Диссоциация молекул воды. Диссоциация воды. Ионное произведение воды рН и рОН растворов. Водородный показатель – рН

Чистая вода, хоть и плохо (по сравнению с растворами электролитов), но может проводить электрический ток. Это вызвано способностью молекулы воды распадаться (диссоциировать) на два иона которые и являются проводниками электрического тока в чистой воде (ниже под диссоциацией подразумевается электролитическая диссоциация - распад на ионы):

H 2 O ↔ H + + OH -

Примерно на 556 000 000 не диссоциированных молекул воды диссоциирует только 1 молекула, однако это 60 000 000 000 диссоциированных молекул в 1мм 3 . Диссоциация обратима, то есть ионы H + и OH - могут снова образовать молекулу воды. В итоге наступает динамическое равновесие при котором количество распавшихся молекул равно количеству образовавшихся из H + и OH - ионов. Другими словами скорости обоих процессов будут равны. Для нашего случая, уравнение скорости химической реакции можно написать так:

υ 1 = κ 1 (для диссоциации воды)

υ 2 = κ 2 (для обратного процесса)

где υ - скорость реакции; κ - константа скорости реакции (зависящая от природы реагирующих веществ и температуры); , и - концентрации (моль/л).

В состоянии равновесия υ 1 = υ 2 , следовательно:

κ 1 = κ 2

Проведем нехитрые математические действия и получим:

κ 1 /κ 2 = /

κ 1 /κ 2 = K

K - константа равновесия, а в нашем случаи константа диссоциации, которая зависит от температуры и природы веществ, и не зависящая от концентраций (также как κ 1 и κ 2). K для воды 1,8 10 -16 при 25 °C (справочная величина).

Вследствие очень малого количества продиссоциированных молекул концентрацию можно принять равной общей концентрации воды, а общую концентрацию воды в разбавленных растворах как величину постоянную:

=1000(г/л)/18(г/моль)=55,6 моль/л.

Заменяя κ 1 /κ 2 на K и используя величину , определяем чему равно произведение концентраций и , которое называется - ионное произведение воды :

K = /55,6 моль/л
1,8 10 -16 55,6 моль/л =
10 -14 =

Так как, при определенной температуре, величины используемые в расчете ионного произведения воды (K , ) постоянны, значение ионного произведения воды так же постоянно. А поскольку при диссоциации молекулы воды образуется одинаковое количество ионов и , получается что для чистой воды концентрации и будут равны 10 -7 моль/л . Из постоянства ионного произведения воды следует, что если количество ионов H + становится больше, то количество ионов HO - становится меньше. Например, если к чистой воде добавить сильную кислоту HCl, она как сильный электролит вся продиссоциирует на H + и Cl - , в результате концентрация ионов H + резко увеличится, и это приведет к увеличению скорости процесса противоположного диссоциации, так как она зависит от концентраций ионов H + и OH - :

υ 2 = κ 2

В ходе ускорившегося процесса противоположного диссоциации, концентрация ионов HO - уменьшится до величины соответствующей новому равновесию, при котором их будет так мало, что скорости диссоциации воды и обратного процесса снова будут равны. Если концентрация получившегося раствора HCl равна 0,1моль/л, равновесная концентрация будет равна:

= 10 -14 /0,1 = 10 -13 моль/л

При добавлении сильного основания NaOH сдвиг будет в сторону уменьшения концентрации H + .

Конец работы -

Эта тема принадлежит разделу:

Электронные облака орбиталей с разными значениями l имеют разную конфигурацию, а с одинаковыми l похожую

Современная квантово механическая теория гласит что атом любого элемента имеет сложную структуру положительная часть атома положительный заряд.. квантовая теория подразумевает что энергия электрона может принимать только.. так при l s орбиталь для электрона с любым значением главного квантового числа n электронное облако ограничено..

Если Вам нужно дополнительный материал на эту тему, или Вы не нашли то, что искали, рекомендуем воспользоваться поиском по нашей базе работ:

Что будем делать с полученным материалом:

Если этот материал оказался полезным ля Вас, Вы можете сохранить его на свою страничку в социальных сетях:

Все темы данного раздела:

Строение атомов и принцип Паули
Принцип Паули помогает объяснить разнообразные физические явления. Следствием принципа является наличие электронных оболочек в структуре атома, из чего, в свою очередь, следует разнообразие химичес

Основные типы химической связи. Ковалентная связь. Основные положения метода валентных связей. Сигма- и Пи- ковалентные связи
атомы могут соединяться друг с другом с образованием как простых, так и сложных веществ. При этом образуются различного типа химические связи: ионная, ковалентная (неполярная и полярная), металл

