Так дисоціюють середні солі. А кислі і основні солі дисоціюють ступіньчасто. У кислих солей спочатку

відщеплюються іони металів, а потім – катіони водню. Наприклад:

KHSO₄  K⁺ + HSO^-₄ і далі HSO^-₄  H⁺+SO^2-₄

У основних солей спочатку відщеплюються кислотні залишки, а потім гідроксид-іони:

Mg(OH)Cl  Mg(OH)⁺+Cl^- і далі:   Mg(OH)⁺  Mg²⁺ + OH^-

Основність кислоти визначається числом катіонів водню, які утворюються при дисоціації. Так, НCl, HNO₃ – одноосновні кислоти – утворюється один катіон водню; Н₂S, Н₂СО₃, Н₂SO₄ - двохосновні, а Н₃РО₄, Н₃АsО₄ – трьохосновні. Із чотирьох атомів водню в молекулі оцтової кислоти СН₃СООН лише один, що входить в карбоксильну групу – СООН, здатний відщеплюватись у вигляді катіону Н⁺, - оцтова кислота одноосновна.

Двох- і багатоосновні кислоти дисоціюють ступінчасто (поступово).

Ступінь дисоціації

Оскільки електролітична дисоціація – процес зворотній, то в розчинах електролітів поряд з їх іонами присутні і молекули. Тому розчини електролітів характеризуються ступенем дисоціації (позначається літерою α ). Ступінь дисоціації – це відношення числа молекул N', що розпались на іони, до загаль-ного числа розчинених молекул N. Ступінь дисоціації електроліту визначається дослідним шляхом і виражається в долях одиниці або у відсотках. Якщо α = 0, дисоціація відсутня, а якщо α = 1, або 100%, електроліт повністю розпадається на іони. Якщо ж α = 20%, то це значить, що із 100 молекул даного електроліту 20 розпалось на іони. Різні електроліти мають різний ступінь дисоціації. Він залежить від концентрації електроліту і від температури. Із зменшенням концентрації електроліту, тобто при розбав-ленні його водою, ступінь дисоціації завжди збільшується. Збільшує ступінь дисоціації і підвищення температури. За ступенем дисоціації електроліти ділять на сильні і слабкі.

Розглянемо зміщення рівноваги, яке відбувається між недисоційваними молекулами і іонами при електролітичній дисоціації слабкого електроліту – оцтової кислоти:

СН₃СООН СНзСОO^-+ Н⁺

При розбавленні розчину оцтової кислоти водою рівновага зміщується в бік утворення іонів, - ступінь дисоціації кислоти підвищується. Навпаки, при випаровуванні розчину рівновага зміщується в бік утво-рення молекул кислоти – ступінь дисоціації зменшується.

Реакції іонного обміну

Згідно теорії електролітичної дисоціації, всі реакції в водних розчинах електролітів є реакціями між іонами. Вони називаються іонними реакціями, а рівняння цих реакцій – іонні рівняння. Вони простіше рівнянь реакцій, записаних в молекулярній формі, і мають більшь загальний характер. При складанні іонних рівнянь реакцій слід керуватись тим, що речовини малодисоційовані, малорозчинювані (що випадають в осад) і газоподібні записуються в молекулярній формі. Знак ↓, який стоїть при формулі речовини, означає, що ця речовина уходить із сфери реакції у вигляді осаду; знак ↑ означає, що речовина видаляється із сфери реакції у вигляді газу. Сильні електроліти, які повністю дисоційовані, записують у вигляді іонів. Сума електричних зарядів лівої частини рівняння повинна дорівнювати сумі електричних зарядів правой частини. Розглянемо два приклади.

Приклад 1. Напишіть рівняння реакцій між розчинами хлориду заліза (ІІІ) і гідроксиду натрію в молекулярній і іонній формах.

Розіб”ємо рішення задачі на чотири етапи.

1. Запишемо рівняння реакції в молекулярній формі:

FeCl₃ + 3NaOH = Fe(OH)₃ + 3NaCl

2. Перепишемо це рівняння, зображуючи добре дисоціюючі речовини у вигляді молекул:

Fe^З+ + 3Cl^- + 3Nа⁺ + 3ОН^- = Fе(ОН)₃↓ + 3Nа⁺ + 3Cl^-

Це – іонне рівняння реакції.

