Диссоциация слабых многоосновных кислот

Диссоциация слабых электролитов

Диссоциация сильных электролитов протекает необратимо, все растворенные молекулы распадаются на ионы:

HCl H⁺ + Cl^- (1)

Диссоциация слабых электролитов протекает обратимо, только небольшая часть растворенных молекул распадается на ионы:

CH₃COOH CH₃COO^- + H⁺ (2)

В растворах слабых электролитов одновременно протекают два процесса: диссоциация (распад на ионы) и ассоциация (объединение ионов в молекулы. Если на систему, в которой протекает обратимый процесс, не оказывать внешнего воздействия, она придет в состояние равновесия, которое определяется соответствующей константой равновесия. В данном случае она называется константой диссоциации:

(3)

Квадратные скобки означают молярную равновесную концентрацию, выраженную в моль/л.

Исходя из определения степени диссоциации α (отношение количества молекул, распавшихся на ионы, к общему количеству растворенных молекул), можно выразить концентрации ионов:

, (4)

где c – исходная концентрация растворенного вещества. В этом случае концентрация нераспавшихся на ионы молекул:

(5)

Если подставить выражение (4) и (5) в уравнение (3), мы получим математическое выражение закона разбавления Оствальда:

(6)

Если степень диссоциации достаточно мала, то , поэтому

(7)

Исходя из выражения (7), можно выразить степень диссоциации:

(8)

Выражение (8) представляет собой одну из распространенных форм записи закона разбавления Оствальда.

Диссоциация воды

Вода является слабым электролитом, уравнение диссоциации которого упрощенно можно записать так:

H₂O H⁺ + OH^- (9)

Константа диссоциации воды:

(10)

Как правило, мы рассматриваем разбавленные водные растворы. При низких концентрациях растворенного вещества концентрацию воды можно считать постоянной величиной. Получается, что в выражении (10) две постоянные величины – константа диссоциации K и концентрация воды [H₂O]. Таким образом, в воде и в разбавленных водных растворах произведение концентраций катионов водорода и гидроксид-анионов (ионное произведение воды) является постоянной величиной:

(11)

Водородный показатель (рН)

Концентрация катионов водорода (а также концентрация гидроксид-анионов) играет важную роль во многих химических и биохимических процессах, однако пользоваться этой величиной трудно. Чаще используют не саму концентрацию, а отрицательный десятичный логарифм концентрации катионов водорода – водородный показатель (по-русски произносится пэ-аш):

(12)

В кислых растворах pH < 7, в щелочных растворах pH > 7, в нейтральных pH ≈ 7.

Примеры расчета рН сильных электролитов.

1) Раствор 0,005 M H₂SO₄.

При диссоциации сильной серной кислоты образуются два катиона водорода

H₂SO₄ 2H⁺ + SO₄^2- (13)

Концентрацию ионов, можно найти как произведение количества таких ионов, образующихся при диссоциации одной молекулы N, степени диссоциации α, и исходной концентрации электролита с. В данном примере N = 2 (это следует из уравнения 13), α = 1 (серная кислота сильная), с = 0,005 моль/л.

[H⁺] = Nαc = 2*1*0,005=0,01=10^-2 (моль/л)

pH = - lg[H+] = -lg(10^-2)= 2.

2) 0,1 M NaOH

NaOH Na⁺ + OH^- (14)

[OH^-] = Nαc = 1*1*0,1 = 0,1 = 10^-1 (моль/л)

Используя ионное произведение воды (11), можно определить концентрацию катионов водорода:

pH = - lg[H+] = -lg(10^-¹³)= 13.

3) 0,01 M CH₃COOH

степень диссоциации слабой уксусной кислоты следует рассчитать по закону разбавления Оствальда (8), используя табличные данные (табл.1)

Табл. 1. Константы диссоциации слабых электролитов.

[H⁺] = N*α*c = 1*0,0424*0,01=4,24*10^-4 (моль/л)

pH = - lg (4,24*10^-4) = 3,37

Диссоциация слабых многоосновных кислот

протекает ступенчато.

На первой ступени от молекулы угольной кислоты может оторваться катион водорода:

I. H₂CO₃ H⁺ + HCO₃^- (гидрокарбонат-анион)

Возможна (но маловероятна) диссоциация по второй ступени:

II. HCO₃^- H⁺ + CO₃^2-

В растворе существуют молекулы угольной кислоты, а также небольшое количество катионов водорода и гидрокарбонат-анионов. Концентрация карбонат-анионов очень мала.