Sp-гибридизация
Происходит при смешивании одной s- и одной p-орбиталей. Образуется две равноценные sp-атомные орбитали, расположенные линейно под углом 180 градусов и направленные в разные стороны от ядра атома уг

Геометрическая форма и полярность молекул
Гибридизация Геометрическая форма Угол между связями sp Линейная 180° sp

Ионная связь как предельный случай поляризации ковалентной связи. Электростатическое взаимодействие ионов
Ионная связь - очень прочная химическая связь, образующаяся между атомами с большой разностью (>1,5 по шкале Полинга) электроотрицательностей, при которой общая электронная пара

Химические свойства основных оксидов
1. Растворимые в воде основные оксиды вступают в реакцию с водой, образуя основания: Na2O + H2O → 2NaOH. 2. Взаимодействуют с кислотными оксидами, обра

Химические свойства кислотных оксидов
1. Взаимодействуют с водой, образуя кислоту: SO3 + H2O → H2SO4. Но не все кислотные оксиды непосредственно реагируют с водой (SiO

Химические свойства амфотерных оксидов
1. Взаимодействуют с кислотами, образуя соль и воду: ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2O. 2. Реагируют с твёрдыми щелочами (при сплавлении), образуя в результате

Основания. Химические свойства оснований. Амфотерные состояния,реакции их взаимодействия с кислотами и щелочами
Основание - это химическое соединение, способное образовывать ковалентную связь с протоном (основание Брёнстеда

Характерные реакции
Амфотерные оксиды реагируют с сильными кислотами, образуя соли этих кислот. Такие реакции являются проявлением основных свойств амфотерных оксидов, например: ZnO + H2SO4

Кислоты. Бескислородные и кислородные кислоты. Свойства кислот (серная,соляная,азотная)
Кислоты – это сложные вещества, молекулы которых состоят из атомов водорода, способных замещаться, и кислотных остатков. Кислотный остаток имеет отрицательный заряд.

Серная кислота
Се́рная кислота́ H2SO4 - сильная двухосновная кислота, отвечающая высшей степени окисления серы (+6). При обычных условиях концентрированная серная

Нитраты
Азотная кислота является сильной кислотой. Её соли - нитраты - получают действием HNO3 на металлы, оксиды, гидроксиды или карбонаты. Все нитраты хорошо растворимы в воде. Нитрат-ион в во

Гомогенный катализ
Примером гомогенного катализа является разложение пероксида водорода в присутствии ионов йода. Реакция протекает в две стадии: H2О2 + I → H2О + IO

Гетерогенный катализ
При гетерогенном катализе ускорение процесса обычно происходит на поверхности твердого тела - катализатора, поэтому активность катализатора зависит от величины и свойств его поверхности. На практик

Влияние концентрации на скорость химической реакции. Закон действующих масс
Чтобы вещества прореагировали, необходимо, чтобы их молекулы столкнулись. Вероятность столкновения двух людей на оживленной улице гораздо выше, чем на пустынной. Так и с молекулами. Очевидно, что в

Влияние температуры на скорость химической реакции. Энергия активации
Влияние температуры на количество столкновений молекул может быть показано с помощью модели. В первом приближении влияние температуры на скорость реакций определяется правилом Вант-Гоффа (сформулир

Реакции без участия и с участием электронов. Ионно-обменные и окислительно-восстановительные реакции
Валентные электроны определяют поведение химического элемента в химических реакциях. Чем меньше валентных электронов имеет элемент, тем легче он отдаёт эти электроны (проявляет свойства восстановит

Изображение реакций ионного обмена
Реакцию обмена в растворе принято изображать тремя уравнениями: молекулярным, полным ионным и сокращённым ионным. В ионном уравнении слабые электролиты, газы и малорастворимые вещества изображают м

Правила написания реакций ионного обмена
При написании ионных уравнений следует обязательно руководствоваться таблицей растворимости кислот, оснований и солей в воде, то есть обязательно проверять растворимость реагентов и продуктов

Окисление
Окисление - процесс отдачи электронов, с увеличением степени окисления. При окисле́нии вещества в результате отдачи электронов увеличивается его степень окисления. Ат

Восстановление
Восстановле́нием называется процесс присоединения электронов атомом вещества, при этом его степень окисления понижается. При восстановлении атомы или ионы присоединяю

Окислительно-восстановительная пара
Окислитель и его восстановленная форма, либо восстановитель и его окисленная форма составляет сопряжённую окислительно-восстановительную пару, а их взаимопревращения являются окислительно-во

Виды окислительно-восстановительных реакций
Межмолекулярные - реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах разных веществ, например: Н2S + Cl2 → S + 2HCl Внут

Окисление, восстановление
В окислительно-восстановительных реакциях электроны от одних атомов, молекул или ионов переходят к другим. Процесс отдачи электронов - окисление. При окислении степень окисления повышается:

