Реакции обмена в растворах электролитов

Свойства водных растворов электролитов определяются свойствами тех ионов, на которые они диссоциируют. Так кислоты можно определить, как электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только катионы водорода. Наличие этих ионов определяет общие химические свойства кислот. Основания– электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксид-анионы.

Многоосновные кислоты и многокислотные основания диссоциируют ступенчато. И каждая ступень имеет свое значение константы диссоциации. Величина константы диссоциации по первой ступени самая большая. Т.к. оторвать ион от незаряженной частицы легче, чем от заряженной.

H2S D H+ + HS
HS D H+ + S2–

Mg(OH)2 D MgOH+ + OH,

MgOH+ D Mg2+ + OH.

Реакции в растворах электролитов сводятся к взаимодействию ионов растворенных веществ. Эти реакции идут только в том случае, если в результате образуются молекулы трудно растворимого, газообразного или малодиссоциированного вещества. Если в реакцию вступают слабые электролиты, летучие или малорастворимые вещества, то реакция происходит в тех случаях, когда образующиеся вещества будут менее диссоциированными, более летучими, менее растворимыми.

7.8.1. В реакциях, идущих с выделением газов, образуются водородные соединения неметаллов (такие как сероводород, аммиак, галогеноводороды), летучие оксиды (SO2, CO2).

ZnS + 2HCl = ZnCl2 + H2S↑,

ZnS + 2H+ = Zn2+ + H2S↑.

7.8.2. В реакциях, идущих с образованием трудно растворимых веществ, последние выводятся из сферы реакции в виде осадка.

CaCl2 + K2CO3 = CaCO3↓ + 2KNO2,

Ca2+ + CO32– = CaCO3↓.

Осадок трудно растворимого вещества находится в состоянии динамического равновесия с насыщенным раствором. Вещества с ионной кристаллической решеткой переходят в раствор в виде ионов. Процесс растворения – гетерогенный, происходит на поверхности осадка, поэтому константа равновесия будет определяться только произведением концентрации ионов в растворе.

Произведение концентраций ионов трудно растворимого электролита, содержащегося в его насыщенном растворе при данной температуре, есть величина постоянная. Эту величину называют произведением растворимости электролита, обозначают буквами ПР. Значения ПР для малорастворимых веществ приведены в таблице приложения 7.

CaCO3 D Ca2+ + CO32–

ПР = [Ca2+] [CO32–] = 4,8 × 10–9

7.8.3. В качестве слабых электролитов в реакциях обмена могут образовываться:

1) слабые кислоты (уксусная, угольная, кремниевая и др.):

CH3COONa + HCl = CH3COOH + NaCl,

CH3COO + H+ = CH3COOH.

2) нерастворимые основания:

CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2↓ + Na2SO4,

Cu2+ + 2OH = Cu(OH)2↓.

3) комплексные ионы (например, ион-гидроксокомплекс в реакции амфотерных гидроксидов со щелочами):

Zn(OH)2 + 2KOH = K2[Zn(OH)4],

Zn(OH)2 +2OH = [Zn(OH)4]2–.

4) вода в реакции нейтрализации:

KOH + HNO3 = KNO3 + H2O,

OH + H+ = H2O.

7.8.4. Вода как слабый электролит. Водородный показатель

Вода является очень слабым электролитом. Процесс диссоциации ее можно описать константой равновесия:

Н2О D Н+ + ОН,

.

Но так как концентрация воды в процессе диссоциации практически не меняется, ее можно включить в константу, тогда получается следующее выражение Kв, которое называется ионным произведением воды и равно 10–14.

  Kв = [H+][OH] = 10–14. (7.19)

Таким образом, в водных растворах концентрации ионов водорода и гидроксил-ионов связаны между собой, и зная величину концентрации одного иона, можно легко определить концентрацию второго иона.

Водородный показатель. Вода является амфотерным веществом, так как при диссоциации распадается на ионы водорода и гидроксила. В присутствии других веществ соотношение ионов может меняться. Для характеристики кислотности среды датским ученым Сёренсеном в 1909г. введен водородный показатель или рН – это отрицательный логарифм концентрации ионов водорода в растворе.

  pН = –lg[H+] (7.20)

Зная величину рН, можно вычислить концентрацию ионов водорода в растворе:

  [H+] = 10pН (7.21)

В чистой воде концентрация ионов водорода и гидроксид-ионов равны 10–7 моль/л. Логарифм этой величины, взятой с обратным знаком равен 7. При рН = 7 – среда нейтральная. В кислой среде концентрация ионов водорода будет больше, соответственно рН будет меньше 7 (при pH < 7 – среда кислая). В щелочной – больше 7 (рН > 7 среда щелочная).

Приближенно величину рН можно определить, используя кислотно-основные индикаторы. Кислотно-основными индикаторами или просто индикаторами, называют вещества, меняющие свою окраску в определенной области значений рН раствора. Индикаторами могут быть слабые органические кислоты HInd и основания IndOH, молекулы и ионы которых имеют разную окраску.

Существует так называемый универсальный индикатор – это смесь различных индикаторов. Цвет его изменяется от красной (рН < 3,4) окраски [через оранжевую (рН 3,4–4,7), желтую (рН 4,7–6,2), зеленую (рН 6,2–7,2), голубую (7,2–8,5)] до фиолетовой (рН > 8,5).

