Водные электролиты


Дата добавления: 2014-05-20 | Просмотров: 639


<== предыдущая страница | Следующая страница ==>

 

Химически чистая вода является слабым амфотерным электролитом, поэтому ее электролитическая диссоциация выражена слабо (амфотерность – способность химических соединений проявлять основные либо кислотные свойства в зависимости от условий). Вода диссоциирует на катион водорода и анион гидроксила по уравнению:

 

Н2О « Н+ + ОН- (DН > 0) (8.16)

Поскольку в воде всегда существует гидратированный протон – ион гидроксония Н3О+, процесс ассоциации воды:

Н2О + Н+ ® Н3О+ (DН < 0).

Итак, вода является неравновесной системой, в которой протекают обратимые реакции.

На основании закона действующих масс константа электролитической диссоциации воды

 

отсюда

[H+] [OH-] = [H2O].

 

Величина KW= [H+]×[OH-] названа ионным произведением воды. Для чистой воды [H2O] = 1000/18 = 55,6 моль/л ( = 1 л = 1000 мл; =18 г/моль), =1,8×10-16. Подставив эти значения получим Кw= [H+]×[OH-]=1,8×10-16×55,6 » 10-14.

Величина KW постоянна для любых концентраций водородных и гидроксильных ионов в растворе электролита при данной температуре. В растворах кислот или щелочей, концентрации водородных и гидроксильных ионов различны, однако, ионное произведение воды остается постоянным при условии неизменности температуры.

С увеличением температуры степень диссоциации воды возрастает, и, следовательно, увеличивается KW. Так, при температуре кипения ионное произведение воды равно ~ 10-12.

Для количественной характеристики кислотных или щелочных свойств водных растворов введена величина, называемая водородным показателем (рН) – это отрицательный десятичный логарифм концентрации ионов Н+:

 

рН = -lg[H+].

 

В нейтральном водном растворе при комнатной температуре KW=[H+]×[OH-] = 10-14, откуда [H+] = [OH-] = 10-7 моль/л и рН = 7. В кислых растворах концентрация водородных ионов больше, чем ионов ОН-, [H+]>10-7 моль/л, следовательно, рН<7. В щелочных растворах [H+]< [OH-], [H+] <10-7 моль/л, значит рН >7. Необходимо подчеркнуть, что эти закономерности справедливы только при 25°С.

 

 

 

Гидролиз солей.

 

Гидролиз(гидролитическое расщепление или гидролитическая деструкция) – обменная реакция между веществом и водой.

Аналогичные реакции для неводных сред называют сольволизом. Гидролиз – разновидность ионных реакций сольволиза. Реакция нейтрализации между различными по силе кислотами и основаниями не всегда доходит до конца вследствие протекания обратного процесса – гидролиза образующейся соли, т.е. процесса, обратного реакциям нейтрализации.

Ранее было показано, что большинство солей в водных растворах диссоциирует на катион металла и кислотный остаток. Например,

 

CH3COONa ® Na+ + CH3COO-.

Определенная доля молекул воды (хотя и очень малая) диссоциирует на ионы Н+ и ОН-:

Н2О « Н+ + ОН-.

Ионы, образовавшиеся в результате диссоциации солей, могут взаимодействовать с ионами воды с образованием малодиссоциированных соединений (слабых электролитов). В данном случае

 

СН3СОО- + Н+ ® СН3СООН,

 

и реакция гидролиза записывается в виде

 

NaCH3COO + H2O « CH3COOH + NaOH

или в ионной форме

 

СН3СОО- + Н2О « CH3COOH + ОН-.

 

Таким образом, сущность гидролиза состоит в том, что катионы соли (слабое основание), или ее анионы (слабая кислота), либо оба вида ионов одновременно могут связывать соответственно ионы ОН- или Н+ воды, либо и те и другие с образованием слабого электролита – соответственно, основания, кислоты или основания и кислоты сразу). Различают гидролиз трех типов 1) гидролиз солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой (рН растворов таких соединений меньше 7); 2) гидролиз солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой (рН> 7); 3) гидролиз солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой (рН@ 7).

Рассмотрим подробнее процесс гидролиза солей для всех случаев.