Взаимодействие с простыми веществами
Взаимодействие с металлами: 2Na + Cl2 = 2NaCl, Fe + S = FeS, 6Li + N2 = 2Li3N, 2Ca + O2

Массовая доля
Массовая доля - отношение массы растворённого вещества к массе раствора. Массовая доля измеряется в долях единицы или в процентах:

Моляльность (молярная весовая концентрация, моляльная концентрация)
Моляльность - количество растворённого вещества (число моль) в 1000 г растворителя. Измеряется в молях на кг, также распространено выражение в «моляльности». Так, раствор с концентрацией 0,

Титр раствора
Основная статья: Титр раствора Титр раствора - масса растворённого вещества в 1 мл раствора.

Растворимость. Равновесие в гетерогенных системах. Произведение растворимости малорастворимых неорганических веществ
Раствори́мость - способность вещества образовывать с другими веществами однородные системы - растворы, в которых вещество находится в виде отдельных атомов, ионов, молекул или

Водные растворы электролитов. Сильные и слабые электролиты. Константа и степень диссоциации. Закон разбавления Оствальда
РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ, содержат в заметных концентрациях ионы-катионы и анионы, образующиеся в результате электролитической диссоциации мол

PH воды
Для удобства, концентрации и выражают в виде водородного показателя pH и гидроксильного показателя pOH

Диссоциация сильных электролитов. Активность ионов в растворах. Коэффициент активности. Представление об ионной силе растворов
Сильные электролиты - химические соединения, молекулы которых в разбавленных растворах практически полностью диссоциированы на ионы. Степень диссоциации таких электролитов близка к

Степень гидролиза
Под степенью гидролиза подразумевается отношение части соли, подвергающейся гидролизу, к общей концентрации её ионов в растворе. Обозначается α (или hгидр);

Электродный потенциал. Возникновение скачка потенциала на межфазной границе. Водородный электрод. Стандартный водородный электрод
Электро́дный потенциа́л - разность электрических потенциалов между электродом и находящимся с ним в контакте электролитом (чаще всего между металлом и раствором электроли

Электрохимическая коррозия металлов в различных средах
Контактная биметаллическая коррозия является разновидностью электрохимической коррозии, вызванной контактом металлов, имеющих разные электродные потенциалы в электролите. При этом коррозия метала с

Химическое взаимодействие металлов с растворами обычных кислот и кислот окислителей
Соляная кислота – это техническое название хлороводородной кислоты. Получают ее путем растворения в воде газообразного хлороводорода – HCl. Ввиду невысокой его растворимости в воде, концентрация со

Разбавленная серная кислота
В разбавленном водном растворе серной кислоты большинство ее молекул диссоциируют: H2SO4

Концентрированная серная кислота
В концентрированном растворе серной кислоты (выше 68%) большинство молекул находятся в недиссоциированном состоянии, поэтому функцию окислителя выполняет сера

Процесс электролиза. Катодные и анодные процессы. Порядок разряда частиц на аноде и катоде в зависимости от значения их электродного потенциала
Электро́лиз - физико-химический процесс, состоящий в выделении на электродах составных частей растворённых веществ или других веществ, являющихся результатом вторичных

Катодные реакции
Последняя реакция протекает свыделением водорода. При элек

Математический вид
Законы Фарадея можно записать в виде следующей формулы: где:

Конфигурацией атомов и ионов
Растворимость солей и гидроксидов катионов, лежащая в основе аналитической классификации, как и все другие свойства катионов, функционально связана с положением соответствующих элементов в периодич

Типы титрования
Различают прямое, обратное титрование и титрование заместителя. При прямом титровании к раствору определяемого вещества (аликвоте или навеске, титруемому веществу) д

Виды титриметрического анализа
Титриметрический анализ может быть основан на различных типах химических реакций: кислотно-основное титрование - реакции нейтрализации; окислительно-восстановительное титров

Эквивалентная молярная масса вещества
Молярная масса эквивалентов обычно обозначается как или

Число эквивалентности
Число эквивалентности z представляет собой небольшое положительное целое число, равное числу эквивалентов некоторого вещества, содержащихся в 1 моль этого вещества. Фактор эквивале

Особенности строения атома углерода. Неорганические соединения углерода (оксиды,карбонаты и гидрокарбонаты,карбиды) и их свойства
Углерод – основа органических, биоорганических соединений и многих полимеров. Большинство соединений углерода относятся к органическим веществам, но в этой работе мы уделим внимание, так н

Важной особенностью жидкой воды является ее способность к самопроизвольной диссоциации по реакции:

Н 2 О(ж) « Н + (водн) + ОН - (водн)

Этот процесс называется еще самоионизацией или автопротолизом. Образовавшиеся протоны Н + и анионы ОН - окружены определенным числом полярных молекул воды, т.е. гидратированы: Н + ×nH 2 O; OH - ×mH 2 O. Первичная гидратация может быть представлена рядом аквакомплексов: Н 3 О + ; Н 5 О 2 + ; Н 7 О 3 + ; Н 9 О 4 + , среди которых преобладают ионы Н 9 О 4 + (Н + ×4H 2 O). Время жизни всех этих ионов в воде очень мало, т.к. протоны постоянно мигрируют от одних молекул

воды к другим. Обычно в уравнениях для простоты используют только катион состава Н 3 О + (Н + ×H 2 O), называемый ионом гидроксония.

