Заняття № 8

Тема: РЕАКЦІЇ В РОЗЧИНАХ ЕЛЕКТРОЛІТІВ. ГІДРОЛІЗ СОЛЕЙ.

Мета: З’ясувати причини електролітичної дисоціації кислот, основ і солей. Навчитись визначати рН середовища. Розглянути процеси гідролізу солей.

Питання для підготовки

1. Теорія електролітичної дисоціації.

2. Сильні та слабкі електроліти.

3. Водневий показник.

4. Гідроліз солей.

5. рН розчинів солей.

6. Фактори, що впливають на ступінь гідролізу солей.

Теоретичні відомості

Згідно з положеннями теорії електролітичної дисоціації Арреніуса при розчиненні у воді електроліти дисоціюють на іони. Позитивно заряджені іони називають катіонами, до них належать іони металів, амонію і водню. Негативно заряджені іони називають аніонами; до них належать іони кислотних залишків і гідроксильні іони.

Ступенем дисоціації електроліту називають відношення числа його молекул, що продисоціювали на іони, до загального числа його молекул в розчині.

 = С_дис/С_заг,

де С_дис – число молів продисоційованого електроліту (моль/л);

С_заг – загальна концентрація електроліту (моль/л).

За величиною ступеня дисоціації 0,01 – 0,1 н розчинів усі електроліти поділяють на сильні і слабкі. До сильних електролітів належать електроліти, які у водних розчинах дисоційовані практично повністю ( > 50 %). Це більшість солей, сильні кислоти H₂SO₄, HNO₃, HCl, HBr, гідроксиди лужних і лужноземельних металів. Слабкі електроліти дисоціюють частково ( < 3 %). До них належать більшість органічних кислот, H₂CO₃, H₂S, HCN, NH₄OH та інші. Характерною особливістю слабких електролітів є встановлення хімічної рівноваги між іонами і молекулами розчиненої речовини:

СН₃СООН  СН₃СОО^- + Н⁺.

Константа рівноваги має вигляд:

.

Константа рівноваги, що відповідає дисоціації слабкого електроліту, називається константою дисоціації (див. табл. 10 Додатків). Вона залежить від природи електроліту, природи розчинника, температури розчину, але не залежить від концентрації електроліту.

Іонний добуток води – це добуток концентрації (активності) іонів Н⁺ та ОН^-, який у будь-якому водному розчині є величина стала:

[H⁺] ^. [OH^-] = K_w = 10^-14.

Після логарифмування отримємо:

lg[H⁺] + lg[OH^-] = lg10^-14.

рН = - lg[H⁺] – водневий показник розчину.

рОН = - lg[ОH^-] – гідроксильний показник розчину.

рН + рОН = 14.

У нейтральному середовищі концентрації іонів гідрогену і гідроксилу рівні, тому рН = рОН = 7, у кислому - рН<7, у лужному - рН>7.

Взаємодію солі з водою, яка призводить до утворення слабокодисоційованого або погано розчинного електроліту, називають гідролізом солі.

Реакції гідролізу, звичайно, протікають без зміни ступеня окиснення. І в загальному випадку під гідролізом розуміють реакції обмінного розкладу між водою і відповідною сполукою.

Сумарний ефект гідролізу визначається природою присутніх у розчині катіонів й аніонів.

За невеликим винятком, майже всі солі є сильними електролітами. Це значить, що незалежно від того, взаємодією якої кислоти чи основи вони отримані, у воді солі дисоціюють практично повністю.

Залежно від сили кислоти і основи, з яких утворена сіль, є чотири випадки гідролізу: