Уравнението на електролитната дисоциация на водата. Дисоциация на вода и pH. Водороден индикатор - pH

Чистата вода не провежда добре електрически ток, но все пак има измерима електрическа проводимост, което се обяснява с частичната дисоциация на H 2 O молекулите на водородни йони и хидроксидни йони:

H 2 O H + + OH -

По величината на електрическата проводимост на чистата вода можете да изчислите концентрацията на H + и OH йони в нея. При 25 ° C тя е равна на 10 -7 mol / l.

Константата на дисоциация H 2 O се изчислява, както следва:

Нека пренапишем това уравнение:

Трябва да се подчертае, че тази формула съдържа равновесните концентрации на H 2 O молекули, H + и OH - йони, които са установени в момента на равновесие в реакцията на дисоциация на H 2 O.

Но тъй като степента на дисоциация на H 2 O е много малка, можем да приемем, че концентрацията на недисоциирани молекули H 2 O в момента на равновесие е практически равна на общата първоначална концентрация на вода, т.е. 55,56 mol / dm 3 (1 dm 3 H 2 O съдържа 1000 g H 2 O или 1000: 18 ≈ 55,56 (мола). В разредените водни разтвори можем да приемем, че концентрацията на H 2 O ще бъде същата. Следователно, замествайки в уравнение (42) произведението на две константи с нова константа (или KW ), ще има:

Полученото уравнение показва, че за вода и разреден водни разтворипри постоянна температура произведението на моларните концентрации на водородни йони и хидроксидни йони е постоянна стойност. Нарича се различно йонен продукт на вода .

В чиста вода при 25°C.
Така че за определената температура:

С повишаване на температурата стойността се увеличава. При 100 ° C тя достига 5,5 ∙ 10 -13 (фиг. 34).

Ориз. 34. Зависимост на константата на дисоциация на водата K w
от температура t(°C)

Наричат ​​се разтвори, в които концентрациите на Н + и ОН йони са еднакви неутрални разтвори. AT киселоразтворите съдържат повече водородни йони и алкален– хидроксидни йони.Но каквато и да е реакцията на средата в разтвора, продуктът на моларните концентрации на Н + и ОН йони ще остане постоянен.

Ако, например, определено количество киселина се добави към чиста H 2 O и концентрацията на H + йони се увеличи до 10 -4 mol / dm 3, тогава концентрацията на OH - йони, съответно, ще намалее, така че продуктът остава равно на 10 -14. Следователно в този разтвор концентрацията на хидроксидни йони ще бъде равна на 10 -14: 10 -4 \u003d 10 -10 mol / dm 3. Този пример показва, че ако е известна концентрацията на водородни йони във воден разтвор, тогава се определя и концентрацията на хидроксидни йони. Следователно реакцията на разтвора може да бъде количествено характеризирана чрез концентрацията на Н + йони:

неутрален разтвор ®

кисел разтвор ®

алкален разтвор ®

На практика, за да се характеризира количествено киселинността или алкалността на разтвора, не се използва моларната концентрация на H + йони в него, а неговият отрицателен десетичен логаритъм. Тази стойност се нарича pH индикатор и се обозначава с pH :

pH = –lg

Например, ако , тогава pH = 2; ако , тогава pH = 10. В неутрален разтвор, pH = 7. В кисели разтвори, pH< 7 (и тем меньше, чем «кислее» раствор, т.е., чем больше в нём концентрация ионов Н +). В щёлочных растворах рН >7 (и колкото повече, толкова по-алкален е разтворът, т.е. толкова по-ниска е концентрацията на Н + йони в него).

Има различни методи за измерване на рН на разтвор. Много е удобно да се оцени приблизително реакцията на разтвор, като се използват специални реагенти, наречени киселинно-алкални индикатори . Цветът на тези вещества в разтвора се променя в зависимост от концентрацията на Н + йони в него. Характеристиките на някои от най-често срещаните показатели са представени в таблица 12.

Таблица 12Най-важните киселинно-алкални показатели

вода- слаб амфотерен електролит.

