химия + методичка / theory

Как видим, в системе нет избыточных Н+ и ОН- по сравнению с их содержанием в воде. Кроме того, никаких других слабодиссоциирующих или труднорастворимых соединений не образуется. Значит, никакого разлагающего действия на NaCl вода не оказала.

Следовательно, соли, образованные сильными кислотами и сильными основаниями, гидролизу не подвергаются, т.к. катионы сильных оснований и анионы сильных кислот не могут связывать ионы воды, поэтому реакция растворов этих солей остаётся практиче-

ски нейтральной (рН=7).

2. Соль слабой кислоты и сильного

основания.СН3СООNa+H2O CH3COOH+NaOH

CH3COO-+Na++H2O CH3COOH+Na++OH-

или: CH3COO-+H2O CH3COOH+OH-

Уравнение показывает, что гидролизу подвергается анион соли и что реакция сопровождается высвобождением ионов OH-. Но поскольку ионное произведение воды [Н+]∙[OH-] – величина постоян-

ная, то накопление ионов ОН- приводит к уменьшению концентрации ионов Н+, т.е. [ОН-]>[ Н+]

Значит, растворы солей, образованных слабой кислотой и силь-

ным основанием, имеют щелочную реакцию (рН>7).

3. Соль сильной кислоты и слабого основания. Здесь гидролизу подвергается катион соли и реакция сопровождается высвобождением

водородных ионов Н+:

141

NH4Cl+H2O NH4OH+HCl

NH4++Cl-+H2O NH4OH+H++Cl-

NH4++H2O NH4OH+H+

Накопление ионов Н+ приводит к уменьшению концентрации ионов ОН-, т.е. [Н+]>[OH-]

Значит, растворы солей, образованных сильной кислотой и сла-

бым основанием, имеют кислую реакцию (рН<7).

4. Соль слабой кислоты и слабого основания. Соли этого типа подвергаются гидролизу сравнительно легко:

CH3COOH4+H2O CH3COOH+NH4OH

CH3COO-+NH4++H2O CH3COOH+NH4OH

Здесь реакция и “рН” среды зависят от относительной силы образующихся основания и кислоты.

Если Кд кислоты >Кд основания, то раствор имеет слабокислую реакцию. Если Кд кислоты <Кд основания, то реакция слабощелочная.

142

5. Полный гидролиз солей. Полному гидролизу солей подвергаются соли слабого основания и слабой кислоты, если образовавшая их

кислота непрочна (как H CO3) или летуча (H S):

- оба образующиеся вещества выводятся из сферы реакции.

Степень гидролиза (h).

В случаях, когда гидролизу подвергается не всё количество соли, а только часть его, в растворе устанавливается равновесие между солью и образующими ее кислотой и основанием.

Равновесное состояние системы при гидролизе характеризуется степенью гидролиза (h), которая показывает, какая часть от общего числа молей растворенной соли подверглась гидролизу.

.

Степень гидролиза зависит:

1.От химической природы соли:

Чем слабее кислота и основание, ее образующие, тем полнее сдвинуто равновесие гидролиза вправо, и следовательно, тем больше степень гидролиза.

2.От температуры:

При повышении температуры усиливается диссоциация воды (см. выше), т.е. увеличивается концентрация ионов H+ и OH−, значит, увеличивается ионное произведение воды. Поэтому с повышением температуры степень гидролиза возрастает.

3. От концентрации раствора соли:

При уменьшении концентрации, т.е. разбавлении раствора, степень гидролиза увеличивается.

Практический вывод: Для усиления гидролиза нужно работать с разбавленными растворами при повышенной температуре.

7.13. Кислоты, основания, соли

Важнейшими классами химических веществ являются кислоты, основания и соли.

143

Рассмотрим понятия «кислота» и «основание» с точки зрения теории электролитической диссоциации Аррениуса (существуют также теории кислот и оснований Д.Бренстеда , Д.Льюиса и др.)

Кислотами называются электролиты, диссоциирующие в водных растворах с образованием ионов водорода [Н+] и не дающие никаких других положительно заряженных ионов.

При диссоциации кислоты наряду с катионами Н+ образуются анионы кислотного остатка.

Наличие в водных растворах кислот общих свойств (кислый вкус, изменение окраски индикатора) обусловлены наличием ионов Н+.

Кислота тем сильнее, чем больше в растворе концентрация ио-

нов водорода Н+. Классификация кислот. а. По основности

Основность кислоты – это число атомов водорода, которые в молекуле кислоты могут замещаться атомами металла. По основности кислоты делятся на:

–одноосновные, молекулы которых содержат один атом водо-

рода ( HCl, HNO3, HCN и др.).

–многоосновные: H2S, H2SO4 и др. – двухосновные; H3PO4, H3BO3 и др. – трёхосновные;

б. По содержанию атомов кислорода

–бескислородные (HCl, HCN, H2S и др.)

–кислородсодержащие (оксокислоты) - HNO3, H2SO4 и др. Многоосновные слабые кислоты диссоциируют ступенчато,

причем константа диссоциации по I стадии всегда больше, т.к. при отщеплении протонов Н+ на последующих стадиях надо преодолевать притяжение со стороны отрицательного иона остатка кислоты.

