Добавил:
Upload Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз: Предмет: Файл:
Скачиваний:
6
Добавлен:
03.03.2016
Размер:
329.73 Кб
Скачать

11. Дисоціація води . Гідроліз солей

Мета вивчення теми:

- обчислювати pH і pOH, концентрацію іонів Н+ і OН - у водних розчинах;

- складати іонні і молекулярні рівняння реакцій гідролізу солей.

Для води як слабкого електроліту константу рівноваги дисоціації можна записати так:

H2О  Н+ + ОН-

кд = [ Н+][ОН-] /[Н2O],

звідки вважаючи на практично сталу концентрацію води

КН2О= [Н+] [ОН-]= кд  [Н2O]= КН2О

Величина КН2O називається іонним добутком води.При 250С КН2O = 10-14. Значить, у воді і водних розчинах концентрації іонів [ Н+] та [ОН-] пов’язані одна з одною:

[ Н+] =, а [ОН-] = .

Замість концентрацій іонів Н+ і ОН- зручніше користуватися їхніми десятковими логарифмами, взятими зі зворотним знаком; ці величини позначаються символами pH і pOH і називаються відповідно:

pH = -lg[ Н+] - водневий показник;

pOH = -lg [OН-] - гідроксильний показник;

pH + pOH = 14.

Водневий і гідроксильний показники можуть служити мірою кислотності або лужності воднихрозчинів:

в кислих розчинах pH 7, а pOH 7;

в нейтральних - pH = pOH = 7;

в лужних - pH 7, pOH 7.

Приклад 1. Обчислити розчину, у 2 л якого знаходиться 0,8 г NaOH. Дисоціацію лугу вважати повною.

Розв’язання. Луг дисоціює цілком ( = 1), і з однієї молекули NaOH утворюється один іон OH- (n = 1):

NaOH Na+ + ОН-

Обчислимо молярну концентрацію іонів ОН- у цьому розчині:

[OН-] = m(NaOH) /(М (NaOH)  V) = 0,8 /(402) = 10-2 моль/л.

Обчислимо pOH розчину: pOH = -lg [OН-] = -lg 10-2 = 2.

Враховуючи, що pH + pOH = 14, знаходимо pH:

pH = 14 – pOH = 14 – 2 = 12.

Реакцію розчину (кислий або лужний характер середовища) на практиці можна визначити за допомогою індикаторів – слабких органічних кислот або основ, що мають різне забарвлення в дисоційованій і молекулярній формах. Забарвлення деяких з них у різних середовищах приведені у таблиці.

Реакції нейтралізації, у яких беруть участь слабкі кислоти або основи, оборотні, тобто можуть протікати не тільки в прямому, але і в зворотному напрямку. Тому гідроліз солі є оборотним процесом стосовно реакції нейтралізації:

нейтралізація

Кислота + основа

сіль + вода.

гідроліз

Отже, при розчиненні у воді солі , до складу якої входить аніон слабкої кислоти або катіон слабкої основи, протікає процес гідролізу – обмінної взаємодії солі з водою, у результаті якого утворюється слабка кислота або слабка

основа. Оскільки нейтралізація супроводжується виділенням теплоти, то гідроліз є ендотермічним процесом (∆H > 0). Крім того, гідроліз – оборотний процес.

Таблиця

Індикатор

Забарвлення в середовищі

Інтервал переходу

РН

кисле

нейтральне

Лужне

Лакмус

червоне

фіолетове

Синє

5,0-8,0

Фенолфталеїн

безбарв.

безбарвний

Малинове

8,2-10,0

Метилоранж

рожеве

оранжове

Жовте

3,1-4,4

При складанні іонних рівнянь гідролізу солей виходьте з того, що з водою взаємодіють ті катіони або аніони, що з іонами води + або ОН-) можуть утворити слабкі електроліти. Наприклад, якщо розчинити у воді хлорид міді CuCl2 або сульфід натрію Na2S,то в першому випадку з водою будуть взаємодіяти іони Cu2+, а в другому –іониS2-по таких схемах:

а) Iстадія :

Cu2++ Н2О(CuОН)++ Н+ ; CuCl2+ Н2О Cu(ОН)Сl+ НСl

П стадія:

(CuОН)+ 2ОCu(ОН)2+; Cu(ОН)Сl+Н2ОCu(ОН)2+НСl

б) I стадія:

S2- 2ОНS-+ОН- ; Na2S +Н2ОNaНS +NaОН

П стадія:

НS-2ОН2S+ ОН-; NaНS+Н2ОН2S +NaОН.

Отже, у реакції гідролізу можуть фактично брати участь або катіон основного залишку, якщо сіль утворена слабкою основою і сильною кислотою (як CuCl2), або аніон кислотного залишку, якщо сіль утворена слабкою кислотою і сильною основою (як Na2S ), або одночасно і катіон, і аніон, якщо сіль утворена слабкою основою і слабкою кислотою (як CH3COONН4) :

CH3COONН4  NН4+ + CH3COO-

4++CH3COO-+ Н2ОNН4ОН + CH3COOН

CH3COONН4 + Н2ОNН4ОН + CH3COOН.

