Диссоциация воды. Водородный показатель.

Вода является очень слабым электролитом. (Электролит – вещество, раствор или расплав которого проводит электрический ток). Вода диссоциирует (распадается) на составляющие ее ионы:

H₂O ↔ Н⁺ + ОН^-

Ионное произведение воды К_W =[ Н⁺] · [ОН^-] = 10 ^-14 =const (в квадратных скобках условно указана молярная концентрация ионов моль/л). На практике применяют водородный показатель для определения среды. Водородный показатель – отрицательный десятичный логарифм молярной концентрации ионов водорода: рН= - lg [ Н⁺] и находится в пределах 0<рН<14

Ионы в растворе	среда	рН
[ Н+] > [ОН-]	Кислая	рН< 7
[ Н+] = [ОН-]=10-7моль/л	Нейтральная	рН= - lg [ Н+] = - lg10-7 = - ( - 7) = 7
[ОН-] >[ Н+]	Щелочная	pH > 7

где	рН	где	рН
желудок	1-2	Дождь	5,5-6,5
кишечник	8,5 - 9	Водопроводная вода	6-6,5-7
кожа	5,5 -6	Морская вода	8-8,5
кровь	7,35-7,45	Почва	4-10

Гидролиз

Взаимодействие ионов соли с ионами воды, при котором происходит изменение водородного показателя рН, называется гидролизом. Это обратимая реакция.

Если при растворении соли рН не меняется (остается рН=7), то гидролиз не происходит.

Наличие в соли слабого иона обуславливает гидролиз - именно слабый ион присоединяет к себе противоположно заряженный ион воды, образуя при этом новую частицу (с зарядом или без него), а оставшийся ион воды организует среду: Н⁺ - кислую, ОН⁻ - щелочную.

Сильные электролиты.

Сильные кислоты	Сильные основания
HCl ↔ Н+ + Cl−	NaOH↔Na+ + ОН−
H2SO4 ↔ 2 Н+ + SO42−	KOH↔ K+ + ОН−
HNO3 ↔ Н+ + NO3−

Если в таблице частицы нет, то это будет слабая частица (слабый ион).

Соль состоит из катиона (положительный ион) и аниона (отрицательный ион):

Ме⁺ⁿ К.О.^-n (кислотный остаток)

Возможны 4 комбинации соли: 1. сильный + и сильный −

2. сильный + и слабый −

3. слабый + и сильный −

4.слабый + и слабый −

Рассмотрим реакции с такими вариациями ионов:

1.NaCl + H₂O гидролиза нет, так как нет слабой частицы в соли, и не меняется рН (равен 7)

силь+силь

реакция нейтральная, и идет диссоциация на ионы: NaCl + H₂O ↔ Na⁺+ Cl⁻+ H₂O

2. гидролиз соды (технической)

N a₂CO₃ + H₂O ↔

сильн+слаб

C O₃²⁻+ Н⁺ОН^- ↔ Н⁺CO₃^{2− −} + ОН^- среда щелочная, рН>7 , нужно далее написать в молекулярном виде

N a₂CO₃ + H₂O ↔ Na⁺ Н⁺CO₃^{2− О} + Na⁺ОН^{- О}

3. Гидролиз сульфата цинка

Z nSO₄ + H₂O ↔

слаб+сильн

Zn⁺² + Н⁺ОН^- ↔ Zn⁺²ОН^{- +} + Н⁺ среда кислая, рН<7, нужно далее написать в молекулярном виде

2ZnSO₄ +2H₂O ↔ ( Zn⁺²ОН^- )⁺₂ SO₄^{2- О} + Н₂⁺ SO₄^{2- О}

4. гидролиз карбоната алюминия идет до конца, так как соль составлены из двух слабых частиц.

Al₂(СO₃)₃ + 6H₂O ↔ 2Al(OH)₃ + 3H₂CO₃

Электрохимия

Если пластину металла поместить в раствор его соли, то на границе твердой и жидкой фаз образуется двойной электрический слой, величину которого оценивают значением электродного потенциала φ. Для многих металлов электродные потенциалы определены с помощью водородного электрода, потенциал которого принят равным нулю φ=0. Данные электродных потенциалов представлены в таблице №3 Приложения в методике 4/23/2 «Рабочая программа и задание для контрольной работы».

Стандартные электродные потенциалы (  0 )

некоторых металлов ( ряд напряжений ) при 298К.

Электродная полуреакция	, В	Электродная полуреакция	, В
Li+ (водн.) + 1e- = Li (тв.)	-3.045	Cd2+ (водн.) + 2e- = Cd (тв.)	-0.403
Rb+ (водн.) + 1e- =Rb(тв.)	-2.925	Co2+ (водн.) + 2e- = Co (тв.)	-0.277
K+ (водн.) + 1e- = K (тв.)	-2.924	Ni2+ (водн.) + 2e- = Ni (тв.)	-0.250
Cs+ (водн.) + 1e- = Cs (тв.)	-2.923	Sn2+ (водн.) + 2e- = Sn (тв.)	-0.136
Ba2+ (водн.) + 2e- = Ba (тв.)	-2.905	Pb2+ (водн.) + 2e- = Pb (тв.)	-0.126
Ca2+ (водн.) + 2e- = Ca (тв.)	-2.866	Fe3+ (водн.) + 3e- = Fe (тв.)	-0.037
Na+ (водн.) + e- = Na (тв.)	-2.714	2H+ (водн.) + 2e- = H2 (г.)	0.000
Mg2+ (водн.) + 2e- = Mg (тв.)	-2.363	Sb3+ (водн.) + 3e- = Sb (тв.)	+0.200
Al3+ (водн.) + 3e- = Al (тв.)	-1.663	Bi3+ (водн.) + 3e- = Bi (тв.)	+0.215
Ti2+ (водн.) + 2e- = Ti (тв.)	-1.630	Cu2+ (водн.) + 2e- = Сu (тв.)	+0.337
Zr4+ (водн.) + 4e- = Zr (тв.)	-1.539	Cu+ (водн.) + e- = Cu (тв.)	+0.520
Mn2+ (водн.) + 2e- = Mn (тв.)	-1.179	Ag+ (водн.) + e- = Ag (тв.)	+0.799
V2+ (водн.) + 2e- = V (тв.)	-1.175	Hg2+ (водн.) + 2e- = Hg (ж.)	+0.850
Cr2+ (водн.) + 2e- = Cr (тв.)	-0.913	Pd2+ (водн.) + 2e- = Pd (тв.)	+0,987
Zn2+ (водн.) + 2e- = Zn (тв.)	-0.763	Pt2+ (водн.) + 2e- = Pt (тв.)	+1,188
Cr3+ (водн.) + 3e- = Cr (тв.)	-0.744	Au3+ (водн.) + 3e- = Au (тв.)	+1,498
Fe2+ (водн.) + 2e- = Fe (тв.)	-0.440	Au+ (водн.) + e- = Au (тв.)	+1,692

Электродные потенциалы со знаком «минус» относятся к тем металлам, которые вытесняют водород из кислот. В заголовке таблицы – «Стандартные электродные потенциалы» соответствуют потенциалам, определенных в стандартных условиях: температура t =25⁰C (Т = 298 К), давление Р = 1 атм, концентрация раствора, в который погружен электрод С = 1 моль/л. φ^{0 --- ст. усл.}

Ч ем меньше электродный потенциал φ, тем активнее металл, тем большим восстановителем он является.

Пример. Какой металл более активный цинк или алюминий? Ответ: Алюминий, так как его потенциал (по таблице №3) меньше, чем у цинка.