Процесс диссоциации воды с учетом гидратации протона и образования иона гидроксония может быть записан: 2Н 2 О « Н 3 О + + ОН -

Вода – слабый электролит, степень диссоциации которого

Поскольку à С равн (Н 2 О)» С исх (Н 2 О) или [Н 2 О] равн ≈ [Н 2 О] исх

– количество молей содержащееся в одном литре воды. С исх (Н 2 О) в разбавленном растворе остается постоянной. Это обстоятельство позволяет включить С равн (Н 2 О) в константу равновесия.

Таким образом, произведение двух постоянных величин дает новую постоянную, которую называют ионным произведением воды . При температуре 298 К .

¾- Постоянство ионного произведения воды означает, что в любом водном растворе: кислотном, нейтральном или щелочном – всегда имеются оба вида ионов (Н + и ОН -)

¾- В чистой воде концентрации водородных и гидроксильных ионов равны и при нормальных условиях составляют:

K w 1/2 = 10 -7 моль/л.

¾- При добавлении кислот концентрация [Н + ] увеличивается, т.е. равновесие смещается влево, а концентрация [ОН - ] уменьшается, однако К w остается равной 10 -14 .

В кислой среде > 10 -7 моль/л, а < 10 -7 моль/л

В щелочной среде < 10 -7 моль/л, а > 10 -7 моль/л

На практике для удобства используют водородный показатель (рН) и гидроксильный показатель (рОН) среды.

Это есть взятый с обратным знаком десятичный логарифм концентраций (активностей) соответственно ионов водорода или гидроксильных ионов в растворе: рН = - lg, рОН = - lg

В водных растворах рН + рОН = 14.

Таблица№14.

K w зависит от температуры (т.к. диссоциация воды – эндотермический процесс)

K w (25 o C) = 10 -14 Þ рН = 7

K w (50 o C) = 5,47×10 -14 Þ рН = 6,63

Измерение рН используется чрезвычайно широко. В биологии и медицине величина рН биологических жидкостей служит для определения патологий. Например, в норме рН сыворотки крови состовляет 7,4±0,05; слюны – 6,35..6,85; желудочного сока – 0,9..1,1; слез – 7,4±0,1. В сельском хозяйстве рН характеризует кислотность почв, экологическое состояние природных вод и т.д.

Кислотно-основными индикаторами называются химические соединения, изменяющие свою окраску в зависимости от рН среды, в которой они находятся. Вы, наверное, обращали внимание на то, как меняется цвет чая, если в него положить лимон – это пример действия кислотно-основного индикатора.

Индикаторы, как правило, представляют собой слабые органические кислоты или основания и могут существовать в растворах в виде двух таутомерных форм:

HInd « H + + Ind - , где HInd – кислотная форма (это форма, которая преобладает в кислых растворах); Ind – основная форма (преобладает в щелочных растворах).

Поведение индикатора подобно поведению слабого электролита в присутствии более сильного с одноименным ионом. Чем больше следовательно равновесие смещается в сторону существования кислотной формы HInd и наоборот (принцип Ле-Шателье).

Опыт показывает наглядно возможность использования некоторых индикаторов:

Таблица№15

Специальные приборы – рН-метры позволяют измерять рН с точностью до 0,01 в интервале от 0 до 14. Определение основано на измерении ЭДС гальванического элемента, один из электродов которого является, например, стеклянным.

Наиболее точно концентрацию водородных ионов можно определить методом кислотно-основного титрования. Титрование – это процесс постепенного добавления небольшими порциями раствора известной концентрации (титранта) к титрируемому раствору, концентрацию которого хотим определить.

Буферные растворы – это системы, рН которых относительно мало изменяется при разбавлении или добавлении к ним небольших количеств кислот или щелочей. Чаще всего они представляют собой растворы, содержащие:

a) а)Слабую кислоту и ее соль(СН 3 СООН + СН 3 СООNa) – ацетатный буфер

в)Слабое основание и его соль(NH 4 OH + NH 4 Cl) – аммиачно-аммонийный буфер

с)Две кислые соли с разными K д (Na 2 HPO 4 + NaH 2 PO 4) – фосфатный буфер

Регулирующий механизм буферных растворов рассмотрим на примере ацетатного буферного раствора.