Уравнението за йонизация на водата, като се вземе предвид хидратацията на водородните йони H +, е:

Без да се взема предвид хидратацията на H + йони, уравнението на дисоциацията на водата има формата:

Както се вижда от второто уравнение, концентрациите на водородни йони Н + и хидроксидни йони ОН - във водата са еднакви. При 25 o C [H +] \u003d [OH -] \u003d 10 -7 mol / l.

Продуктът от концентрациите на водородни йони и хидроксидни йони се нарича йонен продукт на вода(KH2O).

K H 2 O = ∙

K H 2 O е постоянна стойност и при температура 25 ° C

K H 2 O \u003d 10 -7 ∙10 -7 \u003d 10 -14

В разредените водни разтвори на електролити, както във водата, произведението на концентрациите на водородните йони Н + и хидроксидните йони ОН - - е постоянна стойност при дадена температура. Йонният продукт на водата дава възможност за всеки воден разтвор да изчисли концентрацията на хидроксидните йони OH - ако е известна концентрацията на водородните йони H + и обратно.

Околната среда на всеки воден разтвор може да се характеризира чрез концентрацията на водородни йони H + или хидроксидни йони OH - .

Във водните разтвори има три вида среди: неутрални, алкални и киселинни.

Неутрална среда- това е среда, в която концентрацията на водородни йони е равна на концентрацията на хидроксидни йони:

[H + ] = = 10 -7 mol/l

кисела средае среда, в която концентрацията на водородни йони е по-голяма от концентрацията на хидроксидни йони:

[H +] > [OH -], > 10 -7 mol / l

Алкална среда- това е среда, в която концентрацията на водородни йони е по-малка от концентрацията на хидроксидни йони:

< , < 10 -7 моль/л

За характеризиране на разтворената среда е удобно да се използва така наречената рН стойност (рН).

рН рНсе нарича отрицателен десетичен логаритъм на концентрацията на водородни йони: pH = -lg.

Например, ако \u003d 10 -3 mol / l, тогава pH \u003d 3, средата на разтвора е кисела; ако [H + ] = 10 -12 mol / l, тогава pH = 12, средата на разтвора е алкална:

Колкото по-ниско е pH 7, толкова по-кисел е разтворът. Колкото по-високо е pH 7, толкова по-висока е алкалността на разтвора.

Връзката между концентрацията на H + йони, стойността на pH и средата на разтвора е показана на следната диаграма:

Има различни методи за измерване на pH. Качествено естеството на средата на водните разтвори на електролитите се определя с помощта на индикатори.

показателинаричат ​​се вещества, които обратимо променят цвета си в зависимост от средата на разтворите, т.е. рН на разтвора.

В практиката се използват индикатори лакмус, метилоранж (метилоранж) и фенолфталеин. Те променят цвета си в малък диапазон на pH: лакмус - в диапазона на pH от 5,0 до 8,0; метилоранж - от 3,1 до 4,4 и фенолфталеин - от 8,2 до 10,0.

Промяната в цвета на индикаторите е показана на диаграмата:

Защрихованите области показват интервала за промяна на цвета на индикатора.

В допълнение към горните индикатори се използва и универсален индикатор, който може да се използва за приблизително определяне на pH в широк диапазон от 0 до 14.

Стойността на pH има голямо значениев химични и биологични процеси, тъй като в зависимост от естеството на средата тези процеси могат да протичат с различна скорост и в различни посоки.

Следователно определянето на pH на разтворите е много важно в медицината, науката, технологиите, селско стопанство. Промяната в pH на кръвта или стомашния сок е диагностичен тест в медицината. Отклоненията на pH от нормалните стойности дори с 0,01 единици показват патологични процеси в организма. Постоянността на концентрациите на водородни йони Н + е една от важните константи на вътрешната среда на живите организми.

И така, при нормална киселинност стомашният сок има рН 1,7; pH на човешката кръв е 7,4; слюнка - 6,9. Всеки ензим функционира при определена стойност на pH: кръвна каталаза при pH 7 стомашен пепсин при pH 1,5-2; и т.н.

Учебникът е предназначен за студенти от нехимически специалности на висшите образователни институции. Може да служи като наръчник за хора, които самостоятелно изучават основите на химията, както и за ученици от химически техникуми и гимназии.