Гораздо точнее можно измерить значения рН специальными приборами – рН-метроми (рис. 7.4). При помощи этих приборов можно определить рН растворов в диапазоне от 0 до 14 с точностью до 0,01 единицы рН.


Рис. 7.4. рН-метр-ионометр ЭКСПЕРТ-001:
1 – внешний вид измерительного преобразователя, 2 – цифровой ЖК дисплей, 3 – клавиатура, 4 – температурный датчик, 5 – электрод стеклянный комбинированный (для измерения рН), 6 – пробка для отверстия

Буферные растворы

Растворы, рН которых относительно мало изменяется при добавлении небольших количеств кислоты или основания, называются буферными. Они обычно содержат слабую кислоту и ее соль с сильным основанием, например, СН3СООН + СН3СООK или слабое основание и его соль с сильной кислотой, например, NH4OH + NH4Cl.

При добавлении в первую систему (ацетатный буфер) раствора сильной кислоты ионы водорода связываются ацетат-ионами соли в слабую уксусную кислоту, и поэтому не вызывают подкисления раствора. При добавлении в ацетатный буфер раствора щелочи гидроксид-ионы связывается в воду (слабый электролит) при взаимодействии с уксусной кислотой.

Образование слабых электролитов при добавлении в буферный раствор кислоты или основания и обусловливает устойчивость рН в буферных растворах.

Кровь и тканевая жидкость живых организмов обладают буферными свойствами благодаря электролитам в их составе. Это имеет огромное значение для поддержания постоянства внутренней среды – гомеостаза. Почвенные растворы также обладают буферностью, что обусловлено содержанием в них гидрокарбонатов, фосфатов и др.

Гидролиз солей

Гидролиз - обменное разложение некоторых солей водой, в результате которого образуются слабые электролиты. При этом в растворе появляется некоторое избыточное количество ионов Н+ или ОН, которые сообщают раствору кислотные или щелочные свойства. Таким образом, процесс гидролиза солей во многом обратен процессу нейтрализации.

Гидролизу не подвергаются соли, образованные сильными кислотой и основанием, например, KCl.

Гидролиз соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием, например, CH3COONa в ионной форме можно представить уравнением:

CH3COO +H2O D CH3OOH + OH.

В результате реакции образуется слабый электролит – уксусная кислота и ионы ОН, которые подщелачивают среду. В соответствии с принципом Ле-Шателье равновесие такой реакции можно смещать, подавляя гидролиз или увеличивая его степень. Повышением температуры, равновесие смещается вправо, поскольку гидролиз – реакция эндотермическая. Увеличением концентрации кислоты равновесие смещается влево, а разбавлением (добавлением воды) – вправо.

Как любую обратимую реакцию, гидролиз соли можно характеризовать константой равновесия:

   

Концентрация воды в растворе практически постоянна, поэтому она входит в константу, в результате получаем выражение константы равновесия, которая называется константой гидролиза (Кг):

  (7.22)

Константа гидролиза характеризует способность соли подвергаться гидролизу, чем константа больше, тем в большей степени протекает гидролиз. Константа гидролиза связана с константой диссоциации слабой кислоты (Kкисл) зависимостью:

  (7.23)

Из уравнения следует, что чем слабее кислота, т.е. чем меньше ее константа диссоциации, тем больше константа гидролиза.

Ели слабая кислота является многоосновной, то в результате гидролиза образуются кислые ионы (HSO3, HPO42–, H2PO4, HCO3), которые являются более слабыми электролитами, чем сама кислота:

CO32– + HOH D HCO3 + OH.

Гидролиз солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой ведет к образованию слабого основания и ионов водорода:

NH4+ +H2O D NH4OH + H+.

Если основание многокислотное, то в результате реакции образуются ионы слабого основания (CuOH+, FeOH2+, Fe(OH)2+, ZnOH+), которые являются более слабыми электролитами, чем само основание, и ионы водорода, подкисляющие раствор:

Cu2+ + HOH D CuOH+ + H+.

Константу гидролиза такой соли можно рассчитать по уранению аналогичному уравнению 7.25, используя вместо константы диссоциации кислоты (Kкисл) константу диссоциации слабого основания (Kоснов).

При гидролизе солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой образуются ионы водорода и гидроксид-ионы. Концентрация этих ионов зависит от констант диссоциации соответствующей кислоты и основания. Соотношение концентраций этих ионов определяет, будет ли среда кислой или щелочной.

NH4F +H2O D NH4OH + HF

NH4+ + H2O D NH4OH + H+

F + H2O D HF + OH.

В ряде случаев соли, образованные слабыми кислотами и основаниями, не существуют в растворах, поскольку разлагаются водой в результате полного гидролиза.






Дата добавления: 2017-11-21; просмотров: 1510; ЗАКАЗАТЬ НАПИСАНИЕ РАБОТЫ


Поиск по сайту:

Воспользовавшись поиском можно найти нужную информацию на сайте.

Поделитесь с друзьями:

Считаете данную информацию полезной, тогда расскажите друзьям в соц. сетях.
Poznayka.org - Познайка.Орг - 2016-2022 год. Материал предоставляется для ознакомительных и учебных целей.
Генерация страницы за: 0.04 сек.