CH 3 COOH « CH 3 COO - + H + ,

CH 3 COONa « CH 3 COO - + Na +

1. 1)если добавить небольшое количество щелочи к буферной смеси:

CH 3 COOH + NaOH « CH 3 COONa + H 2 O,

NaOH нейтрализуется уксусной кислотой с образованием более слабого электролита H 2 O. Избыток натрия ацетата смещает равновесие в сторону образовавшейся кислоты.

2. 2)если добавить небольшое количество кислоты:

CH 3 COONa + HCl « CH 3 COOH + NaCl

Катионы водорода Н + связывают ионы CH3COO -

Найдем концентрацию ионов водорода в буферном ацетатном растворе:

Равновесная концентрация уксусной кислоты рана C исх,к (т.к. слабый электролит), а [СH 3 COO -- ] = C соли (т.к. соль является сильным электролитом), то . Уравнение Гендерсона-Хассельбаха:

Таким образом, рН буферных систем определяется соотношением концентраций соли и кислоты. При разбавлении это соотношение не меняется и рН буфера не меняется при разбавлении, это отличает буферные системы от раствора чистого электролита, для которого справедлив закон разведения Оствальда.

Существует две характеристики буферных систем:

1.Буферная сила . Абсолютная величина буферной силы зависит от

общей концентрации компонентов буферной системы, т.е. чем больше концентрация буферной системы, тем больше требуется щелочи (кислоты) для одного и того же изменения рН.

2.Буферная емкость (В). Буферная емкость – это предел, в котором проявляется буферное действие. Буферная смесь поддерживает рН постоянным только при условии, что количество прибавляемых к раствору сильной кислоты или основания не превышает определенной предельной величины – В. Буферная емкость определяется числом г/экв сильной кислоты (основания), которое необходимо прибавить к одному литру буферной смеси, чтобы изменить значение рН на единицу, т.е. . Вывод: Свойства буферных систем:

1. 1. мало зависит от разбавления.

2. 2.Прибавление сильных кислот (оснований) мало изменяет в пределах буферной емкости В.

3. 3.Буферная емкость зависит от буферной силы (от концентрации компонентов).

4. 4.Максимальное действие проявляет буфер в случае, когда кислота и соль присутствуют в растворе в эквивалентных количествах:

С соли = С к-ты; = К д,к; рН = рК д,к (рН определяется значением К д).

Гидролиз – это химическое взаимодействие воды с солями . Гидролиз солей сводиться к процессу передачи протонов. В результате его протекания появляется некоторый избыток водородных или гидроксильных ионов, сообщающих раствору кислотные или щелочные свойства. Таким образом, гидролиз обратен процессу нейтрализации.

Гидролиз солей включает 2 стадии:

а)Электролитическая диссоциация соли с образованием гидратированных ионов:. KCl à K + + Cl - K + + xH 2 O à K + × xH 2 O (связь донорно-акцепторная, донор – атом О, имеющий 2 неподеленные электронные пары,

акцептор – катионы с вакантными орбиталями)

Cl - + yH 2 O « Cl - ×yH 2 O (водородная связь)

в) Гидролиз по аниону. Cl - + HOH à HCl + OH -

с) Гидролиз по катиону. K + + HOH à KOH +

Гидролизу подвергаются все соли, образованные с участием слабых

электролитов:

1.Соль, образованная анионом слабых кислот и катионом сильных оснований

CH 3 COONa + HOH « CH 3 COOH + NaOH

CH 3 COO - + НОН « CH 3 COOН + OH - , рН > 7

Анионы слабых кислот выполняют функцию оснований по отношению к воде – донору протонов, что приводит к увеличению концентрации ОН - , т.е. подщелачиванию среды.

Глубина протекания гидролиза определяется: степенью гидролиза a г:

– концентрация соли, подвергшейся гидролизу

– концентрация исходной соли

a г невелика, например, для 0,1 моля раствора CH 3 COONa при 298 К она равна 10 -4 .

При гидролизе в системе устанавливается равновесие, характеризующееся К р

Следовательно, чем меньше константа диссоциации, тем больше константа гидролиза. Степень гидролиза с константой гидролиза связана уравнением:

С увеличением разбавления, т.е. уменьшением С 0 , степень гидролиза увеличивается.

2. 2.Соль, образованная катионом слабых оснований и анионом сильных кислот

NH 4 Cl + HOH ↔ NH 4 OH +

NH 4 + + HOH ↔ NH 4 OH + H + , pH < 7

Протолитическое равновесие смещено влево, катион слабого основания NH 4 + выполняет функцию кислоты по отношению к воде, что приводит к подкислению среды. Константа гидролиза определяется по уравнению:

Равновесная концентрация ионов водорода может быть вычислена: [Н + ] равн = a г × С 0 (исходная концентрация соли), где

Кислотность среды зависит от исходной концентрации солей подобного вида.

