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 |
Билет 26. Ионное произведение воды. ⇐ ПредыдущаяСтр 4 из 4
Будучи слабым электролитом, вода частично диссоциирует на ионы Н+ и ОН- Н2О—Н+ОН-. В действительности свободный ион Н+ в водных растворах не существует. Он присоединяется к молекулам воды, образуя сложные ионы состава Н3О, Н5О2+ и тд. Однако в уравнениях реакций гидратированный ион водорода для краткости просто обозначают Н+. то же относится к ОН-. Константа равновесия реакции равна произведению активностей ионов Н3О+ и ОН- *(активность самой воды=1). Кв=аН+*аОН- называется ионным произведением воды. При стандартных условиях её величина равна 10 в -14, то есть равновесие сильно смещено влево. В этом случае активности ионов можно считать равными их равновесным концентрациям, так что Кв=[Н+][ОН-]. Ионное произведение воды зависит от температуры, но не зависит от концентрац3ии ионов в растворе. Зависимость от температуры определяется энтальпией реакции, которая, как нетрудно увидеть, является обратной по отношению к реакции нейтрализации. Энтальпия реакции нейтрализации =-56,8 кДж\моль, следовательно, диссоциации воды имеет энтальпию 56,8. Т.е. протекает с большим эндотермическим эффектом. В соответствии с принципом Ле Шателье, повышение температуры смещает равновесие диссоциации воды вправо и увеличивает константу Кв, а понижение, наоборот, смещает равновесие в сторону недиссоциированных молекул воды и уменьшает Кв. постоянство произведения концентрации, а точнее активности ионов Н+ и ОН- соблюдается не только в воде, но и во всех водных системах. Поэтому, если в чистой воде концентрации ионов Н+ и ОН- равны, то в растворах кислот, в которых концентрация ионов водорода больше, концентрация гидроксид-ионов меньше,ч ем в чистой воде. В растворах же оснований, вследствие увеличения концентрации ионов ОН-, концентрация ионов Н+ уменьшится. Водородный показатель рН. Концентрация ионов Н+ в водных растворах может изменяться примерно от 10 моль/л(концентрированная соляная кислота)до 10 в -15 моль/л (концентрированные растворы щелочей)т.е. в тысячи триллионы раз. При таких отличиях вычисления со степенными значениями громоздки и неудобны. Поэтому их заменяют логарифмическими величинами, или так называемыми водородными показателями рН. Величина рН представляет собой отрицательный логарифм активности ионов водорода в растворе. В практических расчётах рН не очень концентрированных растворов (около 1М и менее)вместо активности ионов пользуются их концентрацией. подобно активности ионов Н+, активность гидроксид-ионов также принято приводить в логарифмическом виде и обозначать рОН=-lgаОН. Приближённо рОН равен –lg[ОН-].в отличии от концентрации ионов Н+ и ОН-, величины рН и рОН изменяются в довольно небольших пределах- всего от -1 до 15 чащу ().от 0 до 14. При этом изменению концентрации ионов в 10 раз соответствует изменение рН(рОН) раствора на 1 единицу. Логарифмирование выражения даёт равенство рН+рОН=-lgKв=рКв. При температуре 25 рН+рОН=14. В чистой воде и нейтральных растворах, в которых концентрации ионов водорода и гидроксид- ионов равны друг другу, рН=рОН. При 25 рН нейтрального раствора равен 7, при0-7,47, а при 80-6,3. Водные растворы, в которых концентрация ионов водорода больше, чем концентрация гидроксид ионов, называют кислыми. Из рН при 25 меньше 7. Растворы, в которых больше концентрация ионов ОН-, называются щелочными, при 25 их рН больше 7. Приблизительное значение рН водного раствора модно определить с помощью индикаторов. Индикаторы- это вещества, которые изменяют свою окраску в зависимости от концентрации ионов водорода в растворе. Например, метиловый оранжевый при рН<3.ю1 имеет красный цвет, а пои больше 4,4-жёлтый, лакмус при РН меньше 6,1-крвсный, при больше 8-синий и тд. Широко применяется универсальный индикатор, который при изменении рН от 1до 10 меняет свой свой цвет от красного через жёлтый и зелёный до тёмно-синего. Более точно значение рН можно определить с помощью специальных приборов- рН-метров.
