Чалова Химия

11

3.Классификация веществ по способности проводить электриче-

ский ток приведена в табл.6.

и наоборот)

4.Диссоциация воды. Водородный и гидроксильный показатели

Вода – очень слабый электролит – в незначительной степени диссоцииру-

Этому процессу соответствует константа диссоциации:

Kдис.=([H+]∙[OH–])/[H2O]

12

Поскольку степень диссоциации воды очень мала, то равновесная концентрация недиссоциированных молекул воды [H2O] с достаточной точностью равна общей концентрации воды, т.е. 1000/18=55,55 моль/л. В разбавленных водных растворах концентрация воды мало изменяется, ее можно считать постоянной величиной. Тогда выражение для константы диссоциации воды можно преобразовать следующим образом:

[H ] [OH ] Kдис.[H2O] KH2O Kw

Константа KH 2O , равная произведению молярных концентраций ионов H+

и OH- , представляет собой постоянную при данной температуре величину и на-

зывается ионным произведением воды.

В чистой воде концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов одинаковы и при 25оС составляют

[H ] [OH ] KH2O 10 14 10 7 [моль/ л]

Растворы, в которых молярные концентрации [H+] и [OH–] равны, называют нейтральными. Значения водородного (pH=-lg[H+]) и гидроксильного (pOH=-lg[OH-]) показателей в нейтральных растворах совпадают: при 25оС pH=pOH=7. Растворы, в которых молярные концентрации [H+]<[OH–], называются основными (щелочными); водородный показатель в них больше 7 (рН>7). Растворы, в которых молярные концентрации [H+]>[OH–], называются кислотными, водородный показатель в них меньше 7 (рН<7). Для растворов выполня-

Кислотность раствора в лаборатории определяют по окраске рН-индикаторов.

14

Амфотерное соединение

Соединение, которое может реагировать как кислота с более сильным основанием и как основание с более сильной кислотой.

6.Основные способы получения оксидов и гидроксидов

6.1. Способы получения оксидов

1. Взаимодействие простых веществ с кислородом (реакция горения).

S + O2 → SO2

2Ca + O2 → 2CaO 2. Термическое разложение сложных веществ.

– Гидроксиды металлов при нагревании теряют воду: to

2Al(OH)3 → Al2O3 + 3H2O;

исключение составляют гидроксиды щелочных металлов, которые плавятся без разложения;

– плохорастворимые кислоты при нагревании образуют соотвествующие им

оксиды:

to

– легко разлагаются соли, образующие летучие кислотные оксиды:

карбонаты и гидрокарбонаты, сульфиты: to

CaCO3 → CaO + CO2;

– соли, содержащие анионы – окислители при нагревании подвергаются внутримолекулярному окислению-восстановлению:

6.2. Способы получения гидроксидов

1. Взаимодействие щелочных и щелочноземельных металлов с водой:

2Na + 2H2O → 2NaOH + H2↑

раствор

15

2. Для получения щелочей используют электролиз водных растворов хлоридов щелочных или щелочноземельных металлов, например:

электролиз

3. Растворение оксидов щелочных и щелочноземельных металлов в воде:

CaO + H2O → Ca(OH)2

4.Ионно-обменные реакции протекают между растворами электролитов в направлении образования осадков, газов или слабых электро-

литов.

Они могут быть использованы для получения растворимых щелочей, если один из продуктов мало растворим. Например:

Li2SO4 + Ba(OH)2 → BaSO4↓ + 2LiOH

раствор раствор осадок раствор

Общим способом получения малорастворимых гидроксидов является их осаждение из растворов солей действием щелочей. Исключение составляют не устойчивые при комнатной температуре гидроксиды Ag+, Cu+, Hg+, Au+.

В общем виде реакция может быть описана уравнением

Соли и щелочи – сильные электролиты, в растворе полностью диссоциируют на ионы. Уравнение реакции в ионном виде:

Men+ + nCl- + nNa+ + nOH– → Me(OH)n↓+ nNa+ + nCl– (полное ионное уравнение)

Исключив «неизменившиеся ионы» получим краткое ионное уравнение:

Men+ + nOH– → Me(OH)n↓ (краткое ионное уравнение)

Для осаждения амфотерных гидроксидов применяют растворы слабых оснований, например:

AlCl3 + 3NH4OH → Al(OH)3↓ + 3NH4Cl

Al3+ + 3Cl– + 3NH4OH → Al(OH)3↓ + 3NH43+ + 3Cl– Al3+ + 3NH4OH → Al(OH)3↓ + 3NH4+

Растворы подразделяют на три группы:

ненасыщенные;

насыщенные;

перенасыщенные.