3.  Виключимо з обох частин іонного рівняння однакові іони, тобто іони, які не приймають участі у реакції (вони підкреслені):

Fe³⁺ + 3Cl^- + 3Na^- + 3ОН^- = Fе(ОН)₃↓ + 3Na⁺+ 3Cl^-.

4. Запишемо рівняння реакції в кінцевому вигляді:

Fe³⁺ + 3ОН^- = Fe(OH)₃↓ Це скорочене іонне рівняння реакції. Як видно, сутність реакції зводиться до взаємодії іонів Fe³⁺ і ОН^-, в результаті чого утворюється осад Fе(ОН)₃. При цьому зовсім не має значення, до складу яких електро-літів входили ці іони до їх взаємодії.

Приклад 2. Напишіть рівняння реакцій між розчинами хлориду калія і нітрату натрія.

Оскільки продукти взаємодії добре розчинені у воді і не уходять із сфери реакції, то дана реакція зворотня. Як і в Прикладі 1, записуємо по етапах:

KCl + NaNO₃  KNO₃ + NaCl

K⁺+Cl^-+Na⁺+NO^-₃ K⁺+NO^-₃+Na⁺+Cl^-

Рівняння для наступних етапів написати не можна, бо з точки зору теорії електролітичної дисоціації реакція не відбувається. Але, якщо випаровувати цей розчин, будуть виникати нові хімічні зв”язки між іонами і отримається суміш чотирьох солей: КСl, NаNО₃, NaСl, КNO₃. Іонними рівняннями можуть бути зображені будь-які реакції, що протікають в розчинах між електролітами. Якщо при таких реакціях не відбувається зміни зарядів іонів (не змінюється ступінь окиснення), то вони називаються іонообмін-ними.

Іонний добуток води. рН розчину

К_H2O = 1^.10^-4. Дана константа для води називається іонним добутком води, який залежить тільки від температури. При дисоціації води на кожний іон Н⁺ утворюється один іон ОН^-, тому в чистій воді кон-центрації цих іонів однакові: [Н⁺] = [ОН^-]. Використовуючи значення іонного добутку води, знаходимо:

[H⁺] = [ОН^-] =  моль/л.

Такі концентрації іонів Н⁺ і ОН^- в чистій воді. Розглянемо, як зміниться концентрація при додаванні інших речовин, наприклад соляної кислоти, яка дисоціює у воді на іони Н⁺ і Сl^-. Концентрація іонів Н⁺ в розчині стане зростати, але іонний добуток води від концентрації не залежить – в такому випадку змен-шується концентрація [ОН^-]. Навпаки, якщо до води додати основу, то концентрація [ОН^-] збільшиться, а [Н⁺] зменшиться. Концентрації [Н⁺] і [ОН^-] взаємозв”язані: чим більше одна величина,тим менше інша, і навпаки. Кислотність розчинів звичайно виражають через концентрацію іонів Н⁺. В кислих розчинах [Н⁺] > 10^-7 моль/л, в нейтральних [Н⁺] = 10^-7 моль/л, в основних [Н⁺] < 10^-7 моль/л. Щоб не писати числа з показником ступеню, кислотність розчину звичайно виражають через негативний логарифм концент-рації іонів водню, називаючи цю величину водневим показником: рН = -lg[Н⁺]. Величина рН вперше була введена данським хіміком С.Серенсоном. Літера „р” – початкова від данського слова potenz (ступінь), “Н” - символ водню. В кислих розчинах рН < 7, в нейтральних рН = 7, в основних pH > 7.

Гідроліз солей

Реакція чистої води є нейтральною (рН = 7). Водні розчини кислот і основ мають, відповідно, кислу (рН < 7) і  основну (рН > 7) реакцію. Але, практика доводить, що не тільки кислоти і основи, а також солі можуть мати основну або кислу реакцію – причиною цього є гідроліз солей. Взаємодія солей з водою, в результаті якої утворюється кислота (або кисла соль), і основа (чи основна сіль), називається гідролізом солей. Розглянмо гідроліз солей наступних основних типів:

1. Солі сильної основи і сильної кислоти (наприклад KBr, NаNО₃) при розчиненні у воді не гідролізуються, і розчин солі має нейтральну реакцію.

