уравнения электролитической диссоциации, в одном литре воды только 10–7 моль молекул распадается на ионы, образуя, соответственно, 10–7 моль ионов водорода и 10–7 моль гидроксид-ионов. Значит, концентрация ионов водорода и концентрация гидроксид-ионов в чистой воде соответственно равны [H+] = [OH–] = 10–7 моль/л. Растворы, в которых концентрация ионов водорода равна концентрации ионов гидроксида, называются нейтральными. Физический смысл ионного произведения воды заключается в том, что оно справедливо не только для чистой воды, но и для растворов кислот, гидроксидов, солей. То есть, для воды, как и для любого водного раствора, произведение концентраций ионов H+ и OH– будет постоянной величиной, равной 10–14. Если к воде добавить кислоту (то есть ионы водорода Н+), то концентрация ионов водорода станет больше, чем 10–7 ([H+] > 10–7 моль/л), а концентрация ионов гидроксида меньше ([OH–] < 10–7 моль/л), чем 10–7 моль/л. В кислой среде: [H+] > [OH–] При добавлении к воде щелочи увеличивается концентрация ионов гидроксила (то есть ионов OH–). Таким образом, в щелочной среде [H+] < [OH–] Следовательно, [H+] < 10–7 моль/л, а [OH–] > 10–7 моль/л. Однако, как бы не изменялись значения [H+] и [OH–], их произведение всегда остается равным 10–14. Зная [H+], легко подсчитать [OH–] и наоборот. Нa практике кислотность или щелочность растворов чаще выражают именно через концентрацию ионов водорода. Чтобы избавится от отрицательной степени, для характеристики среды введено понятие водородный показатель рH – это десятичный логарифм концентрации ионов водорода, взятый с обратным знаком. рH = –lg[H+] Величина pH используется для характеристики кислотности раствора. Если концентрация ионов водорода равна [H+], то pH = –lg [H+].
В чистой воде pH = –lg 10–7 = 7. В кислых растворах [H+] > [OH–] и pH < 7. Например, в 10–3 М растворе HCl: HCl → Н+ + Cl –; 10–3 моль/л → 10–3 моль/л, то есть, концентрация ионов водорода в данном случае совпадает с концентрацией соляной кислоты и равна [H+] = 10–3 моль/л. Тогда pH = –lg 10–3 = 3. В щелочных растворах [H+] < [OH–] и pH > 7. Аналогично, логарифм концентрации ионов гидроксида с обратным знаком называют гидроксильным показателем и обозначают рОН. рОH = –lg[OH–]. Связь между рН и рОН одного и того же раствора дается выражением: рН + рОН = 14. Например, в 10–2 М растворе NaOH: NaOH → Na+ + ОН– ; 10–2 моль/л → 10–2 моль/л, то есть, концентрация гидроксид-ионов в данном случае совпадает с концентрацией гидроксида натрия и равна [ОН–] = 10–2 моль/л. Тогда pОH = –lg 10–2 = 2. Водородный показатель среды в этом случае равен pH = 14 – pOH = 14 – 2 = 12. Гидролиз солей.
Запишем уравнение реакции нейтрализации: Основание + кислота → соль + Н2О. Эта реакции протекает, поскольку в результате образуется слабый электролит – вода. Но если взять сухую соль и поместить ее в воду, то возможно протекание реакции, обратной реакции нейтрализации, в том случае, если при этом также образуется какой-либо слабый электролит: Соль + Н2О → основание + кислота. Таким образом, гидролизом (дословно – «разложением водой») называется процесс взаимодействия вещества с водой, при котором составные части вещества взаимодействуют с составными частями воды, образуя слабодиссоциирующие ионы или молекулы. Гидролиз в большинстве случаев является процессом обратимым; чем слабее электролит, образующий соль, тем глубже протекает процесс гидролиза. Ему подвергаются соединения различных классов, чаще всего – соли. Три случая гидролиза солей. Помимо растворения соли в воде происходит ее гидролиз. Гидролиз всегда протекает по слабой составляющей. То есть ионы слабого составляющего соли (катион («+») или анион («–»)) связывают соответствующие ионы воды (ОН– или Н+ соответственно заряду)с образованием малодиссоциирующего соединения. Если соль образована многоосновной слабой кислотой, многоосновным слабым основание, тем и другим одновременно, то гидролиз протекает ступенчато. Количество стадий всегда определяется по заряду слабого составляющего соли. Таким образом, чтобы написать реакцию гидролиза соли, необходимо предварительно провести анализ соли.