Легендарният учебник, преведен на много езици от Европа, Азия, Африка и издаден в общ тираж над 5 милиона копия.

При направата на файла е използван сайтът http://alnam.ru/book_chem.php

Книга:

<<< Назад

Напред >>>

Чистата вода провежда много слабо електричество, но все пак има измерима електрическа проводимост, което се обяснява с малката дисоциация на водата на водородни йони и хидроксидни йони:

Електрическата проводимост на чистата вода може да се използва за изчисляване на концентрацията на водородни йони и хидроксидни йони във водата. При 25°C то е равно на 10 -7 mol/l.

Нека напишем израз за константата на дисоциация на водата:

Нека пренапишем това уравнение, както следва:

Тъй като степента на дисоциация на водата е много малка, концентрацията на недисоциирани молекули H 2 O във водата е практически равна на общата концентрация на вода, т.е. 55,55 mol / l (1 литър съдържа 1000 g вода, т.е. 1000: 18,02 = 55,55 mol). В разредените водни разтвори концентрацията на вода може да се счита за еднаква. Следователно, замествайки продукта в последното уравнение с нова константа K H 2 O, ще имаме:

Полученото уравнение показва, че за вода и разредени водни разтвори при постоянна температура продуктът на концентрат от водородни йони и хидроксидни йони е постоянна стойност. Тази постоянна стойност се нарича йонен продукт на водата. Числова стойностлесно се получава чрез заместване на концентрациите на водородни йони и хидроксидни йони в последното уравнение. В чиста вода при 25°C ==1·10 -7 mol/l. Така че за определената температура:

Разтвори, в които концентрациите на водородни йони и хидроксидни йони са еднакви, се наричат ​​неутрални разтвори. При 25°C, както вече беше споменато, в неутрални разтвори концентрацията както на водородни йони, така и на хидроксидни йони е 10 -7 mol/l. В киселинните разтвори концентрацията на водородни йони е по-висока, в алкални разтвори концентрацията на хидроксидни йони. Но каквато и да е реакцията на разтвора, произведението от концентрациите на водородни йони и хидроксидни йони остава постоянно.

Ако например към чиста вода се добави достатъчно киселина, така че концентрацията на водородни йони да се повиши до 10 -3 mol / l, тогава концентрацията на хидроксидни йони ще намалее, така че продуктът да остане равен на 10 -14. Следователно в този разтвор концентрацията на хидроксидни йони ще бъде:

10 -14 /10 -3 \u003d 10 -11 mol / l

Напротив, ако добавите алкали към водата и по този начин увеличите концентрацията на хидроксидни йони, например до 10 -5 mol / l, тогава концентрацията на водородни йони ще бъде:

10 -14 /10 -5 \u003d 10 -9 mol / l

Тези примери показват, че ако е известна концентрацията на водородни йони във воден разтвор, тогава се определя и концентрацията на хидроксидни йони. Следователно както степента на киселинност, така и степента на алкалност на разтвора могат да бъдат количествено характеризирани чрез концентрацията на водородни йони:

Киселинността или алкалността на разтвора може да се изрази по друг, по-удобен начин: вместо концентрацията на водородните йони се посочва неговият десетичен логаритъм, взет с противоположния знак. Последната стойност се нарича pH стойност и се обозначава с pH:

Например, ако =10 -5 mol/l, тогава pH=5; ако \u003d 10 -9 mol / l, тогава pH \u003d 9 и т.н. От това става ясно, че в неутрален разтвор (= 10 -7 mol / l) pH \u003d 7. В разтвори с киселинно рН<7 и тем меньше, чем кислее раствор. Наоборот, в щелочных растворах pH>7 и колкото повече, толкова по-голяма е алкалността на разтвора.

Има различни методи за измерване на pH. Приблизително реакцията на разтвора може да се определи с помощта на специални реактиви, наречени индикатори, чийто цвят се променя в зависимост от концентрацията на водородни йони. Най-честите индикатори са метилоранж, метилово червено, фенолфталеин. В табл. 17 е дадена характеристика на някои показатели.

