В зависимости от концентрации ионов водорода различают три среды.
В нейтральной среде [ H + ] = [ OH - ]= 10-7 моль/л, рН= – lg 10-7 = 7. Эта среда характерна как для чистой воды, так и для нейтральных растворов. В кислых растворах [ H + ] > 10-7моль/л, рН < 7. В кислых средах рН меняется в пределах 0 < рН < 7. В щелочных средах [ H + ] < [ОН–] и [ H + ] < 10-7 моль/л, следовательно, рН > 7. Пределы изменения рН: 7 < рН < 14.
Реакции ионного обмена (РИО) – это реакции между ионами, протекающие в водных растворах электролитов. Отличительная особенность обменных реакций: элементы, входящие в состав реагирующих веществ, не меняют свою степень окисления. Реакции ионного обмена являются необратимыми реакциями и протекают при условии: 1) образования малорастворимого вещества, 2) выделения газообразного вещества, 3) образования слабого электролита.
При протекании РИО противоположно заряженные ионы связываются и выводятся из сферы реакции. Сущность реакций ионного обмена выражают с помощью ионных уравнений, которые, в отличие от молекулярных, показывают истинных участников реакции. При составлении ионных уравнений следует руководствоваться тем, что вещества малодиссоциирующие, малорастворимые (выпадающие в осадок) и газообразные записываются в молекулярной форме. Сильные растворимые электролиты записываются в виде ионов. Поэтому при написании ионных уравнений необходимо пользоваться таблицей растворимости солей и оснований в воде.
Гидролиз – это процесс взаимодействия ионов соли с молекулами воды, приводящий к образованию малодиссоциирующих соединений; является частным случаем реакций ионного обмена. Гидролизу подвергаются соли, образованные:
|
|
1) слабой кислотой и сильным основанием (NaCH 3 COO , Na 2 CO 3 , Na 2 S ,);
2) слабым основанием и сильной кислотой (NH 4 Cl , FeCl 3 ,, AlCl 3 ,);
3) слабым основанием и слабой кислотой (NH 4 CN , NH 4 CH 3 COO).
Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, гидролизу не подвергаются: Na 2 SO 4 , BaCl 2 , NaCl , NaJ и т.д.
Гидролиз солей увеличивает концентрации ионов Н+ или ОН–. Это приводит к смещению ионного равновесия воды и в зависимости от природы соли сообщает раствору кислую или щелочную среду (см. примеры решения задач).
Примеры решения задач
Пример 1. Вычислить константу диссоциации уксусной кислоты СН3СООН, зная, что в 0,1М растворе она диссоциирована на 1,32%.
Р е ш е н и е. Для решения задачи воспользуемся законом разбавления Оствальда – уравнение (13), в котором С – концентрация уксусной кислоты, a – степень ее диссоциации в данном растворе, значение которой равно 1,32/100=0,0132. Таким образом,
Ответ: константа диссоциации уксусной кислоты составляет 1,76×10-5.
Пример 2. Вычислить значение рН 0,1М раствора гидроксида аммония NH 4 OH, приняв степень диссоциации раствора равной 1%.
|
|
Р е ш е н и е. 1) Записываем уравнение диссоциации раствора NH 4 OH:
NH4 OH ⇄ NH 4 + + OH –
2) Так как гидроксид аммония – слабый электролит и процесс его диссоциации носит обратимый характер, к моменту равновесия в 1 л раствора продиссоциировало С∙ a моль NH 4 OH (С = 0,1 моль/л) и образовалось столько же моль ОН– – ионов:
[ OH - ] = С∙ a = 0,1∙ × 0,01 = 1 × 10-3 моль/л, следовательно, рОН = 3
3) Рассчитываем значение рН: pH + pOH = 14, рН = 14 – 3 = 11.
Ответ: рН 0,1М раствора гидроксида аммония равно 11.
Пример 3. Выразить с помощью ионного уравнения сущность реакции:
Pb ( NO 3 )2 + KI ®
Р е ш е н и е. 1) Составляем молекулярное уравнение реакции:
Pb ( NO 3 )2 + 2 KI ® PbI 2 ¯ + 2 KNO 3
Отмечаем, что в результате образуется нерастворимое вещество PbI 2 .
2) Составляем полное ионное уравнение (все сильные электролиты записываем в виде ионов, слабые, уходящие из сферы реакции, – в виде молекул):
Pb2+ + 2NO3– + 2K+ + 2I– = PbI2 ¯ + 2K+ + 2NO3–
3) Составляем сокращенное ионное уравнение, в котором исключаем все ионы, повторяющиеся в обоих частях уравнения, т.е. ионы не участвующие в реакции:
Pb2+ + 2NO3– + 2K+ + 2I– = PbI2 ¯ + 2K+ + 2NO3–
Pb 2+ + 2 I – = PbI 2 ¯
Из сокращенного ионного уравнения видно, что сущность реакции сводится к взаимодействию ионов Pb 2+ и I – , в результате которого образуется труднорастворимое вещество PbI 2.
|
|
Пример 4. Определить характер среды водного раствора соли ZnCl 2.
Р е ш е н и е. ZnCl 2 – соль образованная сильной кислотой HCl и слабым основанием Zn ( OH )2, следовательно, подвергается гидролизу по катиону. Так как катион двухзарядный, гидролиз будет протекать по двум ступеням.
I ступень:
а) записываем уравнение процесса диссоциации ZnCl 2 :
ZnCl 2 = Zn2+ + 2 Cl –
Подчеркнем ион, по которому идет гидролиз, это ион Zn 2+ .
б) процесс взаимодействия иона Zn 2+ с водой происходит по схеме:
Zn2+ + H+–OH– ⇄ (ZnOH)+ + H+
в) запишем суммарное уравнение гидролиза:
ZnCl 2 = Zn 2+ + 2 Cl –
Zn 2+ + H 2 O ⇄ ( ZnOH )+ + H +
ZnCl 2 + Zn 2+ + H 2 O ⇄ Zn 2+ + ( ZnOH )+ + 2 Cl – + H +
После преобразований получаем:
ZnCl 2 + H 2 O ⇄ Zn ( OH ) Cl + HCl
В результате гидролиза образуется сильная кислота HCl, поэтому рН < 7.
II ступень:
При рассмотрении гидролиза по второй ступени используется аналогичный подход.
а) Zn ( OH ) Cl = (ZnOH)+ + Cl –
б) ( ZnOH )+ + H + – OH – = Zn ( OH )2 + H +
в) Zn ( OH ) Cl = ( ZnOH )+ + Cl –
( ZnOH )+ + H 2 O = Zn ( OH )2 + H +
Zn(OH)Cl + H2O = Zn(OH)2 ¯ + HCl
Таким образом, в результате гидролиза по второй ступени образуется сильная кислота HCl, которая создает кислую среду раствора (рН < 7).
|
|
1.8. Растворы. Способы выражения концентрации растворов
Раствор – гомогенная (однородная) система, состоящая как минимум из двух компонентов, один из которых растворитель, другой – растворенное вещество. То есть состав раствора = растворитель + растворенное вещество. Например, водный раствор хлорида натрия состоит из двух компонентов: воды (растворителя) и хлорида натрия (растворенного вещества).
Дата добавления: 2019-01-14; просмотров: 178; Мы поможем в написании вашей работы! |
Мы поможем в написании ваших работ!