Первый случай гидролиза – гидролиз по аниону. Соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой, гидролизуется по аниону, в результате образуется слабо диссоциирующая кислота, а в растворе накапливаются гидроксид – ионы, создавая щелочную среду. Рассмотрим это на примере. Ацетат натрия СН3СООNa – соль сильного однокислотного основания NаOH и слабой одноосновной кислоты СН3СООН. При растворении в воде молекулы СН3СООNa полностью диссоциируют на ионы Na+ и СН3СОО–. Катионы Nа+ не могут связывать ионы ОН– воды, так как NаOH – сильный электролит. Анионы же СН3СОО– связывают протоны водорода воды, образуя молекулы слабого электролита СН3СООН. Таким образом, соль гидролизуется по аниону. Соответствующие ионно-молекулярные и молекулярные уравнения реакций будут иметь вид: СН3СОО– + HOH СН3СООН + ОH– . При этом мы получили краткое ионно–молекулярное уравнение реакции гидролиза, а добавив в левую и правую части ионы натрия, получим полное ионно–молекулярное и далее молекулярное уравнения гидролиза: СН3СОО– + Na+ + HOH СН3СООН + Na+ + ОH– . СН3СООNa + HOH СН3СООН + NaОH. В результате гидролиза в растворе появляется некоторый избыток ионов ОН–, поэтому раствор СН3СООNa имеет щелочную реакцию (рН > 7). Если на возможность протекания гидролиза указывает ион слабого электролита (в данном случае – это ацетат-ион СН3СОО–), то реакцию среды при гидролизе определяет ион сильного электролита (в данном случае – это гидроксид-ионы ОH–, образующиеся при диссоциации NaOH). Соли слабых многоосновных кислот гидролизуются ступенчато (с образованием кислых солей в качестве промежуточных продуктов). Рассмотрим это на примере. Силикат калия К2СO3 – соль сильного однокислотного основания КOH и слабой многоосновной кислоты H2SiО3. При растворении в воде молекулы К2SiO3 полностью диссоциируют на ионы К+ и SiО32–. Катионы К+ не могут связывать ионы ОН– воды, так как КOH – сильный электролит. Анионы же SiО32– связывают протоны водорода воды, образуя ионы кислой соли НSiО3–. Образование молекул Н2SiО3 практически не происходит, поскольку НSiО3– диссоциирует гораздо труднее, чем Н2SiО3. В обычных условиях гидролиз идет по первой ступени. Соль гидролизуется по аниону. Однако, если повысить температуру, разбавить раствор или связать образующиеся гидроксид-ионы, то становится возможным протекание второй стадии гидролиза. Поскольку заряд слабого составляющего соли – силикат иона (SiО32–) – «2–», то гидролиз протекает в две стадии. Соответствующие ионно-молекулярные и молекулярные уравнения реакций будут иметь вид: 1) SiО32– + HOH НSiО3– + ОH– ; 2К+ + SiО32– + HOH К+ + НSiО3– + К+ + ОH– ; К2SiО3 + HOH КНSiО3 + КOH; 2) НSiО3– + HOH Н2SiО3 + ОH– ; К+ + НSiО3– + HOH Н2SiО3 + К+ + ОH– ; КНSiО3 + HOH Н2SiО3 + КOH. В результате гидролиза в растворе появляется некоторый избыток ионов ОН–, поэтому раствор К2SiО3 имеет щелочную реакцию (рН > 7). Второй случай гидролиза – гидролиз по катиону. Соль, образованная слабым основанием и сильной кислотой, гидролизуется по катиону, в результате образуется слабо диссоциирующее основание, а в растворе накапливаются ионы водорода, создавая кислую среду.
