Цвета кислотно-основных индикаторов в зависимости от рН раствора


Индикатор Шкала рН 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
Метиловый оранжевый красный 3,0-4,4 Желто-оранжевый  
Лакмус красный 5,0-8,0 синий
Фенолфталеин бесцветный 8,1-9,8 Малиново-красный
               

 

Использование индикаторов позволяет только приблизительно оценить рН раствора.

Для точного измерения кислотности среды используются приборы, называемые рН-метры. Точность измерения рН составляет 0,01 единицы в диапазоне от -1 до 15. В аналитической химии наиболее точно концентрацию ионов водорода в растворе определяют методом кислотно-основного титрования.

 

4. РАВНОВЕСИЕ В РАСТВОРАХ ТРУДНО РАСТВОРИМЫХ ВЕЩЕСТВ.

Рассмотрим систему, состоящую из кри­сталлов малорастворимого вещества и его ионов в насыщенном рас­творе. Так как растворимость вещества очень мала, то иего кон­центрация в растворе также очень мала и, значит, степень диссоци­ации для них будет приближаться к единице. При установившемся равновесии в единицу времени в раствор будет переходить столь­ко же ионов, сколько их будет

выпадать в осадок.

Процесс растворения можно представить следующим образом

КАкр = К+р + А-р .

Обратная реакция является процессом кристаллизации вещества.

Для такой сис­темы константа равновесия будет равна

Kд = .

Так как концентрация вещества в твердой фазе [KAкр] величина постоянная, то ее можно объединить с константой диссоциации и получить новую константу.

Константа равновесия в системе осадок/насыщенный раствор носит название ПРОИЗВЕДЕНИЕ РАСТВОРИМОСТИ (ПР).

ПР = [К+][А-] (7.16)

Если при диссоциации соли образуется более двух ионов, то концентрации ионов в уравнении берут в сте­пенях, соответствующих их стехиометрическим коэффициентам.

КnAm = nK+m + mA+n , (7.17)

ПР = [K+m]n [A+n]m . (7.18)

Произведение растворимости является табличной величиной и зависит только от природы растворенного вещества и температуры.

Чем меньше величина ПР, тем меньше ионов переходит в раствор и тем меньше растворимость вещества.

Зная величину ПР, можно рассчитать растворимость вещества, т.е. его концентрацию в насыщенном растворе (S,моль/л)

S = , (7.19)

Где n и m стехиометрические коэффициенты в уравнении (7.17).

До тех пор, пока произведение концентраций ионов в раство­ре не превысит величину ПР данной соли, вещество в осадок вы­падать не будет.

Соотношение (7.19) справедливо лишь для случая, когда в растворе существует только одно растворенное вещество.

Если там растворить дополнительно еще один электролит, содержащий хотя бы один одноименный ион, то равновесие сдвинется в сторону процесса кристаллизации (влево), что приведет к уменьшению концентрации раствора и позволит более полно выделить растворенное вещество из жидкой фазы в твердую.

 

 

4. РЕАКЦИИ ИОННОГО ОБМЕНА.

Реакции обмена между ионами в растворе протекают без изменения их зарядов и имеют обычно большую скорость. Рассмотрим четыре типичных варианта таких реакций.

Реакции, идущие с образованием осадков. При смешении раст­воров хлорида бария и сульфата натрия, которые относятся к классу хорошо растворимых веществ, образуется кристаллический осадок сульфата бария. Молекулярное уравнение (МУ) этой реакции

ВаС12(р) + Na2S04(р) = ВаS04(кр)↓ + 2NaCl(р)

 

Все представленные вещества являются сильными электролитами и в растворе в виде молекул существовать не могут. Запишем реакцию в виде ионно-молекулярного уравнения (ИМУ):

Ва2+ + 2Cl- + 2Na+ + SO42- = ВаS04(кр)↓+ 2Na+ + 2Cl-

Сущность этого процесса выражает ионное уравнение

Ва2+(р) + SO42-(р) = Ва2S04(кр)¯

Так как BaS04 выпадает в осадок, который не участвует в обратной реакции растворения, то и равновесие данного процесса практически нацело смещено вправо и реакция идет до конца в открытой системе.