За много процеси стойността на pH играе роля важна роля. И така, pH на кръвта на хора и животни има строго постоянна стойност. Растенията могат да растат нормално само когато стойностите на pH на почвения разтвор са в определен диапазон, характерен за даден растителен вид. Свойствата на природните води, по-специално корозивността им, са силно зависими от тяхното pH.

Таблица 17. Основни индикатори

<<< Назад

Напред >>>

Химически чистата вода има, макар и незначителна, но измерима електрическа проводимост, тъй като водата се дисоциира на йони в малка степен. Така че при стайна температура само около една от 10 8 водни молекули е в дисоциирана форма. Процес електролитна дисоциациявода е възможно поради достатъчно високата полярност O-H връзкии наличието на система от водородни връзки между водните молекули. Уравнението на водната дисоциация се записва, както следва:

2H 2 O ↔ H 3 O + + OH -,

където H 3 O + е водороден хидрониев катион.

Уравнението на водната дисоциация може да бъде написано в по-проста форма:

H 2 O ↔ H + + OH -.

Наличието на водородни и хидроксидни йони във водата й придава специфичните свойства на амфолита, т.е. способност да изпълнява функциите на слаба киселина и слаба основа. Константата на дисоциация на водата при температура 22 0 С:

където и са равновесните концентрации в g-йони/l, съответно на водородни катиони и хидроксо-аниони, и е равновесната концентрация на вода в mol/l. Като се има предвид, че степента на дисоциация на водата е изключително малка, равновесната концентрация на недисоциирани водни молекули може да се приравни към общото количество вода в 1 литър от нея:

Сега израз (1) може да бъде записан в следната форма:

следователно = (1,8 10 -16) 55,56 = 10 -14 g-йон 2 / l 2.

Продуктът от концентрациите на водородни йони и хидроксо йони е константа не само за вода, но и за водни разтвори на соли, киселини и основи. Тази стойност се нарича йонен продукт на водаили водна константа.Следователно: K H2O \u003d \u003d 10 -14 g-йон 2 / l 2.

За неутрална среда = = 10 -7 g-ion/l. В кисела среда > , а в алкална< . При этом в любых средах произведение концентраций ионов водорода и гидроксо-ионов при данной температуре остается постоянным и равным 10 -14 г-ион 2 /л 2 . Таким образом, пользуясь ионным произведением воды, любую реакцию среды (нейтральную, кислую или щелочную) можно количественно выразить при помощи концентрации водородных ионов.

1.2. Водороден индикатор - pH

За да се характеризира количествено реакцията на дадена среда, обикновено не се дава концентрацията на водородни йони, а някакъв условен показател, обозначен с pH и наречен водороден индекс.Това е отрицателният десетичен логаритъм от концентрацията на водородни катиони pH \u003d - lg.

За неутрална среда pH = -lg 10 -7 = 7;

за киселина - pH< 7;

за алкални - pH > 7.

Понятието хидроксилен индекс pOH = - lg [OH -].

pH + pOH = 14.

Определянето на pH е от голямо значение в инженерството и по-специално в строителния бизнес. Обикновено pH се измерва с помощта на показатели- вещества, които могат да променят цвета си в зависимост от концентрацията на водородни йони. Индикатори са слаби киселини и основи, чиито молекули и йони са оцветени в различни цветове (табл. 1).

маса 1

Индикаторите обаче не го правят точно определениеСтойности на рН, следователно съвременните измервания на рН се правят с помощта на електрохимични методи, чиято точност е ± 0,01 рН единици.

Важна характеристика на течната вода е нейната способност спонтанно да се дисоциира според реакцията:

H 2 O (l) "H + (aq) + OH - (aq)

Този процес се нарича още самойонизация или автопротолиза. Получените Н + протони и ОН - аниони са заобиколени от определен брой полярни водни молекули, т.е. хидратиран: H + ×nH 2 O; OH - ×mH 2 O. Първичната хидратация може да бъде представена от редица аквакомплекси: H 3 O +; H5O2+; Н 7 О 3+; H 9 O 4 +, сред които преобладават йони H 9 O 4 + (H + × 4H 2 O). Животът на всички тези йони във водата е много кратък, т.к протоните постоянно мигрират от едни и същи молекули

вода на другите. Обикновено, за простота, в уравненията се използва само катионът от състава H 3 O + (H + × H 2 O), наречен хидрониев йон.