На первой ступени от молекулы фосфорной кислоты может оторваться катион водорода:

I. H₃PO₄ H⁺ + H₂PO₄^- (дигидрофосфат-анион)

Менее вероятна диссоциация по второй ступени:

II. H₂PO₄^- H⁺ + HPO₄^2- (гидрофосфат-анион)

Возможна (но маловероятна) диссоциация по третьей ступени с образованием фосфат-анионов. В растворе фосфорной кислоты находятся молекулы фосфорной кислоты, катионы водорода, дигидрофосфат-анионы, очень небольшое количество гидрофосфат-анионов. Концентрация фосфат-анионов очень мала.

Кислые соли

Кислые анионы (гидрокарбонаты, гидрофосфаты, дигидрофосфаты) образуют кислые соли. При их диссоциации катионы металла отрываются от молекулы, а катионы водорода, как правило, остаются в составе кислого аниона:

NaHCO₃ Na⁺ + HCO₃^-

(гидрокарбонат натрия, пищевая сода),

Ca(HCO₃)₂ Ca²⁺ + 2HCO₃^-

(гидрокарбонат кальция),

K₂HPO₄ 2K⁺ + HPO₄^2-

(гидрофосфат калия)

NaH₂PO₄ Na⁺ + H₂PO₄^-

(дигидрофосфат натрия)

MgHPO₄ Mg²⁺ + HPO₄^2-

(гидрофосфат магния)

Ca(H₂PO₄)₂ Ca²⁺ + 2H₂PO₄^-

(дигидрофосфат кальция)

Дигидрофосфат кальция входит в состав удобрений суперфосфата и двойного суперфосфата.

Буферные растворы

сохраняют величину pH при попадании в них небольших количеств кислоты или щелочи.

Примером является так называемый ацетатный буфер, состоящий из слабой уксусной кислоты и ее соли, например, ацетата натрия.

CH₃COOH CH₃COO^- + H⁺

CH₃COONa CH₃COO^- + Na⁺

При попадании в буферный раствор кислоты катионы водорода взаимодействуют с ацетат-анионами, поэтому величина pH практически не снижается:

CH₃COO^- + H⁺ CH₃COOH

При попадании в буферный раствор щелочи гидроксид-анионы взаимодействуют с молекулами угольной кислоты, поэтому величина pH практически не увеличивается:

CH₃COOH + OH^- CH₃COO^- + H₂O

Главный способ получения солей – реакция нейтрализации, взаимодействие кислоты с основанием. Например, считается, что поваренная соль (хлорид натрия) образована гидроксидом натрия и соляной кислотой:

NaOH + HCl NaCl + H₂O

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

Гидролиз – это процесс взаимодействия соли с водой.

Гидролизу подвергаются соли, образованные или слабой кислотой, или слабым основанием, или и слабой кислотой и слабым основанием. Такие соли, как NaCl, KNO₃, Na₂SO₄ и многие другие, гидролизу не подвергаются (с водой не взаимодействуют).

1. Гидролиз солей, образованных слабой одноосновной кислотой.

CH₃COONa + H₂O ?

H⁺ + OH^-

CH₃COO^- + Na⁺ + H₂O CH₃COOH + Na⁺ + OH^-

Ввиду образования в результате гидролиза гидроксид-анионов, среда становится щелочной, поэтому pH > 7.

CH₃COONa + H₂O CH₃COOH + NaOH

2. Гидролиз солей, образованных слабыми многоосновными кислотами, происходит ступенчато. Образуются кислые соли.

1 ступень:

Na₂CO₃ + H₂O ?

H⁺ + OH^-

2Na⁺ + CO₃^2- + H₂O 2Na⁺ + HCO₃^- + OH^- (среда щелочная)

Na₂CO₃ + H₂O NaHCO₃ + NaOH

2 ступень:

NaHCO₃ + H₂O ?

H⁺ + OH^-

Na⁺ + HCO₃^- + H₂O Na⁺ + H₂CO₃ + OH^- (среда щелочная)

NaHCO₃ + H₂O NaOH + H₂CO₃ (H₂O + CO₂)

Гидролиз протекает за счет диссоциации молекул воды, которая усиливается при нагревании, отсюда следует, что гидролиз также усиливается при нагревании.

Вторую ступень можно рассмотреть как отдельный процесс гидролиза пищевой соды (гидрокарбоната натрия). По своему составу гидрокарбонат натрия является кислой солью, но при растворении его в воде получается щелочная среда вследствие гидролиза. При нагревании раствора гидролиз усиливается настолько, что можно легко заметить пузырьки углекислого газа, который образуется при распаде угольной кислоты.

1 ступень:

Na₃PO₄ + H₂O ?

H⁺ + OH^-

3Na⁺ + PO₄^3- + H₂O 3Na⁺ + HPO₄^2- + OH^- (среда щелочная)

Na₃PO₄ + H₂O Na₂HPO₄ + NaOH

Образуется кислая соль – гидрофосфат натрия.

2 ступень:

Na₂HPO₄ + H₂O ?