Загальна інформація Електролітична дисоціація води. Водневий показник

Чиста вода має дуже малу електропровідність. Це означає, що вона дуже незначною мірою дисоціює на іони:

Н ₂О H⁺ + OH^-, ΔH^o₂₉₈ = 57,3 кДж

Дисоціація води супроводжується поглинанням теплоти. Константа рівноваги дисоціації води при температурі 298 К становить 1,8 · 10^-16, що свідчить про те, що вода є дуже слабким електролітом, і концентрація молекул, які зазнали розщеплення на іони, дуже незначна порівняно з концентрацією непродисоційованих молекул.

Так, в 1л води при 22 ^oС лише 0,0000001 (1·10 ⁷) моля її розпадається на на йони. При цьому утворюється стільки ж (1·10 ⁷) молів йонів Гідрогену та гідроксид йонів. За стандартних умов (за температури 298 К) величина іонного добутку води дорівнює K_в = 1,8 · 10^-16 · 55,56 = 1,008 · 10^-14 ≈ 10^-14.

Перенесемо сталі величини в рівняння константи дисоціації води в ліву частину: K_дис[H₂O] = [H⁺][OH^-]. Добуток сталих величин K_дис[H₂O] є сталою величиною. Отже, добуток концентрації іонів водню та гідроксилу є величиною сталою за даної температури, її називають іонним добутком води K_в (інші позначення - K_ω, K_H2O). Згідно з наведеними співвідношеннями, якщо відома концентрація іонів водню у водному розчині, то тим самим визначена і концентрація іонів ОН^-, тому кислотність та лужність розчинів можна кількісно схарактеризувати концентрацією іонів водню.

Оскільки добуток [ОН^-][Н⁺]=10^-14, то для чистої води концентрація іонів Н⁺ та ОН^- однакові.

У чистій воді (нейтральне середовище) [Н⁺]=10^-7 моль/л, тому в розчинах кислот [Н⁺]>10^-7 моль/л, а в розчинах лугів [Н⁺]<10^-7 моль/л.

Для характеристики кислотності розчинів запроваджене поняття водневого показника рН. Водневим показником рН називають десятковий логарифм концентрації водневих іонів, зв'язаних з протилежним знаком.

pH=-lg[H⁺]

Поняття "водневий показник" було введено датським хіміком С. Арреніусом в 1909 p.

Отже, реакцію розчинів залежно від концентрації іонів водню характеризують такими значеннями рН за температури 298 К:

33

Кисле середовище pH<7 Нейтральне середовище рН=7 Лужне середовище рН>7

Загальна характеристика гідролізу

Хімічну реакцію між іонами солі та молекулами води, в результаті якої утворюється малодисоційована сполука (кислота, основа), називають гідролізом.

Види гідролізу солей

• Сильні й слабкі електроліти різняться здатністю дисоціювати у водних розчинах. Електроліти, ступінь дисоціації яких навіть у відносно концентрованих розчинах високий (близький до 1), називають сильними, а електроліти, ступінь дисоціації яких навіть у розведених розчинах невеликий, - слабкими.

	Сильні електроліти	Слабкі електроліти
Солі	Майже всі солі
Кислоти	H2SО4, НCl, НNO3 та ін..	H2S, H2SО3, H2СО3 та ін..
Основи	Луги – NaОН, КОН, Ba (OH)2 …	Нерозчинні основи

Всі солі можна поділити на чотири типи залежно від характеру взаємодії з водою:

1) солі сильних кислот і сильних основ (наприклад NaCl):    Солі, що складаються з аніонів сильних кислот та катіонів сильних основ (NaCl, KNO₃, Na₂SO₄, Ba(ClO)₂ та інших) при розчиненні у воді не гідролізують. Вони дисоціюють на катіони сильної основи і аніони сильної кислоти: NaCl⇔Na⁺+Cl^-.

Під час розчинення таких солей у воді рН розчину не змінюється, реакція розчину залишається нейтральною.

2) солі слабких кислот і сильних основ (наприклад натрій карбонат- Na₂CO₃):    Солі, утворені аніонами слабких кислот і катіонами сильних основ, легко гідролізуються, в результаті чого утворюється вільні гідроксид-іони.    34

Розчини таких солей мають слабко лужну реакцію.

Гідроліз цієї солі відбувається за такими рівняннями:

в іонному вигляді: 2Na⁺+CO₃^2-+H-OH⇔HCO₃^-+OH^-

в молекулярному : Na₂CO₃+H-OH⇔NaOH+NaHCO₃,

Таким чином, рН водного розчину солі слабкої кислоти і сильної основи буде більше 7, тобто середовище лужне.

3) солі слабких основ і сильних кислот, наприклад MgSO₄:

Солі утворені слабкою основою і сильною кислотою:

1ступінь гідролізу : Mg²⁺ + H₂O = MgOH⁺ + H⁺;

В молекулярному виді :   2MgSO₄ + 2H₂O =(MgOH)₂SO₄ + H₂SO₄;

2 ступінь гідролізу : MgOH⁺ + H₂O = Mg(OH)₂ + H⁺;

В молекулярному виді :  (MgOH)₂SO₄ + 2H₂O = 2Mg(OH)₂ + H₂SO₄.

Характер водного середовища - кислий

Таким чином, солі слабких основ і сильних кислот гідролізують з утворенням основ (одноосновних) або основних солей. Під час реакції утворюються слабка основа і вивільнюються іони гідрогену, які й зумовлюють кислу реакцію розчину. Отже, рН водного розчину солі слабкої основи і сильної кислоти буде менше 7.

4) солі слабких основ і слабких кислот (наприклад ацетат амонію):    Тут присутній двосторонній гідроліз: з водою реагують і катіони, і аніони солей. Реакція розчинів таких солей залежить від відносної сили кислоти і основи, які утворились.

Повному гідролізу піддаються солі, що утворені слабкою основою і слабкою кислотою, якщо в результаті реакції утворюються нерозчинні речовини і (або) гази

Al₂S₃ + 6H₂O = 2Al(OH)₃ + 3H₂S

Гідроліз солей завжди відбувається у тих випадках, коли їх іони, що утворюються внаслідок електролітичної дисоціації, здатні утворювати з водою слабкі (малодисоційовані) електроліти.