Процесът на дисоциация на водата, като се вземе предвид хидратацията на протона и образуването на хидроксониевия йон, може да бъде написан: 2H 2 O « H 3 O + + OH -

Водата е слаб електролит, чиято степен на дисоциация е

Тъй като à C е равно на (H 2 O), "C ref (H 2 O) или [H 2 O] е равно на ≈ [H 2 O] ref

е броят молове в един литър вода. C ref (H 2 O) в разреден разтвор остава постоянен. Това обстоятелство ни позволява да включим C е равно на (H 2 O) в равновесната константа.

Така произведението на две константи дава нова константа, която се нарича йонен продукт на вода. При температура 298 К.

¾- Постоянността на йонния продукт на водата означава, че във всеки воден разтвор: киселинен, неутрален или алкален - винаги има и двата вида йони (Н + и ОН -)

¾- В чиста вода концентрациите на водородни и хидроксидни йони са равни и при нормални условия са:

K w 1/2 \u003d 10 -7 mol / l.

¾- Когато се добавят киселини, концентрацията на [Н +] се увеличава, т.е. равновесието се измества наляво и концентрацията на [OH -] намалява, но K w остава равно на 10 -14.

В кисела среда > 10 -7 mol/l, и< 10 -7 моль/л

В алкална среда< 10 -7 моль/л, а >10 -7 mol/l

На практика, за удобство, използваме pH стойност (pH)и хидроксилния индекс (рОН) на средата.

Това е десетичният логаритъм от концентрациите (активностите), съответно, на водородни йони или хидроксидни йони в разтвор, взети с обратен знак: pH = - lg, pOH = - lg

Във водни разтвори pH + pOH = 14.

Таблица номер 14.

K w зависи от температурата (тъй като дисоциацията на водата е ендотермичен процес)

K w (25 o C) \u003d 10 -14 Þ pH \u003d 7

K w (50 o C) \u003d 5,47 × 10 -14 Þ pH \u003d 6,63

Измерването на pH се използва изключително широко. В биологията и медицината стойността на pH на биологичните течности се използва за определяне на патологиите. Например нормалното серумно pH е 7,4±0,05; слюнка - 6.35..6.85; стомашен сок - 0.9..1.1; сълзи - 7,4±0,1. В селското стопанство pH характеризира киселинността на почвите, екологичното състояние на природните води и др.

Киселинно-базовите индикатори са химични съединения, които променят цвета си в зависимост от pH на средата, в която се намират. Вероятно сте обръщали внимание как се променя цветът на чая, когато сложите лимон в него - това е пример за действието на киселинно-алкален индикатор.

Индикаторите обикновено са слаби органични киселини или основи и могат да съществуват в разтвор в две тавтомерни форми:

HInd « H + + Ind - , където HInd е киселинната форма (това е формата, която преобладава в киселинните разтвори); Ind е основната форма (преобладава в алкални разтвори).

Поведението на индикатора е подобно на поведението на слаб електролит в присъствието на по-силен със същия йон. Колкото по-последователно равновесието се измества към съществуването на киселинната форма HInd и обратно (принцип на Le Chatelier).

Опитът ясно показва възможността за използване на някои индикатори:

Таблица № 15

Специални устройства - pH метри ви позволяват да измервате pH с точност от 0,01 в диапазона от 0 до 14. Дефиницията се основава на измерване на ЕМП на галванична клетка, един от електродите на която е например стъкло.

Най-точната концентрация на водородни йони може да се определи чрез киселинно-алкално титруване. Титруването е процес на постепенно добавяне на малки порции от разтвор с известна концентрация (титрант) към разтвора за титруване, чиято концентрация искаме да определим.

буферни разтвори- Това са системи, чието pH се променя относително малко, когато се разреждат или добавят към тях с малки количества киселини или основи. Най-често те са разтвори, съдържащи:

а) а) Слаба киселина и нейната сол (CH 3 COOH + CH 3 COOHa) - ацетатен буфер

в) Слаба основа и нейната сол (NH 4 OH + NH 4 Cl) - амониев буфер

в) Две киселинни соли с различен K d (Na 2 HPO 4 + NaH 2 PO 4) - фосфатен буфер

Нека разгледаме регулаторния механизъм на буферните разтвори, използвайки ацетатен буферен разтвор като пример.