Билет 27. Гидролиз. Как показывает опыт, растворы солей, обрахованные сильными основаниями, и сильными кислотами, например, NaCl,KNO3 имеют нейтральную или близкую к нейтральной среду. Однако если в состав соли входит катион слабого основания (NH4NO3,AlCl3),анион слабой кислоты(HCOONa, NH4CN),среда их раствора обычно оказывается кислой или щелочной. При этом очевидно, что, так как ионы Н+ и ОН- при диссоциации солей не образуются, появление их в растворе является результатом реакции катиона и (или) аниона соли с водой. Реакции взаимодействия ионов соли с водой называются гидролизом. Вспомним, что реакции нейтрализации слабых кислот и оснований являются обратимыми, т.е. при их протекании образуются равновесные смеси, содержащие как продукты реакции(ионы соли и воду), так и исходные вещества (кислоту и основание). Поскольку состояние равновесия может быть достигнуто с любой стороны, записав реакции нейтрализации наоборот получим: НСОО-+Н2О—НСООН + ОН-, NH4++H2O—NH3*H2O(!!!), получим процессы взаимодействия ионов солей с водой, т.е. их гидролиз. Таким образом, гидролиз является процессом, обратным нейтрализации, в результате которого происходит образование ионов Н+ и ОН-, изменяющих рН среды растворов солей. Реакция нейтрализации сильного основания сильной кислотой сводится к взаимодействию ионов водорода и гидроксид-ионов. Поэтому обратный её процесс представляет собой реакцию диссоциации воды, а не гидролиз ионов соли. Устанавливающиеся при этом концентрации ионов Н+ и ОН- не зависят от того, какая именно соль сильного основания и сильной кислоты образовалась в результате реакции нейтрализации, а определяются только ионным произведением воды при данной температуре. Для реакции гидролиза модно записать константу равновесия, которая называется константой гидролиза, например для (!!!) Кг= [НСООН][ОН-]\[НСОО-], Кг= [NH3*H2O][H3O-]\[NH4+]. Гидролиз- эндотермический процесс, поэтом в соответствии с принципом Ле-Шателье возрастание температуры увеличивает константу гидролиза. Количественной характеристикой гидролиза является также степень гидролиза h, представляющая собой отношение количества гидролизованных ионов к общему количеству ионов данного типа в растворе. Степень гидролиза связана с константой гидролиза и исходной концентрацией иона соотношением, аналогичным К=альфа квадрат*С\1-альфа. Кг=hквадрат*Сиона\1-h. При малом значении h(<<1) выражение модно привести к виду h= корень из Кг\Сиона. Откуда видно, что разбавление раствора увеличивает степень гидролиза иона. В концентрированных растворах, напротив, гидролиз ионов протекает в меньшей степени. В теории БР-Л гидролиз рассматривается как протолитическая реакция между ионом соли и водой. При этом изменение концентрации ионов Н+ в растворе происходит только тогда, когда гидратированный катион- кислота или анион- основание способны конкурировать с водой за протон. В отсутствии такой конкуренции реакция гидролиза не происходит и концентрации ионов гидроксид- ионов в растворе определяются только ионным произведением воды. Например, анион СН3СОО- (анион слабой кислоты) в рамках теории БР-Л довольно сильное основание, способное отщеплять протон от молекулы воды, а хлорид-ион Cl- анион сильной кислоты конкурировать с Н2О за ион Н+ не может, поэтому в протолитическое взаимодействие не вступает, т.е. не гидролизируется. Что касается катионов, то в растворах они гидратированы, т.е. находятся в окружении молекул воды. Между положительно заряженным катионом и протонами молекул гидратной оболочки возникают силы отталкивания, в результате чего происходит отрыв иона Н+ и перенос его к молекулам воды растворителя. Гидратированный катион при этом проявляет свойства кислоты. Чем меньше катион и чем больше его положительный заряд, тем в большей степени идёт процесс, т.е. наиболее сильно гидролизуются маленькие многозарядные ионы. Катионы сильных оснований имеют маленький заряд и большой размер, поэтому отщеплять протон от своей гидратной оболочки не могут, а значит, не участвуют в протолитических реакциях с молекулами растворителя. Рассмотрим различные случаи гидролиза.
Гидролиз соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием- гидролиз аниона. При растворении ацетата натрия NaCH3COO в расворе образуются ионы Na+ и СН3СОО-, NaCH3COO-- Na+ и СН3СОО-. Катион натрия с молекулами воды не взаимодействует, т.к. соответствующее ему основание NaOH является сильным. Анион СН3СОО-обратимо отщепляет от воды протон и образует слабый электролит СН3СООН, СН3СОО-+Н2О?? CH3COOH+ OH-. В результате концентрация ионов ОН- в растворе увеличивается и его среда становится щелочной. Константа гидролиза иона СН3СОО- записывается так: Кг=[СН3СООН][ОН-]\[СН3СОО-]. Умножив числитель и знаменатель на концентрацию ионов [Н+] получим Кг=[CH3COOH][OH-][H+]\[CH3COO-][H+]= Кв\Кк, где Кк- константа диссоциации уксусной кислоты. Из этого выражения видно, что константа гидролиза аниона тем больше, т.е. равновесие гидролиза тем в большей степени смещено вправо, чем слабее кислота, образующая соль. Подставив в последнее уравнение численные значения ионного произведения воды и константы диссоциации уксусной кислоты (1,8*10-10), определим величину константы гидролиза ацетат –иона= 5,6*10в степени-10. Рассчитаем рН раствора ацетата натрия, исходная концентрация соли в котором равна С. Воспользуемся первой формулой. Так как из уравнения реакции ясно, что [ОН-]=[СН3СООН],а [СН3СОО-]=С-[ОН-], запишем Кг= [ОН-]в квадрате\С-[ОН-]. Поскольку значение константы гидролиза ацетат-иона указывает на то, что равновесие реакции сильно смещено влево, концентрацией гидроксид- ионов в растворе соли, содержащей ион СН3СОО-, пренебрежимо мала в сравнении с концентрацией соли С. Тогда ею можно пренебречь и получаем: КГ= [ОН-]в квадрате\ С, откуда [ОН-]=приб. Корень из Кг*С= корень из Кв*С\Кк. Для 0,1М раствора получим [ОН-]= корень из 10 в степени -14 *0,1 1,8 *10 в степени -5= 0,74*10 в степени -5. рОН= -lg0,74*10 в степени -5=5,13, рН= 14- рОН=8,87. Если соль состоит из катионов сильного основания и анионов многоосновной слабой кислоты, как, например, Na2CO3, то анион такой соли подвергается ступенчатому гидролизу: 1 ступень- СО3 (2-) + Н2О?? НСО3-+ОН-, 2 ступень- НСО3-+Н2О?? Н2СО3+ОН-. Каждой ступене соответствует своя константа гидролиза. Умножив числитель и знаменатель в выражения для константы гидролиза на концентрацию ионов Н+, получим формулы для расчетов констант Кг1 и Кг2: Кг1= Кв\Кк2, Кг2=Кв\Кк1, где Кк1 и Кк2- константы диссоциации угольной кислоты по первой и второй ступени: Н2СЩ3??Н++НСО3- Кк1=4,45*10 в степени -7, НСО3-??Н++СЩ3(2-), Кк2=4,8*10 в степени -11. Обратим внимание, что константа гидролиза по первой ступенисвязана с константой диссоциации по последней ступени, а константа гидролиза по последней ступени – с константой диссоциации по первой ступени. Подставив значения Кк1 и Кк2 в последние уравнения получим, что константы гидролиза карбонат- иона по первой и второй ступеням равны 2,1*10в степени-4 и 2,2*10в степени -8, т.е. различаются примерно в 10 в степени 4 раз. Следовательно, большая часть ионов ОН-, которые определяют рН раствора Na2CO3, образуется при протекании первой ступени гидролиза аниона СО3(2-). Гидролиз по второй ступени протекает лишь в незначительной степени заметного количества ионов Он- не добавляет. Поэтому при расчёте рН растворов карбоната гатрия достаточно учитывать только первую ступень гидролиза. Для 0,1 М раствора na2CO3 расчёт по формуле [ОН-]=корень из Кв*С\Кк даёт значение рН 11,66. Т.к. каждая последующая константа гидролиза всегда намного меньше, чем предыдущая, при расчёте рН раствров солей многоосновных кислот достаточно учитывать только первую ступень. Дополнительным аргументом в пользу этого является то, что любой ион многоосновной кислоты, в составе которого есть протон, способен не только гидролизироваться, но и диссоциировать с образованием ионов Н+, например НСO3-?? Н++СО3-. При расчёте рН растворов солей, таких какNa2S, анион которой соответствует очень слабой сероводородной кислоте, пользоваться сокращённой формулой [ОН-]=корень из Кв*С\Кк для расчёта концентрации ОН- нельзя. Значение константы гидролиза сульфид- иона по первой ступени Кг1= Кв\К2= 10 в степени -14\ 7,1* 10в степени -15= 1,4 указывает на смещение равновесия S(2-) +H2O??HS- + OH- в сторону продуктов реакции. Следовательно, концентрация ионов ОН- в знаменателе выражения не является пренебрежимо малой величиной по сравнению с концентрацией соли. Расчёт рН раствора необходимо проводить по полной формуле и решать квадратное уравнение [ОН-]в квадрате+Кг1*[ОН-]-Кг1*С=0 относительно концентрации гидроксид ионов.
Гидролиз соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой (гидролиз катиона). Если соль образована слабым основанием и сильной кислотой (NH4NO3, AlCl3), в реакции гидролиза участвует катион. Положительно заряженные катионы слабых оснований, взаимодействуя с молекулами воды, отрывают от них гидроксид- ионы, например: NH4++H2O?? NH3*H2O(NH4OH)+ H+, Al(3+)+ H2O?? Al(OH)(2+)+ H+. в результате гидролиза в растворе появляются дополнительно ионы Н+ и среда раствора становится кислой. Запишем константы гидролиза иона аммония и катиона Al3+ по первой ступени: Кг= [NH3*H2O][H+]\[NH4+], Kг1=[AlOH(2+)][H+]\[AL(3+)]. Путем умножения числителя и знаменателя на концентрацию ионов ОН- получим то же только с ними)))) они могут быть приведены к виду: Кг= Кв\ КNH3*Н2О. Кг1= Кв\ K AlOH(2+, где KAlOH(2+)- константа диссоциации слабого оснавания Al(OH)3 по третьей (последней) ступени. Численные значения этих констант гидролиза 5,6 *10 в степени -10, и 7,9*10в степени -6 свидетельствуют о том, что равновесия реакций сильно смещены влево, т.е. гидролизу в растворе подвергается только незначительная часть ионов аммония и ионов Al(3+). Для гидролиза катиона алюминия можно записать и две последующие стадии отщепления гидроксид- ионов от молекулы воды: AlOH(2+)+ H2O??Al(OH)2+ + H+, Al(OH)2+ + H2O?? Al(OH)3+H+. Однако соответствующие этим процессам константы значительно меньше, чем Кг1, поэтому ни вторая ни третья ступени гидролиза не оказывают заметного влияния на рН растворов солей многокислотных оснований. В рамках теории Бр-Л гидролиз катионаслабого основания рассматривается как протолитическое равновесие между между двумя парами сопряжённых кислот и оснований NH4++H2O??NH3+H3O+, Al(H2O)6(3+)+H2O?? AlOH(H2O)5(2+)+ H3O+ (кислота1+ основание 2= основание1+ кислота 2). Катион металла участвует в протолитической реакции в виде аквакомплекса, кислотные свойства которого обеспечиваются за счёт отщепления протона от молекулы воды гидратной оболочки.
Гидролиз соли, образованной слабым основанием и слабой кислотой. Растворимыми солями слабых оснований и слабых кисло т являются соли аммония (NH4HCOO,NH4CH3COO, NH4CN). В растворах таких солей с водой взаимодействуют оба иона, например: CH3COO-+ H2O?? CH3COOH+ OH- NH4++H2O?? NH3*H2O(NH4OH)+ H+. Процесс гидролиза при этом не идёт до конца, т.к. обратные процессы диссоциации слабой кислоты и слабого основания препятствуют этому. Значения рН растворов солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой, определяются преимущественным процессом гидролиза. При примерном равенстве констант диссоциации кислоты и основания (Кк=примерноК0), гидролиз катиона и аниона протекает в одинаковой степени. Поэтому среда раствора Такой соли, например, ацетат аммония NH4CHCOO, является нейтральной (К(СН3СООН)= К(NH3*H2O)= 1,8*10 в степени -5). Если константа диссоциации кислоты, образующей соль, больше, чем константа диссоциации образующего её основания (Kk>K0), гидролиз катиона протекает в большей степени, чем гидролиз аниона. Среда раствора такой соли, например, формиата аммония NH4HCOO, является кислотой (K(HCOOH)=1,78*10 в степени -4). Если константа диссоциации кислоты меньше, чем константа диссоциации основания, то преобладает процесс гидролиза аниона. Например, раствор цианида аммония NH4CN, имеет щелочную реакцию (К(HCN= 6,16*10 в степени -10). Необратимый(полный) гидролиз солей. Если кислоты или основания, образующие соль, являются чрезвычайно слабыми, нерастворимыми или летучими, то такие соли, например, карбонат алюминия, карбонат железа, силикат аммония и некоторые другие, не могут существовать в контакте с водой. При попытках получить их по обменным реакциям образуются соответствующие слабые основания и кислота или продукты их распада. Например, продуктом взаимодействия карбоната натрия с хлоридом железа3 является нерастворимый гидроксид железа 3 и газообразный оксид углерода4: 3Na2CO3+2FeCl3+3H2O?2Fe(OH)3осадок+ 3СО2газ+ 6NaCl, или в ионном виде 3СО3(2-)+2 Fe(3+)+3H2O? 2Fe(OH)3осадок + 3 СО2газ. При взаимодействии растворимой соли аммония с силикатом натрия выделяется аммиак и выпадает садок кремниевой кислоты: 2NH4++SiO3(2-)? H2SiO3 осадок+ 2NH3 газ+ H2O.
Билет 28
|
|||||||||
Последнее изменение этой страницы: 2016-06-23; просмотров: 991; 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 - 18.221.15.15 (0.008 с.) |