2. Солі сильної основи і слабкої кислоти, наприклад KClO, Nа₂СО₃, СН₃СООNа, NаСN, Nа₂S, К₂SiO₃.

Запишемо рівняння гідролізу ацетату натрія:

СН₃СООNа + Н₂О СН₃СООН +NaОН

В результаті реакції утворився слабкий електроліт – оцтова кислота. В іонному вигляді цей процес можна записати так:

СН₃СОО^- + Н₂О  СН₃СООН + ОН^-

Таким чином, розчин СН₃СООNа виявляє основну реакцію. При розчиненні солей багатоосновних кислот гідроліз проходить ступінчастно, наприклад: Nа₂S + Н₂О NaНS + NаОН, або в іонній формі

S^2- + Н₂О  НS^- + ОН^-.  (1)

Процес (1) відображує гідроліз Nа₂S по першому ступеню. Щоб гідроліз пройшов повністю, як правило, підвищують температуру процесу: НS^- + Н₂О Н₂S + ОН^-. Таким чином, при розчиненні у воді солі сильної основи і слабкої кислоти, розчин придбає лужну реакцію внаслідок гідролізу.

3. Солі слабкої основи і сильної кислоти, наприклад Аl₂(SО₄)₃, FеСl₂, СuВr₂, NН₄Сl.

Розглянемо гідроліз хлориду заліза (ІІ):

FeCl₂ + H₂O Fe(OH)Cl + HCl.            (2)

В іонному вигляді цей процес можна записати:

Fe²⁺ + H₂O Fe(OH)⁺ + H⁺.               (3)

По другому ступеню гідроліз протікає наступним чином:

Fе(ОН)⁺ + Н₂О  Fе(ОН)₂↓ + Н⁺ .               (4)

Із реакцій (2) – (3) ясно, що в результаті гідролізу солей слабкої основи і сильної кислоти розчин придбає кислу реакцію.

4. Солі слабкої основи і слабкої кислоти, наприклад Аl₂S₃, Cr₂S₃, СН₃СООNН₄, (NН₄)₂СО₃.

При розчиненні таких солей у воді утворюються кислота і основа, що мало дисоціюють:

СН₃СООNН₄ + Н₂О СН₃СООН + NН₄ОН,

або в іонному вигляді:

СН₃СОO^- + NН₄⁺ +Н₂О СН₃СООН + NН₄ОН.

Реакція середовища в розчинах подібних солей залежить від відносної сили кислоти і основи. Іншими словами, водні розчини таких солей можуть мати нейтральну, кислу або лужну реакцію в залежності від констант дисоціації кислот і основ, що утворюються. Так, при гідролізі СН₃СООNН₄ реакція розчину буде слаболужною, оскільки константа дисоціації гідроксиду амонія (К = 6,3∙10^-5) дещо більше констан-ти дисоціації оцтової кислоти (К= 1,75∙10^-5).

Задача 1. В лабораторії є розчин з масовою долею гідроксиду натрію 25%, щільність якого рівна 1,27 г/мл. Розрахуйте його об”єм, який треба змішати з водою, щоб отримати 500 мл розчину з масовою долею NаОН 8 % (щільність 1,09 г/мл).

Рішення. При рішенні задачі позначимо величини, що відносяться до вихідого розчину, індексом „1” (наприклад, m₁ – маса вихідного розчину); величини, що відносяться до розчину, який треба приго-тувати, - індексом “2” (m₂ – маса розчину, який треба приготувати); величини, однакові для обох розчинів, індекса мати не будуть.

Розраховуємо масу розчину NaOH, який треба приготувати: m₂ = V₂ · ρ₂; m₂ = 500 ^. 1,09 г = 545 г.

Визначаємо масу NaOH, яка буде міститись в розчині (така ж маса гідроксиду натрію повинна міститись і у вихідному розчині, яка буде розбавлена водою):

Розраховуємо масу розчину з ω₁(NaOH) = 25%, в якому міститься гідроксид натрію масою 43,6 г:

Об”єм вихідного розчину NaOH, який треба розбавити водою:

V₁ = ; V₁ =

Задача 2. Реакція протікає за рівнянням ЗВа²+ + 2РО₄^3- = Ва₃(РO₄)₂↓

Напишіть два різних рівняння в молекулярній формі, відповідаючих цій реакції.