1. Соли слабого основания и сильной кислоты (гидролиз по катиону), например, Al2(SO4)3, FeCl2, NH4Cl. Среда при этом виде гидролиза кислая (рН <7),

 

FeCl2 ® Fe2+ + 2Cl-,

Cl- + HOH ® реакция не идет,

Fe2+ + H2O « Fe(OH)+ + H+ (1 ступень),

Fe(OH)+ + HOH « Fe(OH)2 + H+ (2 ступень).

 

Соответствующие молекулярные уравнения 1 и 2 ступени гидролиза

 

FeCl2 + H2O « Fe(OH)Cl + HCl,

Fe(OH)Cl + H2O « Fe(OH)2 + HCl.

 

2. Соли сильного основания и слабой кислоты (гидролиз по аниону). При гидролизе KClO, Na2CO3, CH3COONa, Na2S, K2SiO3 создается щелочная среда (рН > 7), например,

 

CH3COONa + H2O « CH3COOH + NaOH (рН > 7).

 

При растворении солей многоосновных кислот гидролиз протекает ступенчато, например

Na2S ® 2Na+ + S2-

Na+ + HOH ® реакция не идет

S2- + HOH « HS- + OH- ( 1 ступень)

HS- + HOH « H2S + OH- (2 ступень)

 

Молекулярные уравнения соответственно имеют вид:

Na2S + H2O « NaHS + NaOH,

NaHS + H2O « H2S + NaOH.

3. Соли слабого основания и слабой кислоты (гидролиз по катиону и аниону) – Al2S3, CH3COONH4, (NH4)2CO3). Например,

 

CH3COONH4 ® CH3COO- + NH4+,

CH3COO- + HOH « CH3COOH + HO-,

NH4+ + HOH « NH3·H2О + H+.

Итоговое уравнение в ионном виде

CH3COO- + NH4+ + HOH « CH3COOH + NH3·H2О,

 

молекулярное уравнение

 

CH3COONH4 + H2O « CH3COOH + NH3·H2О.

 

Реакция среды в растворах подобных солей зависит от относительной силы кислоты и основания. Другими словами, водные растворы солей могут иметь нейтральную, кислую или щелочную реакцию в зависимости от констант диссоциации образующихся кислот и оснований. Для вышеприведенной реакции гидролиза CH3COONH4 раствор будет слабощелочной (т.е. pH>7).

Если соль образована катионами сильного основания и анионом сильной кислоты (NaCl, K2SO4) гидролиза не происходит, так как в этой водной системе имеется лишь один слабый электролит – Н2О, и поэтому отсутствует возможность связывания ионов Н+ и ОН-.

На глубину гидролиза влияют те же факторы, что и на ионные равновесия вообще: температура, концентрация соли и т.д. Количественной характеристикой гидролиза служат константы равновесия и степень гидролиза.

Степень гидролиза (h), равна отношению числа гидролизованных молекул к общему числу растворенных молекул, которое определяется концентрацией вещества. Степень гидролиза соли зависит от константы гидролиза и концентрации соли и выражается в процентах или долях единицы. Она связана с константой гидролиза следующим соотношением:

 

 

где Сс – концентрация соли, Кг – константа гидролиза, h – степень гидролиза. Это уравнение справедливо для солей, образованных как сильной кислотой и слабым основанием, так и слабой кислотой и сильным основанием.

Гидролиз солей играет большую роль в жизнедеятельности организмов.

При гидролизе минералов происходят изменения в составе земной коры. Например, в результате гидролиза горных пород вулканического происхождения в раствор переходят в гидролизованном виде кремнезем (SiO2) и глинозем (Al2O3), которые, взаимодействуя друг с другом, образуют глины по схеме:

 

горные породы ® Н2О® продукты гидролиза (SiO32-, Al3+, K+) ® KАlSi3O10.

 

Гидролиз широко применяется в химической промышленности [49] для получения сахаров, спиртов, пищевых органических кислот, мыла, глицерина и других веществ. Реакции, происходящие при гидролизе, используются при получении коллоидных растворов, для очистки воды, подаваемой в парогенераторы, и для других целей.

 


1 | 2 | 3 | 4 | 5 | 6 | 7 | 8 | 9 | 10 | 11 |

При использовании материала ссылка на сайт Конспекта.Нет обязательна! (0.037 сек.)