Общая и Неорганическая химия с примерами решения задач - Михаил Бармин

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),