Вопрос 36

Диссоциация воды. Водородный показатель. Среды водных растворов электролитов

Вода, как было отмечено ранее, слабый электролит. Без учета гидратации ионов Н2 уравнение диссоциации воды имеет вид:

Произведение концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов называют ионным произведением воды. В разбавленных водных растворах электролитов, как и в воде, произведение концентраций ионов водорода Н2 и гидроксид-ионов ОН — величина постоянная при определенной температуре. Ионное произведение воды дает возможность вычислить концентрацию гидроксид-ионов ОН" в любом водном растворе, если известна концентрация ионов водорода Н и наоборот.

Различают три типа сред: нейтральную, щелочную, кислотную.

Нейтральная — это среда, в которой концентрация ионов водорода равна концентрации гидроксид-ионов: [Н+] = [ОН-] =10^-7 моль/л

Кислотная — это среда, в которой концентрация ионов водорода больше концентрации гндроксид-ионов: [Н+] > [ОН-], [Н+] > 10^-7 моль/л

Щелочная — это среда, в которой концентрация ионов водорода меньше концентрации гидроксид-ионов: [Н+] < [0Н-], [Н+] < 10-7 моль/л

Для характеристики сред растворов удобно использовать так называемый водородный показатель рН (пэ-аш), введенный датским химиком Серенсеном.

Водородным показателем рН называется отрицательный десятичный логарифм концентрации ионов водорода. Чем рН больше 7, тем больше щелочность раствори. Наглядно зависимость между концентрацией ионов водорода, значением рН с реакцией среды раствора показана на схеме:

Существуют различные методы измерения рН. Качественно тип среды и рН водных растворов электролитов определяют с помощью индикаторов — веществ, которые обратимо изменяют свой цвет в зависимости от среды растворов, то есть рН растворов. На практике, кик вы знаете. дли зтого применяют такие индикаторы, как лакмус, метиловый оранжевый, фенолфталеин, универсальный.

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

Ио́нное произведе́ние воды́ — произведение концентраций ионов водорода Н+ и ионов гидроксида OH− в воде или в водных растворах, константа автопротолиза воды. Вывод значения ионного произведения воды

Вода, хотя и является слабым электролитом, в небольшой степени диссоциирует:

H2O + H2O ↔ H3O+ + OH−илиH2O ↔ H+ + OH−

Равновесие этой реакции сильно смещено влево. Константу диссоциации воды можно вычислить по формуле:

где:

[H+] — концентрация ионов гидроксония (протонов);

[OH−] — концентрация гидроксид-ионов;

[H2O] — концентрация воды (в молекулярной форме) в воде;

Вопрос 37

Гидролиз солей – это взаимодействие ионов соли с водой с образованием малодиссоциирующих частиц.

Гидролиз солей — взаимодействие ионов соли с водой, в результате которого образуются малодиссоциируемые соединения (ионы или молекулы) и изменяется реакция среды.

Гидролиз, дословно, - это разложение водой. Давая такое определение реакции гидролиза солей, мы подчеркиваем, что соли в растворе находятся в виде ионов, и что движущей силой реакции является образование малодиссоциирующих частиц (общее правило для многих реакций в растворах).

Количественно взаимодействие соли с водой характеризуется степенью гидролиза. Степень

гидролиза ( h ) это отношение числа молекул подвергшихся гидролизу (Nгидр.), к исходному числу

молекул соли в растворе (No):

h = Nгидр./No

Гидролиз солей слабых многоосновных кислот

Гидролиз таких солей - процесс многоступенчатый, протекает через последовательный ряд

стадий. Например, при гидролизе Na2S , первая ступень имеет вид:

Na2S + H2O ↔ NaHS + NaOH

2Na+ + S2- + H2O ↔ Na+ + HS- + Na+ + OH-

Количественно гидролиз по первой ступени можно охарактеризовать степенью гидролиза. Затем в

реакцию обменного взаимодействия с водой вступает гидросульфид-ион:

NaHS + H2O ↔

H2S + NaOH

Na+ + HS- + H2O ↔ H2S + Na+ + OH-

HS- + H2O ↔ H2S + OH-

Следует обратить внимание, что количественно вторая ступень гидролиза протекает в несравнимо

меньшей степени, чем первая. Поэтому в ответе достаточно указать уравнение только для первой

ступени:

Na3PO4 + H2O ↔ Na2HP04 + NaOH

РО43- + Н2О ↔ НРО42- + ОН-

Константа гидролиза — константа равновесия гидролитической реакции. Так константа гидролиза соли равна отношению произведения равновесных концентраций продуктов реакции гидролиза к равновесной концентрации соли с учетом стехиометрических коэффициентов.

Константа гидролиза рассчитывается по формуле: Кг = Kw/Кд,

где Kw - ионное произведение воды (10^(-14)), Кд - константа диссоциации кислоты

Применяя закон действия масс к данному гидролитическому равновесию с учетом, что концентрация воды в достаточно разбавленном растворе практически не изменяется, запишем выражение константы гидролиза ацетата натрия (ацетат-иона): [СНзСООН] [ОН-] Кг~ [СН3СОО-]

Записанное выше выражение константы гидролиза можно упростить, полагая, что молярная концентрация ацетат-ионов в растворе равна исходной молярной концентрации соли [СН3СОО } — С, (NaCH3COO полностью распадается на ионы, концентрация которых практически равна концентрации соли из-за малой константы гидролиза).