Реакции, идущие с образованием газов. Взаимодействие концентрированных растворов хлорида натрия и серной кислоты приводит к образованию газообразного хлористого водорода:

(МУ) NaCI(р) + H2S04(р) = HCl(г)­ + NaHS04(р)

(ИМУ) Na+ + Cl- + 2Н+ + SO42- = HCl(г) ­ + Na+ + HSO4-

Н+(р) + Cl-(р) =HCl(г)­

 

Равновесие данной реакции практически нацело смещено вправо, так как одним из продуктов реакции является летучее вещество, покидающее зону реакции (раствор).

Реакции, идущие с образованием слабых электролитов. Причиной данных реакций является образование очень устойчивых молекул. Добавив к раствору цианида калия раствор соляной кислоты, мы по­лучим цианистоводородную кислоту, которая является слабым электролитом и в растворе присутствует в основном в виде молекул.

(МУ) KCN(p) + HCl(p) = HCN(p) + KCl(p)

(ИМУ) K+ + CN- + Н+ + Cl- = HCN + K+ + Cl-

CN-(p) + Н+(p) = HCN(p) Кд HCN = 8∙10-10

 

Образование слабодиссоциирующих молекул HCN сдвигает равновесие вправо. Обобщая этот пример, можно сделать вывод о том, что сильные кис­лоты и основания «вытесняют» из растворов более слабые.

 

К этому же типу реакций относятся реакции нейтрализации между кислотами и основаниями, в результате которых образуется слабый электролит – вода.

Реакции, идущие с образованием комплексных ионов. Комплексные ионы относятся к разряду слабых электролитов, поэ­тому равновесие сильно смещено вправо.

Zn2+(p) + 4NH3(p) = [Zn(NHЗ)4]2+(p)

Подводя итог сказанному, можно сделать вывод: если в результате обменной реакции могут образоваться труднорастворимые вещества, газы, слабодиссоциирующие вещества (слабые электролиты или комплексные ионы), то эти реакции идут практически необратимо в прямом направлении.

 

5. ГИДРОЛИЗ

Гидролиз – это реакции обменного взаимодействия между частицами растворенного вещества и молекулами воды. Гидролизу подвергаются вещества разных классов (соли, углеводы, белки, жиры, эфиры и другие соединения). В результате гидролиза солей обра­зуются слабые электролиты - кислоты и основания. Это происходит за счет смещения равновесия про­цесса электролитической диссоциации воды.

Гидролиз является результатом поляризационного взаимодейс­твия ионов соли с их гидратными оболочками. Чем оно силь­нее, тем интенсивнее протекает гидролиз. Сущность процесса гидролиза можно представить следую­щим образом. Катионы соли образуют с молекулами воды донорно-акцепторные связи, причем донором являются атомы кислорода в молекулах воды, имеющие по две неподеленные электронные пары, а акцепторами - катионы, имеющие свободные электронные орбитали. Чем больше заряд катиона и меньше его размер, тем сильнее его поляризующее воздействие на гидратную оболочку и тем вероятнее, что катион оторвет от молекулы воды ион ОН-. Анионы соли связаны со своей гидратной оболочкой водородными связями, причем чем больше заряд аниона и меньше его paдиус, тем эти связи прочнее. В пределе анион может полностью оторвать протон от молекулы воды и образовать с ним ковалентную связь.

В общем случае реакция гидролиза является реакцией обрат­ной реакции нейтрализации, поэтому возможность ее протекания определяется возможностью образования слабых электроли­тов, т.е. слабых кислот или слабых оснований.

Возможны четыре варианта действия воды на соль.

1.Соль (КС1) образована сильным основанием и сильной кислотой:

 

КС1 + Н2О = НС1 + КОН

 

В этом случае продуктами реакции являются сильные электролиты, которые в растворе в молекулярном виде существовать не могут. Равновесие полностью смещено влево, в сторону образования единственного слабого электролита, – воды.

В этом случае реакция гидро­лиза не идет. Концентрация ионов водорода и ионов гидроксида не изменится, и среда останется нейтральной.

2.Соль (К2СОЗ) образована сильным основанием и слабой кислотой:

(МУ) К2СОЗ + 2Н20 = Н2СОЗ + 2КОН

(ИМУ) 2K+ + CO32- + 2Н20 = Н2СОЗ + 2K+ + 2OH-

Среди продуктов реакции в растворе в виде молекул может существовать только угольная кислота (Кд = 4,69∙10-11), поэтому гидролиз идет ступенчато по аниону.