Запам'ятайте, що якщо катіон або аніон, що беруть участь у гідролізі, багатозарядні, то гідроліз протікає по стадіях, при чому число стадій дорівнює абсолютній величині заряду відповідного іона. Тому гідроліз СuCl2 і Na2S протікає в дві стадії, а гідроліз Al(NO3)3 - в три, оскільки катіон алюмінію має заряд +3. Переважно гідроліз перебігає по першій стадії.

Деякі солі (найчастіше утворені слабкою нерозчинною основою і дуже слабкою летючою кислотою) піддаються повному гідролізу. Такі солі не можуть існувати у водних розчинах, тому що цілком розкладаються водою на відповідні основу і кислоту, як, наприклад, сульфід або карбонат алюмінію (Al2S3, Al2(CO3)3 та ін.). У таблицях розчинності проти таких солей стоїть прочерк "-". Про це не можна забувати при складанні рівнянь реакцій обміну між розчинами електролітів.

Приклад 2. Скласти рівняння реакцій, що протікають при зливанні водних розчинів хлориду хрому (Ш) і сульфіду натрію.

Розв’язання.Спочатку запишемо рівняння реакції, знаючи, що при обмінній взаємодії двох солей повинні утворитися дві нові солі:

2CrCl3 + 3Na2S = Cr2S3 + 6NaCl.

Користуючись таблицею розчинності солей, перевіряємо, чи існують продукти реакції у водному розчині. Хлорид натрію існує, а проти сульфіду хрому(Ш) стоїть прочерк, тобто ця сіль піддається повному гідролізу. Тому не можна обмежитися вищенаведеним рівнянням реакції, а треба написати ще одне - повний гідроліз сульфіду хрому(Ш) - і скласти обидва рівняння. Тоді маємо для сумарного процесу:

Cr2S3 + 6 H2O = 2Cr(OH)3 + 3H2S.

Сумарне рівняння повного гідролізу:

2CrCl3 + 3Na2S + 6H2O = 2Cr(OH)3 + 3H2S+ 6NaCl,

і в іонно-молекулярному вигляді:

2Cr3+ + 3S2- + 6H2O = 2Cr(OH)3 + 3H2S.

У результаті протікання гідролізу зміщується рівновага дисоціації води, і у розчині солі з'являється деякий надлишок іонів H+ або OH-. Це приводить до зміни кислотності або лужності середовища. Варто пам'ятати, що характер середовища розчину солі визначається більш сильним з утворюючих її компонентів. Так, розчин солі Na2CO3 має лужне середовище (рН7), тому що ця сіль утворенасильною основою NaOH і слабкою кислотою H2CO3, а розчин солі ZnCl2 – кисле (рН7), тому що вона утворена сильною кислотою HCl і слабкою основою Zn(OH)2. Якщо ж сіль утворена слабкою кислотою і слабкою основою, то середовище розчину такої солі може бути або слабокислим, або слаболужним. Останнє залежить від співвідношення констант дисоціації утворюючих сіль слабкої основи і слабкої кислоти.

Приклад 3.Визначити реакцію середовища розчину ціаніду амонію.

Розв’язання. Ціанід амонію в розчині дисоціює на іони:

NH4CN  NH4+ + CN-.

Оскільки ця сіль утворена слабкою основою NH4OH і слабкою кислотою HCN, то в реакції гідролізу беруть участь і катіон, і аніон:

NH4+ + CN- + H2O  NH4OH + HCN

або в молекулярній формі:

NH4CN + H2O  NH4OH + HCN.

У результаті реакції утворяться слабка основа і слабка кислота, але так якKД() = 1,8 ·10-5 КД(HCN) = 8·10-10,

то середовище розчину буде слабколужним.

Оскільки гідроліз – процес оборотний, то зміщуючи його рівновагу (додаванням до розчину солі різних речовин – кислот, основ, води) можна гідроліз зменшити або підсилити. Так, наприклад, гідроліз солі ZnCl2 зменшується при додаванні до розчину кислоти:

Zn2+ + H2O  Zn OH+ + H+

НСl  H+ + Сl-

Підсилити гідроліз можна також шляхом розведення солі або нагріванням.

Кількісними характеристиками процесу є ступінь (г) і константа (Кг) гідролізу. Перша показує частку розчинених молекул солі, що піддалися гідролізу і виражається в % або в частках одиниці:

г = Nг / Nзаг

де Nг – число молекул солі, що піддалися гідролізу, а Nзаг – загальна кількість молекул солі.

Друга величина (Кг) фактично є константою рівноваги реакції гідролізу. Взаємозв'язок між г і Кг виражається так:

г =

де см–молярна концентрація розчину солі, моль/л.

Тут вы можете оставить комментарий к выбранному абзацу или сообщить об ошибке.

Оставленные комментарии видны всем.

Соседние файлы в папке Химия_методичка