Насыщенный раствор находится в равновесии с твердой фазой растворяемого вещества. Гетерогенное равновесие «осадок насыщенный раствор» характеризует константа – произведение растворимости.

Если малорастворимый электролит диссоциирует по уравнению

AmBn mAn+ + nBm-,

16

то выражение для константы – произведения растворимости ( ПРAm Bn ) –

будет иметь вид:

ПРAm Bn = [An+]m·[Bm-]n,

где [An+], [Bm-] – молярные концентрации ионов An+ и Bm- соответственно, в насыщенном растворе.

Например, для равновесия:

Al(OH)3↓ Al3+ + 3OH-

ПРAl (OH )3 [Al3 ] [OH ]3

В насыщенном растворе малорастворимого электролита произведение концентраций ионов, возведенных в степени, равные стехиометрическим коэффициентам, есть величина постоянная при данной температуре. Она называется произведением растворимости и обозначается символом ПР (табл.2 приложения).

Зная произведение растворимости (ПР), можно вычислить растворимость вещества при данных условиях, т.е. концентрацию насыщенного раствора в [моль/л] и в [г/л].

Растворение дополнительного количества вещества возможно в ненасыщенном растворе, так как его концентрация меньше, чем в насыщенном. Из перенасыщенного раствора осадок образуется, так как его концентрация больше, чем в насыщенном.

Отсюда вытекают два следствия.

1.Условие растворения осадка. Произведение концентраций ( ПКAmBn ) ио-

нов, возведенных в степени равные стехиометричным коэффициентам, должно быть меньше величины произведения растворимости:

ПКAmBn = [An+]m[Bm-]n < ПРAm Bn ,

где [An+], [Bm-] – молярные концентрации ионов в ненасыщенном растворе, соответственно An+ и Bm-.

2.Условие осаждения осадка. Произведение концентраций (ПКAnBm) ионов, возведенных в степени, равные стехиометричным коэффициентам, должно быть больше величины произведения растворимости:

ПКAmBn = [An+]m[Bm-]n > ПРAm Bn ,

где [An+], [Bm-] – молярные концентрации ионов в перенасыщенном растворе, соответственно An+ и Bm-.

Таким образом, осадки гидроксидов Me(OH)n образуются, если выполняется соотношение

ПКMe(OH)n = [Men+][OH-]n > ПРMe(OH)n,

где [Men+] и [OH-] – молярные концентрации ионов в растворе, соответственно Men+ и OH-.

18

Сильные кислоты (H2SO4, HNO3, HClO4, HClO3, HMnO4) в растворах полностью диссоциируют на катионы Н+ и кислотные остатки:

K1=([H+] [H2PO4–])/[H3PO4]=7,5∙10–3;

2 стадия: H2PO4– H+ + HPO42–

K2=([H+][HPO42–)/[H2PO4]=6,2∙10–8;

3 стадия: HPO42– H+ + PO43– K3=([H+][PO43–])/[HPO43–]=4,4∙10–13,

где К1, К2, К3 – константы диссоциации ортофосфорной кислоты соответственно по первой, второй и третьей стадии.

Константа диссоциации (табл.1 приложения) характеризует силу кислоты, т.е. её способность распадаться (диссоциировать) на ионы в среде данного растворителя при данной температуре. Чем больше константа диссоциации, тем больше равновесие смещено в сторону образования ионов, тем сильнее кислота, т.е. по первой стадии диссоциация фосфорной кислоты идет лучше, чем по второй, и соответственно, по третьей стадии.

Умеренно растворимые оксиды серы (IV), углерода (IV), азота (III) и др. образуют в воде соответствующие слабые кислоты, диссоциирующие частично.

7.2. Реакция нейтрализации

Реакция нейтрализации может быть выражена следующей схемой: