Тема – 8: Кислотность растворов. Гидролиз солей. Электролиз

Тема – 8: Кислотность растворов. Гидролиз солей. Электролиз.

Студент должен:

Знать:

·  Теорию электролитической диссоциации Аррениуса.

·  Гидролиз солей и электролиз расплавов и растворов солей.

Уметь:

·  Записывать уравнения реакций ионного обмена

·  Определять кислотность растворов кислотно – основными индикаторами.

·  Составлять полные и сокращенные ионные уравнения гидролиза солей.

·  Предсказывать реакцию среды в растворах солей.

·  Решать задачи на концентрацию растворов.

8.1. Кислоты, основания и соли, как электролиты

Вы уже знаете, что растворы кислот, оснований и солей проводят электрический ток. Следовательно, эти вещества — электролиты. Запишем еще раз уравнения диссоциации этих веществ:

Рассматривая эти уравнения, можно заметить, что кислоты проявляют свои свойства благодаря присутствию в их растворах ионов водорода. Общие свойства оснований определяются ионами ОН (гидроксид-ионами). А свойства солей — ионами металлов и кислотных остатков.

Теперь вспомним, как мы раньше при изучении атомно-молекулярной теории определяли эти классы веществ. Кислотами мы называли сложные вещества, в состав молекул которых входят атомы водорода и кислотные остатки.

Основаниями мы назвали сложные вещества, в состав молекул которых входят атомы металлов и гидроксогруппы. Теперь, зная, что эти вещества диссоциируют в воде, мы можем дать этим веществам новые определения.

Кислоты – сложные вещества, в растворах которых нет других катионов, кроме ионов водорода.

Основания – сложные вещества, в растворах которых нет других анионов, кроме гидроксид – ионов.

Соли – сложные вещества, при диссоциации которых в воде образуются катионы металлов и анионы кислотных остатков.

Обратим теперь внимание на диссоциацию многоосновных кислот. Выше мы записали уравнение диссоциации так:

Следует иметь в виду, что данное уравнение выражает суммарный процесс диссоциации. В природе такие кислоты диссоциируют ступенчато:

Аналогичным образом ступенчато диссоциируют и многокислотные основания:

В зависимости от того, сколько атомов водорода в многоосновной кислоте замещено на металл, различают средние и кислые соли:

При диссоциации кислых солей в растворе кроме катионов металла появляются еще и катионы водорода.

8.2 Степень диссоциации (ионизации)

В водных растворах некоторые электролиты полностью распадаются на ионы. Другие электролиты распадаются на ионы частично. Большая часть их молекул остается в растворе в недисоциированном виде. В растворах таких электролитов одновременно присутствуют и ионы и недиссоциированные молекулы растворенного вещества. Для количественной характеристики соотношения диссоциированных и недиссоциированных молекул электролита используют понятие «степень электролитическойдиссоциации».

Для каждого электролита степень электролитической диссоциации определяют опытным путем, измеряя электропроводность его водного раствора.

Степень диссоциации обозначают буквой «ОС» и часто выражают в процентах, реже в долях единицы. Степеньэлектролитической диссоциации равна отношению числа молекул, которые распались на ионы, к общему числу растворенных молекул электролита:

где п — число молекул, распавшихся на ионы; N — общее число растворенных молекул.

Степень диссоциации зависит от природы растворителя и природы растворенного вещества.

Одно и то же вещество в одних растворителях может вести себя как электролит, в других — как неэлектролит. Например, молекулы серной кислоты H2S04 хорошо диссоциируют в воде, слабее в этаноле и совсем не диссоциируют в бензоле. Это объясняется тем, что вода является одним из наиболее полярных растворителей, этанол — слабополярный, а бензол — неполярный растворитель.

Так как на практике в качестве растворителя наиболее часто используется вода, рассмотрим классификацию электролитов по степени диссоциации в водных растворах.

На степень ионизации влияет тип химической связи в молекулах электролита. Электролиты, отличающиеся друг от друга типом химической связи, диссоциируют в водном растворе в разной степени. Так, для электролитов с ионными или сильно полярными ковалентными связями диссоциация протекает в воде практически нацело. Эти электролиты называют сильными.

Таким образом, сильные электролиты — это такие электролиты, для которых степень диссоциации в водных растворах равна 1 (100%). К сильным электролитам относятся:

1. Практически все соли;

2. Кислоты - НСlO 4, НСlO3, HN03, H2S04, HMn04, H2Cr207,HI, HBr, НС1, H2Cr04;

3. Щелочи - LiOH, NaOH, KOH, CsOH, RbOH, Ca(OH),, Sr(OH) 2, Ba(OH)2.

Кислоты и основания, являющиеся сильными электролитами, относятся к сильным кислотам и сильным основаниям.

Электролиты со слабо полярными связями диссоциируют в воде частично. Степень ионизации зависит от степени полярности связей в их молекулах. Электролиты, диссоциирующие не полностью, называют слабыми.

Следовательно, слабые электролиты — это такие электролиты, для которых степень диссоциации в водных растворах меньше 1 (100%).

К слабым электролитам относятся:

1. Слабые кислоты - НС10.„ НСЮ, HN02, Н2СОэ, H2Si03, H3P04, HF, H3B03; СН3СООН, H2S, HCN и др.;

2. Слабые малорастворимые в воде основания и амфо-терные гидроксиды: Fe(OH)2 Fe(OH)3 Cu(OH)2 Pb(OH)2 Al(OH)3 Cr(OH)3;

3. Вода Н20.

4. NH4 OH.

He следует путать растворимость вещества с его принадлежностью к сильным и слабым электролитам. Например, хлорид серебра AgCl имеет очень низкую растворимость в воде. Однако вся растворившаяся соль находится в растворе в виде ионов Ag+ и Cl-, поэтому AgCl относят к числу сильных электролитов.

С другой стороны, например, газ аммиак NH3 очень хорошо растворяется в воде, но только часть молекул NH3 взаимодействут с водой с образованием ионов NH4+ и ОН-. Значит гидроксид аммония является слабым электролитом.

На степень диссоциации слабых электролитов влияет несколько факторов.

1. Степень ионизации электролита зависит от его концентрации в растворе. Разбавление раствора ведет к по-

вышению степени диссоциации электролита. Это происходит потому, что с уменьшением его концентрации уменьшается вероятность встречи ионов в растворе.

Повышение концентрации электролита в растворе понижает степень его ионизации.

Чем слабее электролит, тем больше повышается его степень диссоциации по мере разбавления раствора.

Изменение температуры раствора электролита также влияет на степень ионизации.

При повышении температуры степень диссоциации электролита увеличивается. Это объясняется тем, что с повышением температуры энергия молекул увеличивается, химическая связь в них ослабляется, что облегчает процесс диссоциации электролитов, то есть их распад на ионы. И наоборот, понижение температуры уменьшает степень ионизации электролита.

На степень диссоциации влияет добавление одноименных ионов к раствору слабого электролита.

Например, если к раствору уксусной кислоты прилить раствор ацетата натрия CH3COONa, то есть увеличить концентрацию ацетат - ионов то равновесие обратимого процесса диссоциации уксусной кислоты согласно принципу Ле-Шателье смещается влево. Поэтому степень диссоциации уксусной кислоты уменьшается.

8.3. Диссоциация воды. рН

Вода как слабый электролит в незначительной степени диссоциирует на ионы Н+ и ОН-, которые находятся в равновесии с недиссоциированнымк молекулами ;

Как. видно из уравнения диссоциации воды, в ней концентрация ионов |Н+] и [ОН - ] одинаковы,. Опытом установлено, что в 1 л воды при комнатной температуре (22°С) диссоциации подвергаются лишь 10~7 моль и при этом образуется 10"7 моль/л ионов Н - и10 7 моль/л ионов ОН+.

Произведение концентраций ионов водорода и гидро-ксид-иснов е воде называется ионным произведением воды (обозначается К(). При определенной температуре Кв — величина постоянная. Численное значение его при температуре 22"С равно ]0"и :

Постоянство произведения [Н+]и [ОН^ означает, что в любом водном растворе ни концентрация ионов водорода, ни концентрация гидрокисид-ионов не может быть равна нулю. Иными словами, любой водный раствор кислоты, основания или соли содержит как Н+ионы, так и гидроксид-ионы ОН"". Действительно для чистой воды [Н+]= [ОН""]=10"7 моль. Если в нее добавить кислоту, то ионов [Н1"] станет больше 10"7 , а [ОН"] меньше 10 7 моль/л. И наоборот, если к воде добавить щелочь, то [Н+] становится меньше 10 -7 , а [ОН ] больше 10 -7 моль/л.

