Индивидуальное домашнее задание № 5. Водородный показатель среды. Гидролиз солей Теоретическая часть

Электролиты — вещества, проводящие электрический ток.

Процесс распада вещества на ионы под действием растворителя называется электролитической диссоциацией и является обратимым.

Например, диссоциация оснований, кислот, солей:

NaOH ↔ Na⁺ + OH^

H₂SO₄ ↔ H⁺ + HSO₄^ (1 ступень)

HSO₄^– ↔ H⁺ + SO₄^2 (2 ступень)

Al₂(SO₄)₃ ↔ 2Al³⁺ + 3SO₄^2

Сила электролита определяется степенью электролитической диссоциации  и выражается в процентах или в долях единицы. Вычислить ее можно по формулам: N

 =  ,

N₀

где N — число молекул, распавшихся на ионы;

N₀ — общее число молекул электролита в растворе.

Более точным критерием для сравнения силы электролитов служит константа диссоциации. Константой диссоциации называется величина, показывающая отношение произведения концентрации ионов к концентрации недиссоциированных молекул слабого электролита в момент равновесия.

Например, HClO H⁺ + ClO^

[H⁺] • [ClO^– ]

K_дис =  = 3,2•10^–8.

[HClO]

Чем меньше значение константы диссоциации, тем слабее электролит.

Многоосновные кислоты, диссоциация которых протекает ступенчато, характеризуется несколькими константами диссоциации. Например:

H ₂S H⁺ + HS^ К_дис = 1,02 • 10^-7,

H S^ H⁺ + S^2 К_дис = 1,3 • 10^-13.

Исходя из значений приведенных констант диссоциации можно отметить, что К > К , т. е. процесс распада электролита на ионы идет активнее по первой ступени.

Ионные реакции

При взаимодействии растворов электролитов реакции происходят между ионами растворенных веществ. Химический процесс можно записать в молекулярной и ионно-молекулярной формах. Однако ионная форма отображает его точнее. При составлении ионных уравнений реакций вещества малодиссоциированные, малорастворимые (выпадающие в осадок) и газообразные изображаются в виде молекул:

1) H₂SO₄ + BaCl₂ = BaSO₄  + 2HCl молекулярное уравнение

2H⁺ + SO₄^2 + Ba²⁺ + 2Cl^ = BaSO₄  + 2H⁺ + 2Cl^ полное

(развернутое) ионно-молекулярное уравнение;

Ba²⁺ + SO₄^2 = BaSO₄  сокращенное ионно-молекулярное уравнение.

Сокращенное ионно-молекулярное уравнение указывает на то, что в реакции участвуют только ионы Ва²⁺ и сульфат - ионы SO₄^2.

2) Na₂CO₃ + 2HCl = 2NaCl + H₂O + CO₂ 

2Na⁺ + CO₃^2 + 2H⁺ + 2Cl = 2Na⁺ + 2Cl^ + H₂O + CO₂ 

СО₃^2 + 2Н⁺ = Н₂О + СО₂ .

*************************************************

Водородный показатель среды

Вода является слабым электролитом и диссоциирует по уравнению

Н ₂О Н⁺ + ОН^.

Константа диссоциации воды весьма мала:

[H⁺] • [OH^]

K =  = 1,8 • 10^16.

[H₂O]

Принимая концентрацию воды [Н₂O] величиной практически постоянной и учитывая, что молярная концентрация воды в воде равна 1000/18 = 55,56 моль/л, получаем

[H⁺] • [OH^] = 1,8 • 10^16 • 55,56 = 1 • 10^14 = К H₂O.

Произведение концентрации ионов водорода и ионов гидроксида называется ионным произведением воды.

Так как при диссоциации одной молекулы воды получается один ион водорода и один ион гидроксида, то [H⁺] = [OH^] = 10^7 моль/л.

Если к воде прибавить кислоту, то [H⁺] > 10^7 моль/л, а если прибавить щелочь, то [H⁺] < 10^7 моль/л.

Таким образом, степень кислотности или щелочности раствора можно выразить с помощью концентрации ионов [H⁺] или [OH^].

Отрицательный десятичный логарифм концентрации водородных ионов принято называть водородным показателем рН

рН = –lg [H⁺].

Тогда рН различных растворов будут иметь следующие значения:

кислый pH < 7; нейтральный pH = 7; щелочной pH > 7.