Реакции в растворах электролитов.Гидролиз солей. Жесткость воды.

1.электрическая диссоциация-это обратимый процесс распада молекул электролита на противоположно заряженные ионы, под влиянием полярных молекул воды (растворителя) или под действием высоких температур.

Механизм электролитической диссоциации NaCl при растворении поваренной соли в воде состоит в последовательном отщеплении ионов натрия и хлора полярными молекулами воды.

Рис. 2.

Механизм растворения хлорида натрия в воде:

а – ориентация молекул воды на поверхности кристалла NaCl и отрыв иона Na+;

б – гидратация (окружение молекулами воды) ионов Na+ и Сl–

Р ис. 3.

Диссоциация молекул HCl

на ионы в водном растворе

количественная характеристика процесса диссоциации является степень диссоциации

(α=n/N *100%) она представляет собой отношение n- количество молекул распавшихся на ионы к общему числу растворенных молекул N в процентах.

Α зависит от:

1) природы растворенного вещества(ионные в >й степени, чем ковалентные полярные)

2) от зарядов ионов NaCl=(обратим.) Na⁺+Cl^- α=90%

3) от t^o

4) от концентрации (чем выше конц-ия, тем ниже α )

Диссоциация различных классов соединений

Кислоты(с точки зрения электролитической диссоциации)-это электролиты при диссоциации которых в качестве катионов образуются только катионы водорода.

HCl=(обратим.)H⁺+Cl^-

H₃PO₄=(обратим.)H⁺+H₂PO₄ H₂PO₄=(обратим.)H⁺+HPO₄^2-

Одноосновные в 1 ступень, многоосновные в несколько.

Основания- это электролиты при диссоциации которых в качестве анионов образуются только анионы гидроксо группы

Одноосновные в одну, многоосновные в несколько.

KOH=(обратим.)K⁺+OH^-

Ca(OH)2=(обратим.) (CaOH)⁺+OH^-

CaOH⁺=(обратим.)Ca²⁺+OH^-

α₁>α ₂

соли- растворимые соли считаются сильными электролитами, нерастворимые-слыбыми.

Средние соли диссоциируют в 1ну ступень

AL₂(SO₄)₃=(обратим.) 2AL³⁺+3SO₄^2-

Кислые соли диссоциируют ступенчато

NaHCO₃ =(обратим.) Na⁺+HCO₃

HCO₃ =(обратим.) H⁺+ CO₃^2-

α₁>α ₂

Основные соли слабые электролины.

CuOHNO=(обратим.)CuOH⁺+NO₃^-

CuOH⁺=(обратим.)Cu²⁺+OH^-

Комплекстыные соли диссоциируют на ионы внешней и внутренней сферы

Na₂[Zn(OH)₄] =(обратим.)2Na⁺+[Zn(OH)₄]^2-

AB=(обратим.)A⁺+B^-

Kp=[A⁺]*[ B^-]/[AB]

Kp – не зависит от концетрации,зависит от природы вещества и t^o

2. 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+ ]

Водородный показатель можно приблизительно оценивать с помощью индикаторов, точно измерять pH-метром или определять аналитически путём, проведением кислотно-основного титрования.

Индикаторы - это специальные реактивы, которые изменяют свою окраску в зависимости от кислотности среды.

Индикаторы -слабые органические кислоты или слабые органические основания.

Наиб. Распрост. – лакмус, метилорандж, фенолфтолеин.

Лакмус-это слаб. орг. кис-та

В кислоте красная(равновесие смещается в сторону обратной реакции), в щелочи синяя(по принципу ла-шателье в сторону прямой), в нейтральной среде-фиолетовая.

3.Гидролиз-это обратимый процесс взаимодействия ионов соли с составными частями молекул воды с образованием слабого электролита и с изменением Ph среды.

Движущая сила гидролиза- образование слабого электролита.

4.Правило написания ур-ия гидролиза:

1Написать диссоциацию соли

2Определить каким электролитов по силе была образована данная соль и опр. Ион слабого электролита

3написать реакцию иона слабого электролина с 1й молекулой воды

4определить реакцию среды

PH<7 кислая

5написать молекулярное ур-ие гидролиза(для этого к ионам кратного ур-ия нужно добавить тот ион, который в гидролизе не участвовал)

5. потому что большинство реакций гидролиза останавливается на первой стадии; во многих реакциях не наблюдается признаков необратимости реакции; Полный и необратимый гидролиз солей. Некоторые соли, образованные слабыми летучими кислотами и многокислотными гидроксидами не могут находиться в виде водных растворов из-за полного необратимого взаимодействия с водой, сопровождающегося одновременным выделением газа и выпадением осадка.

6. Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой (NaCl, KCl, Ba(NO₃)₂, Na₂SO₄ и др.), гидролизу в растворе не подвергаются, т.к. не образуется слабодиссоциированных соединений (катионы сильных оснований и анионы сильных кислот не могут связывать ионы воды). Реакция растворов этих солей остается практически нейтральной, рН = 7.