Из постоянства произведения [Н"]и [ОН] следует, что при увеличении концентрации одного из ионов воды соответственно уменьшается концентрация другого иона. Это позволяет вычислять концентрацию Н4-ионов, если известна концентрация гидроксид-ионов ОН", и наоборот. Например, если в водном растворе [Н]= 103 моль/л, то [ОН~1определяется так :

Таким образом, кислотность и щелочность раствора можно выражать через концентрацию либо ионов Н4, либо ионов ОН". На практике пользуются первым способом. Тогда для кислого раствора [Н] > 10 7 и для щелочного [Н] < Ю"7 моль/л.

Чтобы избежать неудобств, связанных с применением чисел с отрицательными показателями степени, концентрацию водородных ионов принято выражать через водородный показатель и обозначать символом рН (читается «пэ-аш»). Водородным показателем рН называется отрицательный десятичный логарифм концентрации водородных ионов:

где [Н4] концентрацияионов водорода, моль/л.

Понятие водородный показатель было введено датским химиком Соренсом в 1909 г.: буква «р» - начальная буква датского слова potens - математическая степень, буква Н - символ водорода. С помощью рН реакция растворов характеризуется так: нейтральная рН 7, кислая рН < 7, щелочная рН > 7. Наглядно зависимость между концентрацией ионов водорода, величиной рН и реакцией раствора можно выразить схемой. Из схемы видно, что чем меньше рН, тем больше концентрация ионов Н+,т. е. выше кислотность среды; и наоборот чем больше рН, тем меньше концентрация ионов Н4, т. е. выше щелочность среды.

Вкачестве примера можно привести значения рН некоторых растворов и указать соответствующую им реакцию среды. Так, у желудочного сока рН 1,7 (сильнокислая реакция), у торфяной воды рН 4 (слабокислая), у дождевой воды рН 6(слабокислая),у водопроводной воды рН 7,5 (слабощелочная), у крови рН 7,4 (слабощелочная), у слюны рН 6,9 (слабокислая),у слез рН 7 (нейтральная). В зависимости от величины рН почвенного раствора почвы подразделяются на шесть групп — на сильнокислые (рН 3-4), кислые(рН 4-5), слабокислые (рН 5-6),нейтральные (рН 6-7), слабощелочные (рН 7-8) и, наконец, сильнощелочные (рН 8-9).

Существуют различные методы измерения рН. Качественно реакцию среды и рН водных растворов электролитов определяют с помощью индикаторов, меняющих. свою окраску в определенном интервале рН.

Индикаторами называются вещества, которые обратимо изменяют свой цвет в зависимости от среды раствора, т. е. рН раствора.

На практике применяют индикаторы лакмус, метиловый оранжевый (метилоранж) и фенолфталеин.

Индикаторный метод основан на сравнении окраски индикатора в испытуемом водном растворе с окраской его в условиях известной величины рН.

1. В чем вы видите различия определений кислот, оснований и солей с позиции атомистики и электролитической диссоциации?

2. Какие вещества называют сильными электролитами? Приведите формулы и названия таких веществ.

3. Составьте уравнения диссоциации следующих веществ: а) НВг; Na2S04; б)" H3B03; NaN03; в) ВаС12; Н2С03. При составлении уравнений учтите силу электролитов.

4. Составьте уравнения ступенчатой диссоциации следующих веществ:

H3P04 NaH2P04 KHSO,, Ва(ОН)2

Фосфорная Дигидрофосфат Гидросульфат Гидроксид

кислота натрия калия бария' Назовите образующиеся ионы.

5. В воде объемом 100 мл растворили 5 г вещества. Определите массовую долю вещества в растворе.

6. Рассчитайте молярную концентрацию раствора, в 150 мл которого растворено 0,1 моль вещества.

7. В 100 мл раствора содержится 9,8 г серной кислоты. Определите молярную концентрацию раствора.