1 ст. CO32-+ Н0Н = НСОЗ- + OH- К2СОЗ + НОН = КОН + КНСОЗ

2 ст. НСОЗ- + Н0Н = Н2СОЗ + OH-КНСОЗ + НОН = КОН + Н2СОЗ

Появление в растворе избытка ионов OH- создает в растворе щелочную среду (рН > 7).Чем слабее кислота, тем интенсивнее идет гидролиз.

З.Соль (А1С13) образована слабым основанием и сильной кислотой

А1С13 + 3НОН = А1(ОН)3 + 3НС1

в этом случае гидролиз протекает по катиону, так как гидроксид алюминия является слабым электролитом (Кд = 1,38∙10-9)

1 ст. Al3++ HOH = АlOH2+ + Н+ А1С13 + НОН = А1(ОН)Cl2 + НС1

2 ст. АlOH2+ + HOH = Аl(OH)2+ + Н+ А1(ОН)Cl2 + НОН = А1(ОН)2Cl + НС1

3 ст. Аl(OH)2+ + HOH = Аl(OH)3 + Н+ А1(ОН)2Cl + НОН = А1(ОН)3 + НС1

Образовавшиеся в результате гидролиза ионы водорода делают среду кислой (рН < 7). Чем слабее образующееся основание, тем полнее идет гидролиз.

4.Соль (NH4CN) образована слабым основанием и слабой кислотой. В этом случае гидролиз идет и по катиону и по аниону:

NH4CN + НОН = NH40H + HCN

NH4+ + CN- = NH40H + HCN

Ионы Н+ и OH- в суммарное уравнение гидролиза не входят, хотя среда может оказаться и кислой и щелочной. Это зависит от относительной силы образовавшихся кислоты и основания. В приведенном примере у NH40H Кд = 1,79∙10-5, а у HCN Кд = 7,9∙10-10. Это свидетельствует о том, что цианистоводородная кислота является более слабым электролитом и, значит, гидролиз по аниону будет протекать более интенсивно. Образующиеся при этом ионы ОН- будут иметь большую концентрацию, чем ионы Н+. Раствор цианистого аммония имеет слабощелочную среду.

Гидролизом солей слабых многоосновных кислот по второй и третьей ступени обычно можно пренебречь.

Количественно процесс гидролиза характеризуется степенью гидролиза aг и константой гидролиза Кг. Степень гидролиза - это отношение числа частиц, подвергшихся гидролизу, к их общему растворенному количеству.

aг = (7.20)

Степень гидролиза при нормальной температуре обычно величина очень маленькая. Для первого случая aг стремится к 0. В случаях 2 и 3 aг не превышает 1%. В четвертом случае она может достигать 3%.

Для реакции гидролиза КА + НОН = КОН + НА константа равновесия имеет следующий вид:

Кс =

Так как для разбавленных растворов концентрация воды [НОН] является величиной пос­тоянной, то произведение К на [НОН] также const и называется константой гидролиза:

Кг = (7.21)

Для гидролиза по аниону (случай KCN) это уравнение примет вид

 

Kг = (7.22)

Учитывая, что Kw= [Н+][ОН-], можно заменить [ОН-] на Kw/[Н+]. Уравнение (7.22) примет вид

Кг = (7.23)

 

Выражение [HA] /[A-][H+] = 1/Кдкис подставим в ур.7.23 и получим

Кг = . (7.24)

Аналогично для процесса гидролиза по катиону имеем

Кг = . (7.25)

Для процесса гидролиза по катиону и аниону

Кг = . (7.26)

Взаимосвязь степени и константы гидролиза аналогичны взаимосвя­зям для степени и константы диссоциации (з-н разведения Оствальда).

При нагревании степень гидролиза возрастает, так как константа диссоциации воды с ростом температуры возрастает сильнее, чем константы диссоциации кислот и оснований.

 

 

 

 



Дата добавления: 2021-01-26; просмотров: 368;


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 - 2016-2024 год. Материал предоставляется для ознакомительных и учебных целей.
Генерация страницы за: 0.025 сек.