Хлорид аммония NH4Cl – соль слабого однокислотного основания NH4OH и сильной одноосновной кислоты HCl. При растворении в воде молекулы NH4Cl полностью диссоциируют на катионы NH4+ и анионы Cl–. Ионы Cl– не могут связывать ионы Н+ воды, так как HCl – сильный электролит. Ионы же NH4+ связывают гидроксид-ионы воды, образуя молекулы слабого электролита NH4ОН. Таким образом, соль гидролизуется по катиону. Соответствующие ионно-молекулярные и молекулярные уравнения реакций будут иметь вид: NH4+ + HOH NH4OH + H+ ; NH4+ + Cl– + HOH NH4OH + H+ + Cl– ; NH4Cl + HOH NH4OH + HCl. В результате гидролиза в растворе появляется некоторый избыток ионов Н+, поэтому раствор NH4Cl имеет кислую реакцию (рН < 7). В данном случае на возможность протекания гидролиза указывает ион слабого электролита – катион NH4+, а реакция среды при гидролизе определяется ионами сильного электролита – ионами водорода, образующиеся при диссоциации HCl. Гидролиз солей, образованных многовалентным катионом протекает ступенчато, через стадии образования основных солей. Рассмотрим это на примере. Хлорид цинка ZnCl2 – соль слабого многокислотного основания Zn(OH)2 и сильной одноосновной кислоты HCl. При растворении в воде молекулы ZnCl2 полностью диссоциируют на катионы Zn2+ и анионы Cl–. Ионы Cl– не могут связывать ионы Н+ воды, так как HCl – сильный электролит. Ионы же Zn2+ связывают гидроксид-ионы воды, образуя катионы основной соли ZnOH+. Образование молекул Zn(OH)2 практически не происходит, поскольку они являются более сильными электролитами, чем ZnOH+. В обычных условиях гидролиз идет по первой ступени. Соль гидролизуется по катиону. Однако, если связывать образующиеся ионы водорода, то ион ZnOH+ в свою очередь подвергается гидролизу (вторая ступень гидролиза). Поскольку заряд слабого составляющего соли – катиона цинка (Zn2+) – «2+», то гидролиз протекает в две стадии. Соответствующие ионно-молекулярные и молекулярные уравнения реакций будут иметь вид: 1) Zn2+ + HOH ZnOH+ + H+ ; Zn2+ + 2Cl– + HOH ZnOH+ + Cl– + H+ + Cl– ; ZnCl2 + HOH ZnOHCl + HCl; 2) ZnOH+ + HOH Zn(OH)2 + H+ ; ZnOH+ + Cl– + HOH Zn(OH)2 + H+ + Cl– ; ZnOHCl + HOH Zn(OH)2 + HCl. В результате этого концентрация ионов Н+ в растворе становится больше концентрации ионов ОН– и раствор ZnCl2 приобретает кислую реакцию (рН < 7). Третий случай гидролиза – гидролиз по катиону и по аниону. Соль образованная слабым основание и слабой кислотой, гидролизуется одновременно по катиону и аниону. Очевидно, что гидролиз протекает глубже, чем в первых двух случаях. Характер среды слабо щелочной, слабокислый, нейтральный (чаще указывают рН ≈ 7).
Рассмотрим это на следующем примере. Ацетат аммония – соль, образованная слабым однокислотным основанием NH4OH и слабой одноосновной кислотой CH3COOH. В растворе CH3COONH4 полностью диссоциирует на катионы NH4+ и анионы CH3COO–. Ионы аммония связывают гидроксид-ионы воды, а ацетат-ионы – ионы водорода, образующиеся при диссоциации воды: CH3COO– + NH4+ + H2O CH3COOH + NH4OH; CH3COONH4 + H2O CH3COOH + NH4OH. Гидролиз таких солей протекает очень сильно, поскольку в результате его образуются и слабое основание, и слабая кислота. Реакция среды в растворах солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой, будет меняться несущественно, рН будет зависеть от того, какой из электролитов, образовавших соль, является относительно более сильным, т. е. от их констант диссоциации (KD). Если KD (основания) > KD (кислоты), то pH > 7. Если KD (основания) < KD (кислоты), то pH < 7. В случае гидролиза CH3COONH4 KD(NH4OH) = 6,3∙10–5; KD (CH3COOH) = 1,8∙10–5, поэтому реакция водного раствора этой соли будет слабощелочной, почти нейтральной (pH ≈ 7).
|
||||||||
Последнее изменение этой страницы: 2021-05-11; просмотров: 61; 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 - 3.17.79.59 (0.037 с.) |