Гидролизу подвергаются соли, образованные: а) сильным основанием и слабой кислотой; б) сильной кислотой и слабым основанием; в) слабым основанием и слабой кислотой.

7.

Полный и необратимый гидролиз солей. Некоторые соли, образованные слабыми летучими кислотами и многокислотными гидроксидами не могут находиться в виде водных растворов из-за полного необратимого взаимодействия с водой, сопровождающегося одновременным выделением газа и выпадением осадка.

8. 4 типа солей по способности гидролизоваться:

1. образованный сильным основанием и сильной кислотой, гидролизу не подвергается , так как в растворе нет иона слабого электролита. Реакция среды не меняется.

NaCl + Н₂О NаОН + HCl

Na ⁺+ Cl ^-+ Н₂О Na ⁺+ ОН ^–+H ⁺+Cl ^-

2. сильным основанием, но слабой кислотой: K₂SO₃, Na₂CO₃, CH₃COONa

Гидролиз по аниону. PH>7 щелочная

СН₃СООNа + Н₂О СН₃СООН +NaОН

СН₃СОО ^- + Н₂О СН₃СООН + ОН ^–

3. слабым основанием, но сильной кислотой.

CuCl₂,Mg(NO₃)₂, ZnSO₄

Гидролиз по катиону

PH<7 кислотная среда

NН₄Сl+ H₂O NН₄OH + HCl

В результате связывания катионов соли с водой протекает гидролиз по катиону, в ионном виде этот процесс можно записать так:

NН₄⁺ + Н₂О NН₄OH + H ⁺+Cl ^-

При растворении солей многокислотных оснований гидролиз протекает ступенчато, например гидролиз хлорида железа (II):

FeCl₂ + H₂O Fe(OH)Cl + HCl

Fe²⁺ + H₂O Fe(OH)⁺ + H⁺

По второй ступени гидролиз проходит следующим образом:

Fе(ОН) Cl + Н₂О =Fе(ОН)₂↓ + HCl

Fе(ОН)⁺ + Н₂О =Fе(ОН)₂↓ + Н⁺

4. слабым основанием и слабой кислотой

NH₄H₄F, CH3COONH₄

Гидролиз по катиону и аниону.

PH=7 среда нейтральная.

СН₃СООNН₄ + Н₂О СН₃СООН + NН₄ОН

или в ионном виде:

СН₃СОO ^- + NН₄⁺ +Н₂О СН₃СООН + NН₄ОН.

9. Равновесие гидролиза:

Если гидролиз является обратимым процессом, то его равновесие можно сместить на основе принципа Ле Шателье:

Гидролиз (эндотермический процесс)

Соль + вода кислота + основание

Нейтрализация (экзотермический процесс)

Итак, для усиления гидролиза необходимо:

• Раствор разбавить и нагреть.

• Связать один из продуктов гидролиза (ионы H ⁺ или ОН ^–), добавлением к раствору кислоты, щелочи или другой гидролизующейся соли.

Для ослабления гидролиза необходимо:

• Увеличить концентрацию раствора и понизить температуру.

• Добавить к раствору один из продуктов гидролиза.

Разбавление, нагревание, добавление H ⁺

Na₂CО₃ + Н₂О NaHCО₃ + NaОН

CО₃ ^2–+ Н₂О HCО₃^– + ОН ^–

охлаждение, увеличение концентрации, добавление ОН ^–

10. ЖЕСТКОСТЬ ВОДЫ, совокупность св-в воды, обусловленная наличием в ней преим. катионов Са2+ (кальциевая жесткость воды) и Mg2+ (магниевая жесткость воды)

Выделяют 2 типа жесткости воды:

- временная – карбонатная жесткость, обусловлена присутствием на ряду с кальцием, магнием и железом гидрокарбонатных анионов;

- постоянная – некарбонатная жесткость, характеризуется присутствием сульфатных, нитратных и хлоридных анионов, соли кальция и магния которых прекрасно растворяются в воде;

- общая жесткость определяется как суммарная величина наличия солей магния и кальция в воде, то есть суммой карбонатной и некарбонатной жесткости.

Жесткость способствует возникновению коррозии металлических и бетонных конструкций. Соли жесткости отлагаются в виде накипи на стенках теплообменного оборудования, снижая эффективность работы вплоть до аварий.

Методы устранения:

• Физический

• Химический

• Ионно-обменный

1.Нагревание воды до 70-90 градусов

(только соли временной жесткости)

Сa(HCO3)2 = CaCO3 ↓ + H2O + CO2↑

2. А)содовый: CaSO4 + Na2CO3= CaCO3 ↓+ Na2SO4(и та и та)

Б)фосфатный метод: 3MgSO4 + 2Na3PO4 = Mg3(PO4)2↓ + 3Na2SO4(и та и та)

В)известкование: Сa(HCO3)2+ Ca(OH)2 = CaCO3 ↓ +2 H2O(только временная жесткость)

3. Метод ионного обмена, основанный на обмене ионов Са2+ и

Mg2+ , содержащихся в воде, на ионы Na 2+ или H+ путем пропускания воды

через иониты.