В зависимости от концентрации ионов водорода различают три среды.

В нейтральной среде [H⁺] = [OH^-]= 10^-7 моль/л, рН= – lg 10^-7 = 7. Эта среда характерна как для чистой воды, так и для нейтральных растворов. В кислых растворах [H⁺] > 10^-7моль/л, рН < 7. В кислых средах рН меняется в пределах 0 < рН < 7. В щелочных средах [H⁺] < [ОН^–] и [H⁺] < 10^-7 моль/л, следовательно, рН > 7. Пределы изменения рН: 7 < рН < 14.

Реакции ионного обмена (РИО) – это реакции между ионами, протекающие в водных растворах электролитов. Отличительная особенность обменных реакций: элементы, входящие в состав реагирующих веществ, не меняют свою степень окисления. Реакции ионного обмена являются необратимыми реакциями и протекают при условии: 1) образования малорастворимого вещества, 2) выделения газообразного вещества, 3) образования слабого электролита.

При протекании РИО противоположно заряженные ионы связываются и выводятся из сферы реакции. Сущность реакций ионного обмена выражают с помощью ионных уравнений, которые, в отличие от молекулярных, показывают истинных участников реакции. При составлении ионных уравнений следует руководствоваться тем, что вещества малодиссоциирующие, малорастворимые (выпадающие в осадок) и газообразные записываются в молекулярной форме. Сильные растворимые электролиты записываются в виде ионов. Поэтому при написании ионных уравнений необходимо пользоваться таблицей растворимости солей и оснований в воде.

Гидролиз – это процесс взаимодействия ионов соли с молекулами воды, приводящий к образованию малодиссоциирующих соединений; является частным случаем реакций ионного обмена. Гидролизу подвергаются соли, образованные:

1) слабой кислотой и сильным основанием (NaCH₃COO, Na₂CO_3, Na₂S,);

2) слабым основанием и сильной кислотой (NH₄Cl, FeCl₃,, AlCl₃,);

3) слабым основанием и слабой кислотой (NH₄CN, NH₄CH₃COO).

Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, гидролизу не подвергаются: Na₂SO₄, BaCl₂, NaCl, NaJ и т.д.

Гидролиз солей увеличивает концентрации ионов Н⁺ или ОН^–. Это приводит к смещению ионного равновесия воды и в зависимости от природы соли сообщает раствору кислую или щелочную среду (см. примеры решения задач).

Примеры решения задач

Пример 1. Вычислить константу диссоциации уксусной кислоты СН₃СООН, зная, что в 0,1М растворе она диссоциирована на 1,32%.

Р е ш е н и е. Для решения задачи воспользуемся законом разбавления Оствальда – уравнение (13), в котором С – концентрация уксусной кислоты, a – степень ее диссоциации в данном растворе, значение которой равно 1,32/100=0,0132. Таким образом,

Ответ: константа диссоциации уксусной кислоты составляет 1,76×10^-5.

Пример 2. Вычислить значение рН 0,1М раствора гидроксида аммония NH₄OH, приняв степень диссоциации раствора равной 1%.

Р е ш е н и е. 1) Записываем уравнение диссоциации раствора NH₄OH:

NH ₄OH ⇄ NH₄⁺ + OH^–

2) Так как гидроксид аммония – слабый электролит и процесс его диссоциации носит обратимый характер, к моменту равновесия в 1 л раствора продиссоциировало С∙a моль NH₄OH (С = 0,1 моль/л) и образовалось столько же моль ОН^– – ионов:
[OH^-] = С∙a = 0,1∙×0,01 = 1×10^-3 моль/л, следовательно, рОН = 3

3) Рассчитываем значение рН: pH + pOH = 14, рН = 14 – 3 = 11.

Ответ: рН 0,1М раствора гидроксида аммония равно 11.

Пример 3. Выразить с помощью ионного уравнения сущность реакции:

Pb(NO₃)₂ + KI ®

Р е ш е н и е. 1) Составляем молекулярное уравнение реакции:

Pb(NO₃)₂ + 2KI ® PbI₂¯ + 2KNO₃

Отмечаем, что в результате образуется нерастворимое вещество PbI₂.

2) Составляем полное ионное уравнение (все сильные электролиты записываем в виде ионов, слабые, уходящие из сферы реакции, – в виде молекул):

Pb²⁺ + 2NO₃^– + 2K⁺ + 2I^– = PbI₂¯ + 2K⁺ + 2NO₃^–

3) Составляем сокращенное ионное уравнение, в котором исключаем все ионы, повторяющиеся в обоих частях уравнения, т.е. ионы не участвующие в реакции:

Pb²⁺ + 2NO₃ ^– + 2K⁺ + 2I^– = PbI₂¯ + 2K⁺ + 2NO₃ ^–

Pb²⁺+ 2I^– = PbI₂¯

Из сокращенного ионного уравнения видно, что сущность реакции сводится к взаимодействию ионов Pb²⁺ и I^–, в результате которого образуется труднорастворимое вещество PbI₂.

Пример 4. Определить характер среды водного раствора соли ZnCl₂.

Р е ш е н и е. ZnCl₂ – соль образованная сильной кислотой HCl и слабым основанием Zn(OH)₂, следовательно, подвергается гидролизу по катиону. Так как катион двухзарядный, гидролиз будет протекать по двум ступеням.

I ступень:

а) записываем уравнение процесса диссоциации ZnCl₂:

ZnCl₂ = Zn²⁺ + 2Cl^–

Подчеркнем ион, по которому идет гидролиз, это ион Zn²⁺.

б) процесс взаимодействия иона Zn²⁺ с водой происходит по схеме:

Zn²⁺ + H⁺–OH^– ⇄ (ZnOH)⁺ + H⁺

в) запишем суммарное уравнение гидролиза:

ZnCl₂ = Zn²⁺ + 2Cl^–

Zn²⁺ + H₂O ⇄ (ZnOH)⁺ + H⁺

ZnCl₂ + Zn²⁺ + H₂O ⇄ Zn²⁺ + (ZnOH)⁺ + 2Cl^– + H⁺

После преобразований получаем:

ZnCl₂ + H₂O ⇄ Zn(OH)Cl + HCl

В результате гидролиза образуется сильная кислота HCl, поэтому рН < 7.

II ступень:

При рассмотрении гидролиза по второй ступени используется аналогичный подход.

а) Zn(OH)Cl = (ZnOH)⁺ + Cl^–

б) (ZnOH)⁺ + H⁺–OH^– = Zn(OH)₂ + H⁺

в) Zn(OH)Cl = (ZnOH)⁺ + Cl^–

(ZnOH)⁺ + H₂O = Zn(OH)₂ + H⁺

Zn(OH)Cl + H₂O = Zn(OH)₂¯ + HCl

Таким образом, в результате гидролиза по второй ступени образуется сильная кислота HCl, которая создает кислую среду раствора (рН < 7).

1. 8. Растворы. Способы выражения концентрации растворов

Раствор – гомогенная (однородная) система, состоящая как минимум из двух компонентов, один из которых растворитель, другой – растворенное вещество. То есть состав раствора = растворитель + растворенное вещество. Например, водный раствор хлорида натрия состоит из двух компонентов: воды (растворителя) и хлорида натрия (растворенного вещества).