Михаил Бармин - Общая и Неорганическая химия с примерами решения задач
PbJ2 <=====> Pb2+ + 2J-ПрPbJ2 = [Pb+2] • [J-]2
Ионное произведение воды. Водородный показатель
Вода, как слабый электролит диссоциирует по следующему уравнению:
H2O <=====> H+ + OH-[H+] • [OH-]
Kp = [H2O] → Kр[H2O] = [H+] • [OH-] = KB
K B – ионное произведение воды (при постоянной температуре – постоянная), при t = 25°C (н.у.) Кв = 10-14
С повышением температуры происходит увеличение КB. Значение К B используется для определения концентрации ио-нов H+ или OH– в растворе.
[H+] = KB [OH-]= KB [OH-] [H+]
Для нейтрального раствора концентрация [H+] = [OH-] =
= 10-7 г-ион/л. Для кислых растворов концентрация [H+] > > 10– 7 г-ион/л (10-6, 10-5, 10-4, …). Для щелочных растворов концентрация [H+] < 10-7 г-ион/л (10-8, 10-9, 10-10, …).
Пример. Концентрация [H+] = 10-4 г-ион/л, то [OH-] = (10-14) / 10– 4 = 10-10 г-ион/л.
Однако, для проведения расчетов на практике пользуются более удобной шкалой, так называемым водородным показателем (рН). рН представляет собой отрицательный логарифм концентрации Н+
рН = -Lg [H+]: для нейтральной среды – рН = 7; для кислой среды – рН < 7; щелочной среды – рН > 7
В расчетах используется следующее уравнение: рН+рОН = =14. Для измерения кислотности или основности среды используют индикаторы, изменяющие свой цвет в зависимости от значений кислотности.
Молекулярные и ионные уравнения реакции
В соответствии с теорией э.д. в растворах электролитов реакции идут между ионами с высокими скоростями. В сторону образования ↑, ↓ и малодиссоциирующих соединений. При написании уравнений используется следующая форма: сна-чала записывается в молекулярной форме с указанием летучих и труднорастворимых соединений, затем записывается в
молекулярно-ионной форме (в молекулярной форме записываются соединения трудно растворимые, легко летучие, малодиссоциирующие), затем ионы не участвующие в реакции сокращаются.
Водные растворы солей в зависимости от природы образую
щих их кислот и оснований могут быть кислыми (NH4Cl) щелочными (NaNO2) и нейтральными(NH4NO2,NaCl)
Кислотность или основность водных растворов солей объясняется протеканием в них реакции гидролиза. В широком смысле ГИДРОЛИЗ – ЭТО ЛЮБОЕ ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ ВЕ
ЩЕСТВ С ВОДОЙ.
Более конкретно гидролиз можно определить как реакцию соли с водой, приводящую к образованию кислоты и основания. Таким образом, гидролиз – это процесс, обратный ней-трализации (реакции между кислотой и основанием с выделе-нием воды) .
Константа гидролиза записывается выражением, обратным выражению константы равновесия нейтрализации. Характер протекания гидролиза, т.е. природа продуктов реакции и реакции получающегося раствора, зависят от сочетания силы кислоты и силы основания, образующих соль, поэтому возможны три варианта гидролиза солей.
1. Соль образована слабой кислотой и сильным основанием
(NaCH3COO, Na2CO 3, NaCN, Na2SO3). Рассмотрим гидролиз солей образованных одно-, двух– и трехосновных кислотами и однокислотным основанием.
Соль (ацетат натрия) в воде находится в состоянии полной диссоциации
NaCH3COO Na+ + CH3COO– (1)
С водой возможна реакция лишь того иона, который с од-
ним из ионов воды, Н+ или ОН– , дает слабый электролит, т.е.
СНзСОО– + H+OH– <======> CH3COOН + OH-, (2)
где CH3COOH – слабый электролит (Кдисс = 1,86-10-5). Это сокращенная ионная запись процесса гидролиза. Полная (молекулярная) запись процесса:
NaCH3COO + HOH
CH3COOH + NaOH
(3)
Ионы Na+ в процессе не участвуют, т.к. образовавшийся бы
NaOH – сильный электролит
в воде диссоциирован полно-
стью. Образующиеся (2) гидроксид ионы обусловливают щелочную среду раствора (рН > 7).
Концентрация воды в достаточно разбавленном растворе
практически не изменяется, поэтому константа гидролиза (Кг)
по уравнению (2) записывается:
КГ =
[CH3COOH] • [OH-]
;
[CH3COO-]
Умножив числитель и знаменатель на [Н+] получим:
[CH
COOH] • [OH-][Н+]
K
B
1 • 10-14
К
Г
=
3
=
=
= 5,38 • 10-10
[CH COO-] [Н+]
K
КИСЛ
1,86 • 10-5
3
Отсюда вывод: ЧЕМ МЕНЬШЕ КОНСТАНТА ДИССОЦИ
АЦИ И (Ккисл), ТЕМ БОЛЬШЕ КГ , СИЛЬНЕЕ ПОЛОЖЕНИЯ
РАВНОВЕСИЯ (2) СДВИНУТО ВПРАВО И ПОТОМУ ИОНОВ
ОН– , А ЗНАЧИТ ВЫШЕ ЩЕЛОЧНОСТЬ РАСТВОРА И БОЛЬ-ШЕ ЗНАЧЕНИЕ рН.
Приведем пример гидролиза соли, полученной с двухоснов
ной слабой кислотой К2
СО3:
K2CO3 + HOH
KHCO3 + KOH
(4)
Это полное уравнение гидролиза по 1-й ступени.
KHCO3 + HOH < ==== > H2CO3 + KOH
(5)
(5) – полное уравнение гидролиза по П-й ступени.
Следует подчеркнуть, что равновесие в реакции 4 сильно сдвинуто вправо поэтому гидролиз преимущественно протекает по первой ступени.
Приведем также пример гидролиза соли образованной сильным основанием и трехосновной слабой кислотой (1 – ступень)
Na3PO4 + HOH < === > NaOH + Na2HPO4
( 6)
2. Рассмотрим второй случай гидролиза, когда соль образована сильной кислотой и слабым основанием (NH4Cl). Хлорид аммония находится в водном растворе в состоянии полной
диссоциации:
NH4Cl
NH4
+ + Cl~
(7)
Гидролиз иона Cl~ невозможен, так как он привел бы к обра
зованию сильной кислоты НС1. При гидролизе иона NH4
+ по
лучается слабый электролит – гидроксид аммония (NH4OH):
NH4
+ + HOH <====> NH4OH + H+
(8)
Ионы водорода обусловливают кислую реакцию раствора.
KГ из уравнения (8):
[NH4OH] • [H+]
КГ =
(9)
NH4
+]
Умножив числитель и знаменатель на [OH-], получим
КГ =
[NH4OH] • [H+] [OH-]
=
KB
,
[NH +] [OH-]
K
ОСН
4
(10)
где КОСН – константа диссоциации слабого основания.
Из (10) следует, что чем меньше КОСН, тем выше КГ, тем боль-
ше уравнение 8 сдвинуто вправо, а значит больше концентрация
Н+ и меньше значение рН.
Приведем пример гидролиза, когда основание двухкислотное
ZnCl2 + HOH <====> ZnOHCl + HCl
(11)
и вторая ступень
ZnOHCl + HOH <===> Zn(OH)2 + HСl
(12)
3. Далее рассмотрим 3-й случай гидролиза, когда соль образована слабым основанием и слабой кислотой. Нитрит аммо
ния диссоциирует по уравнению (13):
NH4NO2
NH4+ + NO2–
(13)
Оба иона образуют с водой слабые электролиты NH4OH и
HNO2:
(14)
NH4NO2 + HOH <===> NH4OH + HNO2
Константы диссоциации NH4OH и HNO2 близки, концентрации ионов ОН– и Н + также почти равны, поэтому раствор почти нейтральный рН ≡ 7
В общем случае в этом варианте гидролиза может получиться нейтральный, кислый или щелочной раствор в зависимости от того , гидролиз какого солеобразующего иона преобладает.
КГ из (14):
КГ =
[NH4OH] • [HNO2]
(14)
[NH4+] • [NO2]
Умножив числитель и знаменатель на [H+] • [OH-], получим
Kr =
[NH4OH] • [HNO2] • [H] • [OH]
=
KB
(15)
[NH4] • [NO2] • [H] • [OH]
KкислКосн
Из (15) следует, что если кислота сильнее основания (Ккисл > Косн) среда будет слабокислой, если основание сильнее сла-
бощелочной. Соли, образованные сильной кислотой и силь-
ным основанием не подвергаются гидролизу (NaCl, K2SO4), т.к.
диссоциированы полностью и не могут образовать слабого электролита. рН немного отличается от 7 из-за влияния ион-ной силы раствора на диссоциацию воды. Гидролиз, сопровождающийся уходом продуктов реакции из зоны реакции или образованием осадка, условно называют необратимым:
AL2(CO3)3 + 6HOH → 2AL(OH)3↓ + 3H2CO3
3H2O 3CO2↑
2AL3+ + 3CO2
3– + 3H2O
2AL(OH)3↓ + 3CO2 ↑
Девиз: «КТО-ТО ТЕРЯЕТ (ВОССТАНОВИТЕЛЬ),
