2. Равновесия в растворах электролитов

Содержание темы:

1)Электролитическая диссоциация:

Причина и механизм электролитической диссоциации в зависимости от типа химических связей в молекуле. Слабые и сильные электролиты, степень диссо­циации.

Диссоциация слабых электролитов как обратимый процесс. Константа диссо­циации. Смещение равновесия диссоциации слабого электролита (влияние раз­личных факторов).

Вода как слабый электролит. Ионное произведение воды, водородный показа­тель.

2) Равновесие в растворах гидролизующихся солей:

Сущность реакции гидролиза солей. Типы гидролизующихся солей. Факторы, вызывающие смещение равновесия гидролиза, способы подавления и усиления гидролиза солей.

3) Направление протекания химических реакций в растворах электролитов.

Условия протекания реакций в растворах электролитов. Ионно-молекулярные уравнения химических реакций.

Необходимые умения: решать расчетные задачи на вычисление концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов в растворе, водородного и гидроксильного показателя раствора. Записывать уравнения химических реакций и реакций гидролиза солей в молекулярной и ионно-молекулярной формах. Определять направление сдвига равновесия в растворах электролитов. Пользоваться вели­чинами констант диссоциации слабых электролитов для характеристики электролитов и степени гидролиза солей.

1)Водородный показатель. Буферные растворы

П р и м е р 1. Концентрация ионов водорода в растворе равна 4•10^-3 моль/л. Определите рН раствора.

Решение:

pН = - lg[H⁺]

pН = - lg(4•10^-3) = -lg4 – lg10^-3 = 3 – lg4 = 3 – 0,6 = 2,40.

П р и м е р 2. Определите концентрацию ионов водорода в растворе, pН которого равен 4,60.

Решение: Согласно условию задачи -lg[H⁺] = 4,60.

Следовательно: lg[H⁺] = - 4,60 = 40,5.

Отсюда по таблице логарифмов находим: [Н⁺] = 2,5•10^-5 моль/л.

П р и м е р 3. Чему равна концентрация гидроксид-ионов в растворе, pH которого равен 10,80?

Решение: Из соотношения рН + рОН = 14 находим:

pОН = 14 - рН = 14 - 10,80 = 3,20.

Отсюда: - lg[OH^-] = 3,20 или lg[OH^-] = -3,20 = 48 0 , .

Этому значению логарифма соответствует значение 6,31•10^-4. Следовательно :

[OH^-] = 6,31•10^-4 моль/л.

П р и м е р 4. Определите водородный показатель раствора, в 1 л которого содержится гидроксид натрия массой 0,1 г. Диссоциацию щелочи считать полной.

Решение: Количество NaOH в 1 л раствора составит:

0,1/40 = 2,5•10^-3 моль/л.

Следовательно, учитывая полную диссоциацию: [ОН^-] = 2,5•10^-3 моль/л;

рОН = -lg(2,5•10^-3) = 3 - lg2,5 = 3 - 0,4 = 2,6.

Так как рН + рОН = 14, то рН = 14 - 2,6 = 11,4.

2) Гидролиз солей

П р и м е р 5. Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей: а) KCN, б) Na₂CO₃, в) ZnSO₄. Определите реакцию среды растворов этих солей.

Решение:

а) Цианид калия KCN - соль слабой одноосновной кислоты HCN и сильного гидроксида КОН. При растворении в воде молекулы KCN полностью диссоциируют на катионы К⁺ и анионы CN^-. Катионы К⁺ не могут связывать ионы ОН^- воды, так как КОН - сильный электролит. Анионы же CN^- связывают ионы Н⁺ воды, образуя молекулы слабого электролита HСN. Соль гидролизуется по аниону.

Ионно-молекулярные уравнения гидролиза:

а) сокращенное ионое уравнение (с.и.у.): CN^- + Н₂О ↔ HCN + ОН^-

б) полное ионное уравнение (п.и.у.): K⁺ + CN^- + Н₂О ↔ HCN + ОН^- + K⁺

в) молекулярное уравнение (м.у.): KCN + Н₂О ↔ HCN + KОН

В результате гидролиза в растворе появляется некоторый избыток ионов OH^-, поэтому раствор KCN имеет щелочную реакцию (pH > 7).

б) Карбонат натрия Na₂CO₃ - соль слабой многоосновной кислоты и сильного гидроксида. В этом случае анионы соли СО₃^2-, связывая водородные ионы воды, образуют анионы кислой соли НСО₃^-, а не молекулы Н₂СО₃, так как ионы НСО₃^-

диссоциируют гораздо труднее, чем молекулы Н₂СО₃.

В обычных условиях гидролиз идет по первой ступени. Соль гидролизуется по аниону.

Ионно-молекулярные уравнения гидролиза:

а) с.и.у.: СО₃^2- + Н₂О ↔ НСО₃^- + ОН^-

б) п.и.у.: 2Na⁺ + СО₃^2- + Н₂О ↔ НСО₃^- + ОН^- + 2Na⁺

в) м.у.: Na₂CO₃ + Н₂О ↔ NaНСО₃ + NaОН

В растворе появляется избыток ионов OH-, поэтому раствор Na₂CO₃ имеет щелочную реакцию (pH > 7).