3. 3.Соль, образованная анионом слабых кислот и катионом слабых оснований. Гидролизуется и по катиону и по аниону

NH 4 CN + HOH à NH 4 OH + HCN

Для определения рН среды раствора сравнивают К Д,к и К Д,осн

К Д,к > К Д,осн à среда слабо кислая

К Д,к < К Д,осн à среда слабо щелочная

К Д,к = К Д,осн à среда нейтральная

Следовательно, степень гидролиза этого вида солей не зависит от их концентрации в растворе.

т.к. и [ОН - ] определяются К Д,к и К Д,осн, то

рН раствора также не зависит от концентраций соли в растворе.

Соли, образованные многозарядным анионом и однозарядным катионом (сульфиды, карбонаты, фосфаты аммония) практически полностью гидролизуются по первой ступени, т.е. находятся в растворе в виде смеси слабого основания NH 4 OH и его соли NH 4 HS, т.е. в виде аммонийного буфера.

Для солей, образованных многозарядным катионом и однозарядным анионом (ацетаты, формиаты Al, Mg, Fe, Cu) гидролиз усиливается при нагревании и приводит к образованию основных солей.

Гидролиз нитратов, гипохлоритов, гипобромитов Al, Mg, Fe, Cu протекает полностью и необратимо, т.е. соли не выделены из растворов.

Соли: ZnS, AlPO 4 , FeCO 3 и др. в воде малорастворимы, тем не менее часть их ионов принимает участие в процессе гидролиза, это приводит к некоторому возрастанию их растворимости.

Сульфиды хрома и алюминия гидролизуются полностью и необратимо с образованием соответствующих гидроксидов.

4. 4.Соли, образованные анионом сильных кислот и сильных оснований гидролизу не подвергаются .

Чаще всего гидролиз ‑ вредное явление, вызывающее различные осложнения. Так при синтезе неорганических веществ из водных растворов в получаемом веществе появляются примеси – продукты его гидролиза. Некоторые соединения из-за необратимо протекающего гидролиза вообще не удается синтезировать.

·-если гидролиз протекает по аниону, то в раствор добавляют избыток щелочи

·-если гидролиз протекает по катиону, то в раствор добавляют избыток кислоты

Итак, первая качественная теория растворов электролитов была высказана Аррениусом (1883 – 1887 г.). По этой теории:

1. 1.Молекулы электролита диссоциируют на противоположные ионы

2. 2.Между процессами диссоциации и рекомбинации устанавливается динамическое равновесие, которое характеризуется К Д. Это равновесие подчиняется закону действия масс. Долю распавшихся молекул характеризует степень диссоциации a. К Д и a связывает закон Оствальда.

3. 3.Раствор электролита (по Аррениусу) – это смесь молекул электролита, его ионов и молекул растворителя, между которыми отсутствует взаимодействие.

Вывод: теория Аррениуса позволила объяснить многие свойства растворов слабых электролитов при небольшой концентрации.

Однако, теория Аррениуса носила только физический характер, т.е. не рассматривала вопросы:

· По какой причине вещества в растворах распадаются на ионы?

· Что происходит с ионами в растворах?

Дальнейшее развитие теория Аррениуса получила в работах Оствальда, Писаржевского, Каблукова, Нернста и т.д. Например, на важное значение гидратации впервые указал Каблуков (1891), положив начало развитию теории электролитов в направлении, которое указывал Менделеев (т.е. ему впервые удалось объединить сольватную теорию Менделеева с физической теорией Аррениуса). Сольватация – это процесс взаимодействия электролита

молекулами растворителя с образованием комплексных соединений сольватов. Если растворителем является вода, следовательно, процесс взаимодействия электролита с молекулами воды называется гидратацией, а аквакомплексы – кристаллогидратами.

Рассмотрим пример диссоциации электролитов, находящихся в кристаллическом состоянии. Этот процесс возможно представить в две стадии:

1. 1.разрушение кристаллической решетки вещества DН 0 кр > 0, процесс образования молекул (эндотермический)

2. 2.образование сольватированных молекул, DН 0 сольв < 0, процесс экзотермический

Результирующая теплота растворения равна сумме теплот двух стадий DН 0 раств = DН 0 кр + DН 0 сольв и может быть как отрицательной, так и положительной. Например, энергия кристаллической решетки KCl = 170 ккал/моль.

Теплота гидратации ионов К + = 81 ккал/моль, Cl - = 84 ккал/моль, а результирующая энергия равна 165 ккал/моль.

