23) Гидролиз солей . Ионное произведение воды , рН растворов.

Электролитическая диссоциация. Гидролиз солей

Электролиты - вещества, которые способны к распаду на ионы в растворах или в расплавленном состоянии. Электролитическая диссоциация - процесс распада молекул на положительно и негативно заряженные ионы под действием полярных молекул растворителя. Количественной характеристикой силы электролита является степень электролитической диссоциации (a) - отношение числа молекул, которые распались на ионы (n), к общему числу молекул, введенных в раствор (N), : a = n/N; 0 < a < 1. a зависит от природы электролита и растворителя, температуры и концентрации.

Сильные электролиты практически полностью распадаются на ионы (a>0,3). Слабые электролиты частично дисоциированных на ионы (0 < a < 0,03), их свойства растворов содержат ионы и недисоційовані молекулы. Неэлектролит - вещества, водород растворы и расплавы которых не проводят электрический ток. Они содержат ковалентные неполярные или малополярные связки.

Константа диссоциации (KD) - отношение произведения равновесных концентраций ионов в степени соответствующих стехиометрических коэффициентов к концентрации недисоційованих молекул. Она является константой равновесия процесса электролитической диссоциации; характеризует способность вещества распадаться на ионы : чем выше KD, тем более концентрация ионов в растворе.

Реакции ионного обмена - это реакции между ионами, которые образовались в результате диссоциации электролитов. Если в растворе нет ионов, которые могут связываться между собой с образованием осадка, газа, малодисициированных соединений или комплексных ионов, реакции обмена оборотные.

Произведение концентраций ионов в насыщенном растворе труднорастворимого электролита при постоянной температуре является постоянной величиной и называется произведением растворимости (ДР). Для электролита AmBn выражение произведения растворимости имеет вид: ДР(AmBn) = с m (A ) - с n (B -).

Например, ДР(Ag2S) = с2 (Ag ) - с(S2 -).

Осадок образуется в том случае, когда произведение концентраций ионов малорастворимого электролита превысит величину его произведения растворимости при данной температуре. ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

Теоретическая часть. Величина pН используется для характеристики кислотности раствора. Если концентрация ионов Гидрогену С(H ), то pН = - lg С(H ).

В кислых растворах: С(H )> C(ОН-) и pН < 7

В щелочных растворах: С(H )< C(ОН-) и pН > 7

В чистой воде: С(H ) = С(OH -) = 10-7.

Наряду из показателем рН используют показатель рОН : рОН = - lg C(ОН-).

Произведение концентрации ионов Гидрогену и ионов гидроксида при постоянной температуре является величиной постоянной. Эта величина называется ионным произведением воды (КН2О) и при 22˚C равняется:

КН2О = СН · СОН¯ = 10-14

Выходя из ионного произведения воды рН рОН = 14.

Гидролиз - химическая реакция ионного обмена между водой и растворенным в ней веществом с образованием слабого электролита. Гидролиз сопровождается изменением pН раствора. Причиной гидролиза является взаимодействие ионов соли с молекулами воды с образованием малодисоцийованных соединений или ионов. Соли, образованные катионом сильной основы и анионом сильной кислоты (например, LiBr, K2SO4, NaCl, BaCl2, Ca(NO3) 2), гидролиза не поддаются, потому что ни катион, ни анион соли не могут при взаимодействии с водой образовать молекулу слабых электролитов (pН = 7).

Соли слабой основы и сильной кислоты гидролизуют по катиону: NH4Cl H2O=NH4OH HCl

NH4 H2O = NH4OH H (pН < 7)

Гидролиз солей, образованных многовалентным катионом, протекает ступенчато через стадии образования основных солей:

1 степень: Al(NO3) 3 H2O = Al(OH)(NO3) 2 HNO3 Al3 H2O =[Al(OH)]2 H

2 степень: Al(OH)(NO3) 2 H2O = Al(OH) 2(NO3) HNO3 [Al(OH)]2 H2O =[Al(OH) 2] H

3 степень: Al(OH) 2(NO3) H2O = Al(OH) 3 HNO3 [Al(OH) 2] H2O = Al(OH) 3 H

Соли, образованные сильной основой и слабой кислотой, гидролизуют по аниону:

CH3COOK H2O = CH3COOH KOH

CH3COO - H2O = CH3COOH OH - (pН > 7).

Соли многоосновных кислот гидролизуют ступенчато (с образованием кислых солей) :

1 степень: K2CO3 H2O = KHCO3 KOH (быстро) CO2 - 3 H2O = HCO3 - OH -

2 степень: KHCO3 H2O = H2CO3 KOH (слабо) HCO3 - H2O = H2CO3 OH -

Соли, которые образованы слабой основой и слабой кислотой, гидролизуют по катиону и по аниону:

CH3COONH4 H2O = CH3COOH NH4OH

CH3COO - NH4 H2O = CH3COOH NH4OH

Гидролиз таких солей протекает сильно, поскольку в результате его образуются слабая основа и слабая кислота. рН в этом случае зависит от сравнительной силы основы и кислоты. Если KD(основы)>KD(кислоты), то pН>7; если KD(основы)< KD(кислоты), то pН < 7.

В случае гидролиза CH3COONH4 : KD(NH4OH) = 6,3 - 10-5; KD(CH3COOH) = 1,8 - 10-5, потому реакция водного раствора этой соли будет слабощелочной, почти нейтральной (pН = 7 - 8).

Если основа и кислота, что образуют соль, малорастворимые или неустойчивые и раскладываются с образованием летучих продуктов, то в этом случае гидролиз соли протекает необоротный:

Al2S3 6H2O = 2Al(OH) 3↓ 3H2S↑.

Поэтому сульфида алюминия не может существовать в виде водных растворов, может быть получен только "сухим способом".

Степень гидролиза (aгидр.) - отношение числа гидролизованных молекул к общему количеству растворенных молекул (выражается в процентах): aгидр. = (Cгидр./Cрозч.) - 100

Степень гидролиза зависит от химической природы кислоты (основы), которая образуется при гидролизе, и будет тем более, чем более слабая кислота (основа).

Водородный показатель. Ионное произведение воды.

Водородный показатель (рН) величина, характеризующая актив­ность или концентрацию ионов водорода в растворах. Водородный показатель обозначается рН. Водородный показатель численно равен отрицательному десятичному  логарифму активности или концентрации ионов водорода, выраженной в молях на литр: pH=-lg[ H+ ] В воде концентрация ионов водорода определяется электролитической диссоциацией воды по уравнению H2O=H++OH- Константа диссоциации при 22° С составляет Пренебрегая незначительной долей распавшихся молекул, можно концентрацию недиссоциированной части воды принять равной обшей концентрации воды, которая составляет: С[H2O ]=1000/18=55,55моль/л. Тогда:  C[ H+ ] ·C[ OH- ]=K·C[H2O]=1,8·10-16·55,55=10-14 Для воды и ее растворов произведение концентраций ионов Н+ и ОН- величина постоянная при данной температуре. Она называется ионным произведением воды КВ и при 25° С составляет 10-14. Постоянство ионного произведения воды дает возможность вычислить концентрацию ионов H+если известна концентрация ионов OH- и наоборот:    . Понятия кислая, нейтральная и щелочная среда приобретают количественный смысл. В случае, если [ H+ ] =[ OH- ]эти  концентрации (каждая из них) равны  моль/л, т.е [ H+ ] =[ OH- ]=10-7моль/л и среда нейтральная, в этих растворах pH=-lg[ H+ ]=7 и  рОН=-lg[ OH-]=7 Если [ H+ ]>10-7моль/л, [ OH-]<10-7моль/л -среда кислая; рН<7. Если [ H+ ]<10-7 моль/л, [ OH-]>10-7моль/л  -среда щелочная; рН>7. В любом водном растворе рН + рОН =14, где рОН=-lg[ OH-]  Величина рН имеет большое значение для биохимических процес­сов, для различных производственных процессов, при изучении свойств природных вод и возможности их применения и т.д.

Вычисление рН растворов кислот и оснований.

Для вычисления рН растворов кислот и оснований следует пред­варительно вычислить молярную концентрацию свободных ионов водорода ( ) или свободных гидроксил ионов ( ), а затем воспользоваться формулами: pH=-lg[ H+ ]; рОН-=-lg[ OH-]; рН + рОН =14 Концентрация любого иона в моль/л в растворе электролита можно вычислить по уравнению где См иона – молярная концентрация иона в моль/л; См – молярная концентрация электролита в моль/л; α-степень диссоциации электролита; n -количество ионов данного вида, которое получается при распаде одной молекулы электролита. Если электролит слабый, то значение степени диссоциации может быть определено на основании закона разбавления Оствальда: тогда CMиона=См·α·n =v СMКдис Пример 1. Вычислить рН 0,001H раствора гидроксида натрия. Решение: гидроксид натрия является сильным электролитом, диссоциация в водном растворе происходит по схеме: NaOH —>Na++OH- Степень диссоциации в разбавленном растворе можно принять равной 1. Концентрация ионов ОН (моль/л) в растворе равна: Пример 2. Вычислить рН 1%-ного раствора муравьиной кислоты, считая, что плотность раствора равна 1г/мл; Кдисс = 2,1·10-4 Решение: 1л раствора содержит 10г НСООН, что составляет 10/46= =0,22моль, где 4б г/моль - молярная масса муравьиной кис­лоты. Следовательно, молярная концентрация раствора равна 0,22моль/л. Муравьиная кислота – слабый электролит, поэтому так как HCOOH <—>H++HCOO- Пример 3. рН раствора составляет 4,3. Вычислить [ H+ ] и [ OH- ] Решение: [Н+] = 10-pH =10-4,3 = 5•10-5моль/л [ OH- ]=10-14/5•10-5=2•10-10моль/л.

И. Г. Хомченко, А. В. Трифонов, Б. Н. Разуваев. "Современный аквариум и химия". г. Москва, "Новая волна".