в) Сульфат цинка ZnSO₄ - соль слабого многокислотного гидроксида Zn(OH)₂ и сильной кислоты H₂SO₄. В этом случае катионы Zn²⁺ связывают гидроксильные ионы воды, образуя катионы основной соли ZnOH⁺. Образование молекул Zn(OH)₂ не происходит, так как ионы ZnOH⁺ диссоциируют гораздо труднее, чем молекулы Zn(OH)₂. В обычных условиях гидролиз идет по первой ступени. Соль гидролизуется по катиону.

Ионно-молекулярные уравнения гидролиза:

а) с.и.у.: Zn²⁺ + Н₂О ↔ ZnOH⁺+ Н⁺

б) п.и.у.: 2Zn²⁺+ 2SО₄^2- + 2Н₂О ↔ 2ZnOH⁺+ 2Н⁺ + 2SО₄^2-

в) м.у.: 2Zn₂SО₄ + 2Н₂О ↔ (ZnOH)₂SО₄ + H₂SO₄

В растворе появляется избыток ионов водорода, поэтому раствор ZnSO₄ имеет кислую реакцию (pH < 7).

П р и м е р 6. Какие продукты образуются при смешивании растворов Al(NO₃)₃ и K₂CO₃? Составьте ионно-молекулярное и молекулярное уравнение реакции.

Решение: Соль Al(NO₃)₃ гидролизуется по катиону, а K₂CO₃ - по аниону:

Al³⁺ + Н₂О ↔ AlOH²⁺+ Н⁺

СО₃^2- + Н₂О ↔ НСО₃^- + ОН^-

Если растворы этих солей находятся в одном сосуде, то идет взаимное усиление гидролиза каждой из них, т.к. ионы H⁺ и OH^- образуют молекулу слабого электролита H₂O. При этом гидролитическое равновесие сдвигается вправо и гидролиз каждой из взятых солей идет до конца с образованием Al(OH)₃ и CO₂ (H₂CO₃). Ионно-молекулярное уравнение:

2Al³⁺ + 3CO₃^2- + 3H₂O = 2Al(OH)₃↓+ 3CO₂,

молекулярное уравнение:

2Al(NO₃)₃ + 3K₂CO₃ + 3H₂O = ↓2Al(OH)₃ + 3CO₂↑ + 6KNO₃.

П р и м е р 7. Составьте уравнение реакций гидролиза Na₂SO₃. Определите, в какую сторону сместится равновесие, если к раствору этой соли добавить: а) NaOH; б) HCl; в) K₂CO₃; г) Al₂(SO₄)₃.

Решение: Составим уравнение диссоциации Na₂SO₃:

Na₂SO₃ ↔ 2Na⁺ + SO₃^2-

Кислотным остатком слабой кислоты здесь является ион SO₃^2- , следовательно, ионное уравнение гидролиза будет иметь вид:

SО₃^2- + Н₂О ↔ НSО₃^- + ОН^-; рН > 7, среда щелочная;

молекулярное уравнение гидролиза:

Na₂SО₃ + Н₂О ↔ NaНSО₃ + NaОН

а) Так как в результате гидролиза сульфита натрия создается щелочная среда, согласно принципу Ле-Шателье, при добавлении NaOH равновесие сместится в сторону исходных веществ.

б) При добавлении кислоты ионы Н⁺ и ОН^- образуют воду, следовательно, концентрация ОН^- понижается, и равновесие смещается в сторону образования продуктов реакции.

в) Чтобы определить, в какую сторону сместиться равновесие при добавлении К₂СО₃, составим уравнение гидролиза этой соли и определим кислотность среды:

К₂СО₃ ↔ 2К⁺ + CO₃^2- .

Кислотным оcтатком слабой кислоты является ион CO₃^2-, следовательно, процесс гидролиза можно представить в виде

СО₃^2- + Н₂О ↔ НСО₃^- + ОН^-; рН > 7, среда щелочная;

К₂СО₃ + НОН ↔ КНСО₃ + КОН.

В результате процесса гидролиза К₂СО₃, также как и в случае гидролиза Na₂СО₃, образуются свободные ионы ОН^-, следовательно, согласно принципу Ле-Шателье, добавление К₂СО₃ к раствору Na₂СО₃ вызывает смещение равновесия в сторону исходных веществ.

г) Чтобы определить направление смещения равновесной системы при добавлении в нее сульфата алюминия, составим уравнение гидролиза Al₂(SO₄)₃:

Al³⁺ + НОН ↔ AlOH²⁺ + H⁺; рН<7, кислая среда;

Al₂(SO₄)₃+ 2НОН ↔ 2AlOHSO₄ + H₂SO₄.

В результате гидролиза Al₂(SO₄)₃ образуются свободные ионы водорода, которые с ионами гидроксила ОН^- образуют воду:

Н⁺ + ОН^- ↔ Н₂О.

При этом содержание ОН^- в системе понизится, следовательно, согласно принципу Ле-Шателье, произойдет смещение равновесия в сторону продуктов реакции.