Теплота гидратации частично покрывает энергию необходимую для выделения ионов из кристалла. Оставшиеся 170 - 165 = 5 ккал/моль могут быть покрыты за счет энергии теплового движения, и растворение сопровождается поглощением теплоты из окружающей среды. Гидраты или сольваты облегчают эндотермический процесс диссоциации, затрудняя рекомбинацию.

А вот ситуация, когда присутствует только одна из двух названных стадий:

1.растворение газов – нет первой стадии разрушения кристаллической решетки, остается экзотермическая сольватация, следовательно растворение газов, как правило, экзотермично.

2.при растворении кристаллогидратов отсутствует стадия сольватации, остается лишь эндотермическое разрушение кристаллической решетки. Например, раствор кристаллогидрата: CuSO 4 × 5H 2 O (т) à CuSO 4 × 5H 2 O (р)

DН раств = DН кр = + 11,7 кДж/моль

Раствор безводной соли: CuSO 4 (т) à CuSO 4 (р) à CuSO 4 × 5H 2 O (р)

DН раств =DН сольв + DН кр = - 78,2 + 11,7 = - 66,5 кДж/моль

Очень плохо проводит электрический ток, но все же обладает некоторой измеримой электропроводностью, которая объясняется небольшой диссоциацией воды на водородныеи гидроксильные ионы:

H2O ⇄ H + OH’

По величине электропроводности чистой воды можно вычислить концентрацию ионов водорода и ионов гидроксила в воде. Она оказывается равной 10 -7 г -ион /л.

Применяя к диссоциации воды закон действия масс, можно написать:

Перепишем это уравнение следующим образом:

[ОН’] = [Н 2 O] K

Так как воды очень мала, концентрацию недиссоциированных молекул Н 2 О не только в воде, но и во всяком разбавленном водном растворе можно считать величиной постоянной. Поэтому, заменив [Н 2 O] K новой константой КН 2 О, будем иметь:

[Н] [ОН’] = К H2O

Полученное уравнение показывает, что для воды и разбавленных водных растворов при неизменной температуре произведение концентраций водородных и гидроксильных ионов есть величина постоянная. Эта постоянная величина называется ионным произведением воды. Численное значение ее нетрудно получить, подставив в последнее уравнение концентрации водородных и гидроксильных ионов

К H2O = 10 -7 10 -7 = 10 -14

Растворы, в которых концентрация водородных и концентрация гидроксильных ионов одинаковы и равны каждая 10 —7 г-ион/л, называются нейтральными растворами. В кислых растворах больше концентрация водородных ионов, в щелочных - концентрация гидроксильных ионов. Но какова бы ни была реакция раствора, произведение концентраций H и ОН’-ионов должно оставаться постоянным.

Если, например, к чистой воде прибавить столько кислоты, чтобы концентрация водородных ионов повысилась до 10 -3 , концентрация гидроксильных ионов должна будет понизиться так, чтобы произведение [Н ] [ОН’] осталось равным 10 -14 . Следовательно, в этом растворе концентрация гидроксильных ионов будет:

10 -14: 10 -3 = 10 -11

Наоборот, если прибавить к воде щелочи и тем повысить концентрацию гидроксильных ионов, например, до 10 -5 , концентрация водородных ионов станет равна:

10 -14: 10 -5 = 10 -9

Вы читаете, статья на тему Диссоциация воды

Вода - слабый амфотерный электролит.

Уравнение ионизации воды с учетом гидратации ионов водорода Н + таково:

Без учета гидратации ионов Н + уравнение диссоциации воды имеет вид:

Как видно из второго уравнения, концентрации ионов водорода Н + и гидроксид-ионов ОН — в воде одинаковы. При 25 о С [Н + ] = [ОН — ] = 10 -7 моль/л.

Произведение концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов называется ионным произведением воды (K H 2 O).

K H 2 O = ∙

K H 2 O - величина постоянная, и при температуре 25 о С

K H 2 O = 10 -7 ∙10 -7 = 10 -14

В разбавленных водных растворах электролитов, как и в воде, произведение концентраций ионов водорода Н + и гидроксид-ионов ОН — - величина постоянная при данной температуре. Ионное произведение воды дает возможность для любого водного раствора вычислить концентрацию гидроксид-ионов ОН — , если известна концентрация ионов водорода Н + , и наоборот.

Среду любого водного раствора можно охарактеризовать концентрацией ионов водорода Н + или гидроксид-ионов ОН — .

В водных растворах различают три типа сред: нейтральную, щелочную и кислую.