Рішення. До іонів в лівій частині вихідного рівняння допишемо іони з протилежним значенням заряду з таким коефіціентом, щоб можна було співставити формули речовин. При цьому враховуємо, що вихідні речовини повинні достатньо добре розчинюватись у воді. Потім такі ж іони з такими ж коефіціентами пишемо в правій частині рівняння:

3Ва²⁺+ 2РО₄^3- = Ва₃(РО₄)₂↓

6Cl^- + 6Н⁺ = 6Сl^- + 6Н⁺

Об”єднуючи іони обох рівностей в молекули, отримаємо рівняння реакції в молекулярній формі:

3ВаСl₂ + 2Н₃РО₄ = Ва₃(РО₄)↓ + 6НСl

Аналогічно підбираємо і інші іони, які підходять до цього:

3Ва²⁺ + 2РО₄^3- = Ва₃(РО₄)₂↓

 6NO₃^- + 6Na⁺ = 6NО₃^- + 6Na⁺   

Отримаємо друге рівняння в молекулярній формі:

3Ba(NO₃)₂ + 2Nа₃РО₄ = Ва₃(РО₄)₂↓+ 6NaNO₃

Задача 3 . Приймаючи, що сірчана кислота дисоціює повністю, визначте рН її 0,012 М розчину.

Рішення. Запишемо рівняння повної дисоціації сірчаної кислоти на іони:

H₂SO₄ 2H⁺ + SO₄^2-

Як бачимо, із 1 моль кислоти утворюється 2 моль Н⁺. Відповідно із 0,012 моль кислоти утворюється 0,024 моль Н⁺. Концентрація іонів водню в розчині буде дорівнювати 0,024 моль/л. Звідси:

рН = -lg[Н⁺];    рН = -lg 0,024 = 1,62.

Задача 4 . Яку кількість барію треба взяти, щоб при його взаємодії з 1 л води утворився 2 %-ний розчин гідроксиду барію?

Рішення. Барій розчиняється у воді за рівнянням

Якщо в реакцію вступило х моль Ва, то утворилось по х моль Ва(ОН)₂ (М=171) і Н₂. Маса речовини Ва(ОН)₂ в розчині складає 171х, а маса розчину дорівнює:

m(р-ну) = 1000 + m(Ba) - m(Н₂) = 1000 +137x – 2x = 1000+135x.

Масова доля гідроксиду барію рівна: ω(Ва(ОН)₂) =171x / (1000 +135x) = 0,02, звідки х = 0,119.

Відповідь: 0,119 моль Ва.

Задача 5 . Розрахуйте масові долі речовин в розчині, що уиворився при дії 25 мл 20%-ної кислоти (щільність 1,1 г/мл) на 4,0 г сульфіду заліза (II).

Рішення. Сульфід заліза (II) розчиняється в соляній кислоті за рівнянням

0,0455		0,091		0,0455		0,0455
FeS	+	2HCl	=	FeCl2	+	H2S↑

m(р-ну НСl) = 25∙1,1 = 27,5 г. m(НСl) = 27,5∙0,2 = 5,5 г. v(НСl) = 5,5 / 36,5 = 0,151. v(FеS) = 4,0 / 88 = 0,0455.

FeS знаходиться в недостачі, і розрахунок за рівнянням реакції треба вести по FеS. В результаті реак-ції утворюється по 0,0455 моль FeСl₂ (масою 0,0455∙127 = 5,78 г) і Н₂S (масою 0,0455∙34=1,55 г), і вит-рачається 0,091 моль НСl. В розчині залишиться 0,151-0,091 = 0,06 моль НСl масою 0,06∙36,5 = 2,19 г.

Маса розчину, що утворився, дорівнює:

m(р-ну) = 27,5 + m(FеS) - m(Н₂S) = 27,5 + 4,0 - 1,55 = 30,0 г.

Масові долі речовин в розчині:

ω(FеСl₂) = 5,78 / 30,0 = 0,193, або 19,3%,

ω(НСl) = 2,19/ 30,0 = 0,073, або 7,3%.

Відповідь: 19,3% FеСl₂, 7,3% НСl