Например, диссоциация фосфорной кислоты:

1 ступень:;

144

Ступенчатая диссоциация многоосновных кислот обусловлива-

ет образование кислых солей (например KH PO4, K HPO4 и др. гид-

росолей).

Основания – это электролиты, диссоциирующие в водных растворах с отщеплением ионов гидроксида ОН− и не дающие никаких других отрицательно заряженных ионов:

Чем больше концентрация ионов ОН− в растворе, тем сильнее основание.

Основания делятся:

а) По числу гидроксидных групп – на:

– однокислотные ( NaOH, KOH);

– многокислотные: Ca(OH)2, Ba(OH)2 – двухкислотные; Ni(OH)3,Fe(OH)3 – трёхкислотные;

б) По растворимости в воде – на:

–растворимые (сильные) - щелочи ( NaOH, KOH и др.);

–нерастворимые (слабые) - Cu(OH)2,Fe(OH)3 и др. Многокислотные основания также диссоциируют ступенчато:

(1 ступень);

(2 ступень);

(3 ступень);

.

Ступенчатая диссоциация многокислотных оснований обуслов-

ливает образование основных солей: Fe(OH) Cl, Fe(OH)Cl и др. гид-

роксосолей.

145

Соли – это продукты замещения атомов водорода в молекулах кислот атомами металла или это продукты замещения гидроксидных групп в молекулах оснований кислотными остатками.

Состав нормальных солей выражается общей формулой: MeX(Aс)Y, где: Aс– кислотный остаток; x – число атомов метал-

ла; y – число кислотных остатков (например, K3PO4, MgSO4, Al2(SO4)3 и др.)

Т.е. нормальные (средние) соли - это продукты полного замещения атомов водорода в молекуле кислоты атомами металла или продукты полного замещения OH-групп в молекулах оснований кислотными остатками:

– сульфат калия.

– нитрат железа.

Кислые соли (гидросоли) – это продукты неполного замещения атомов водорода в молекулах многоосновных кислот атомами металла:

Основные соли (гидроксосоли) – это продукты неполного замещения OH-групп в молекулах многокислотных оснований кислотными остатками

146

Fe(OH)2 Fe(OH)Cl

(Fe(OH)Cl – основная соль – гидроксохлорид железа)

ГЛАВА 8. ОСНОВЫ ЭЛЕКТРОХИМИИ

Химические процессы, сопровождающиеся появлением электрического тока или процессы, вызываемые подведённой извне электрической энергией, называются электрохимическими.

Получение электрической энергии за счёт химических реакций происходит в гальванических элементах.

Возникновение химических реакций за счёт затраты электрической энергии происходит при электролизе.

Основное отличие химических процессов от электрохимических:

∙в химических процессах химическая энергия превращается в тепловую энергию;

∙в электрохимических процессах химическая энергия превращается в электрическую энергию или электрическая в химическую.

8.1. Электродные потенциалы. Механизм возникновения

Как отмечалось ранее, кристалл любого металла можно представить как равновесную систему, состоящую из атомов, катионов и электронов.

Если какой-либо металл привести в контакт с водой, то полярные молекулы воды вступят во взаимодействие с катионами поверхностного слоя (рис. 8.1).

Врезультате катионы Men+ будут отторгнуты от кристаллической решётки металла и перейдут в раствор, где в непосредственной близости от его поверхности создают положительный электрический заряд (раствор заряжается положительно).

Вмассе металла при этом будут оставаться электроны, которые создают в пограничном с жидкостью слое металла отрицательный электрический заряд (металл заряжается отрицательно).

147

металл

Рис. 8.1. Взаимодействие катионов металла с молекулами воды.

В результате на границе металл – вода образуется двойной электрический слой, а следовательно возникает разность потенциалов, ко-

торую называют электродным потенциалом металла EMe / Men+

(рис.8.2).

адсорбционный

слой

Me

диффузионный

слой

e Me n+

Рис. 8.2. Образование двойного электрического слоя.

По мере перехода катионов в водную среду увеличивается отрицательный заряд металла и положительный заряд раствора, поэтому всё чаще и чаще ионы металла (Me n+) притягиваются обратно на металлическую пластинку. Быстро наступающее равновесие можно изобразить следующей схемой:

148

Zn 2+

Рис. 8.3. Образование двойного электрического слоя у активных (Zn) и малоактивных (Сu) металлов.

8.2. Устройство и назначение стандартного водородного электрода

Измерить абсолютные значения электродных потенциалов металлов не удаётся. Поэтому их измеряют, сравнивая с другим таким же электродным потенциалом, величину которого условно принимают за нуль. В качестве такого электрода – эталона принят стандартный водородный электрод (рис. 8.4).

Me

H2

Pt

H2

Рис. 8.4. Измерение стандартных электродных потенциалов металлов с помощью стандартного водородного электрода.

Водородный электрод представляет собой платиновую пластину, покрытую рыхлым слоем мелкораздробленной платины и опу-

150