Нейтральная среда - это среда, в которой концентрация ионов водорода равна концентрации гидроксид-ионов:

[Н + ] = = 10 -7 моль/л

Кислая среда - это среда, в которой концентрация ионов водорода больше концентрации гидроксид-ионов:

[Н + ] > [ОН — ], > 10 -7 моль/л

Щелочная среда - это среда, в которой концентрация ионов водорода меньше концентрации гидроксид-ионов:

< , < 10 -7 моль/л

Для характеристики сред растворов удобно использовать так называемый водородный показатель рН (пэ-аш).

Водородным показателем рН называется отрицательный десятичный логарифм концентрации ионов водорода: рН = -lg.

Например, если = 10 -3 моль/л, то pН = 3, среда раствора - кислая; если [Н + ] = 10 -12 моль/л, то pН = 12, среда раствора - щелочная:

Чем рН меньше 7, тем больше кислотность раствора. Чем рН больше 7, тем больше щелочность раствора.

Зависимость между концентрацией ионов Н + , величиной рН и средой раствора показана на следующей схеме:

Существуют различные методы измерения рН. Качественно характер среды водных растворов электролитов определяют с помощью индикаторов.

Индикаторами называются вещества, которые обратимо изменяют свой цвет в зависимости от среды растворов, т. е. рН раствора.

На практике применяют индикаторы лакмус, метиловый оранжевый (метилоранж) и фенолфталеин . Они изменяют свою окраску в малом интервале рН: лакмус - в интервале рН от 5,0 до 8,0; метилоранж - от 3,1 до 4,4 и фенолфталеин - от 8,2 до 10,0.

Изменение цвета индикаторов показано на схеме:

Заштрихованные области показывают интервал изменения окраски индикатора.

Кроме указанных выше индикаторов, применяют также универсальный индикатор, который можно использовать для приблизительного определения рН в широком интервале от 0 до 14.

Величина рН имеет большое значение в химических и биологических процессах, так как в зависимости от характера среды эти процессы могут протекать с разными скоростями и в разных направлениях.

Поэтому определение рН растворов очень важно в медицине, науке, технике, сельском хозяйстве. Изменение рН крови или желудочного сока является диагностическим тестом в медицине. Отклонения рН от нормальных, величин даже на 0,01 единицы свидетельствуют о патологических процессах в организме. Постоянство концентраций ионов водорода Н + является одной из важных констант внутренней среды живых организмов.

Так, при нормальной кислотности желудочный сок имеет рН 1,7; рН крови человека равен 7,4; слюны - 6,9. Каждый фермент функционирует при определенном значении рН: каталаза крови при рН 7 пепсин желудочного сока - при рН 1,5-2; и т. д.

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+ ] 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. Гидролиз солей - это химическое взаимодействие ионов соли с ионами воды, приводящее к образованию слабого электролита. 1). Гидролиз не возможенСоль, образованная сильным основанием и сильной кислотой (KBr , NaCl , NaNO3 ), гидролизу подвергаться не будет, так как в этом случае слабый электролит не образуется.рН таких растворов = 7. Реакция среды остается нейтральной. 2). Гидролиз по катиону (в реакцию с водой вступает только катион). В соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой

(FeCl2 , NH4Cl , Al2(SO4)3 ,MgSO4 )

гидролизу подвергается катион:

FeCl2 + HOH <=>Fe(OH)Cl + HCl Fe2+ + 2Cl- + H+ + OH- <=> FeOH+ + 2Cl- + Н+

В результате гидролиза образуется слабый электролит, ион H+ и другие ионы. рН раствора < 7 (раствор приобретает кислую реакцию). 3). Гидролиз по аниону (в реакцию с водой вступает только анион). Соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой

(КClO , K2SiO3 , Na2CO3 ,CH3COONa )

подвергается гидролизу по аниону, в результате чего образуется слабый электролит, гидроксид-ион ОН- и другие ионы.

K2SiO3 + НОH <=>KHSiO3 + KОН 2K+ +SiO32- + Н+ + ОH-<=> НSiO3- + 2K+ + ОН-

рН таких растворов > 7 (раствор приобретает щелочную реакцию).4). Совместный гидролиз (в реакцию с водой вступает и катион и анион). Соль, образованная слабым основанием и слабой кислотой

(СН 3СООNН 4 , (NН 4)2СО 3 , Al2S3 ),

гидролизуется и по катиону, и по аниону. В результате образуются малодиссоциирующие основание и кислота. рН растворов таких солей зависит от относительной силы кислоты и основания. Мерой силы кислоты и основания является константа диссоциации соответствующего реактива. Реакция среды этих растворов может быть нейтральной, слабокислой или слабощелочной:

Al2S3 + 6H2O =>2Al(OH)3v+ 3H2S^

Гидролиз - процесс обратимый. Гидролиз протекает необратимо, если в результате реакции образуется нерастворимое основание и (или) летучая кислота