CH 3 COOH «CH 3 COO - + H +,

CH 3 COONa « CH 3 COO - + Na +

1. 1) ако добавите малко количество алкали към буферната смес:

CH 3 COOH + NaOH " CH 3 COONa + H 2 O,

NaOH се неутрализира с оцетна киселина, за да се образува по-слаб електролит H 2 O. Излишъкът от натриев ацетат измества равновесието към получената киселина.

2. 2) ако добавите малко количество киселина:

CH 3 COONa + HCl « CH 3 COOH + NaCl

Водородни катиони H + свързват йони CH3COO -

Нека намерим концентрацията на водородни йони в буферния ацетатен разтвор:

Равновесната концентрация на оцетна киселина навита C ref, до (тъй като слаб електролит), и [СH 3 COO - ] = C сол (тъй като солта е силен електролит), тогава . Уравнение на Хендерсън-Хаселбах:

Така pH на буферните системи се определя от съотношението на концентрациите на сол и киселина. При разреждане това съотношение не се променя и рН на буфера не се променя при разреждане; това отличава буферните системи от чистия електролитен разтвор, за който е валиден законът за разреждане на Оствалд.

Има две характеристики на буферните системи:

1.буферна сила. Абсолютна стойностбуферната сила зависи от

обща концентрация на компонентите на буферната система, т.е. колкото по-голяма е концентрацията на буферната система, толкова повече алкали (киселина) са необходими за същата промяна в pH.

2.Буферен резервоар (B).Буферният капацитет е границата, при която се извършва буферното действие. Буферната смес поддържа pH постоянно само ако количеството силна киселина или основа, добавено към разтвора, не надвишава определена гранична стойност - B. Капацитетът на буфера се определя от броя g / eq силна киселина (основа), който трябва да се добави към един литър от буферната смес, за да се промени pH стойността на единица, т.е. . Заключение: Свойства на буферните системи:

1. 1. слабо зависим от разреждането.

2. 2. Добавянето на силни киселини (основи) прави малка разлика в буферния капацитет на B.

3. 3. Буферният капацитет зависи от силата на буфера (от концентрацията на компонентите).

4. 4. Буферът проявява максимален ефект, когато киселината и солта присъстват в разтвора в еквивалентни количества:

Със сол \u003d C до вас; = K d, k; pH \u003d pK d, k (pH се определя от стойността на K d).

Хидролизата е химичното взаимодействие на водата със солите.. Хидролизата на солите се свежда до процеса на пренос на протони. В резултат на неговия поток се появява известен излишък от водородни или хидроксилни йони, придаващи киселинни или алкални свойства на разтвора. По този начин хидролизата е обратната на процеса на неутрализация.

Хидролизата на солта включва 2 етапа:

а) Електролитна дисоциация на сол с образуване на хидратирани йони:. KCl à K + + Cl - K + + xH 2 O à K + × xH 2 O

акцептор - катиони със свободни орбитали)

Cl - + yH 2 O "Cl - × yH 2 O (водородна връзка)

в) Анионна хидролиза. Cl - + HOH à HCl + OH -

в) Хидролиза при катиона. K + + HOH à KOH +

Всички соли, образувани с участието на слаби

електролити:

1. Сол, образувана от анион на слаби киселини и катион на силни основи

CH 3 COONa + HOH «CH 3 COOH + NaOH

CH 3 COO - + HOH "CH 3 COOH + OH - , pH> 7

Анионите на слабите киселини изпълняват функцията на основи по отношение на водата - донор на протони, което води до повишаване на концентрацията на ОН - , т.е. алкализиране на околната среда.

Дълбочината на хидролиза се определя от: степента на хидролиза a g:

е концентрацията на хидролизирана сол

е концентрацията на първоначалната сол

a g е малък, например за 0,1 mol разтвор на CH3COONa при 298 K, той е 10 -4.

По време на хидролизата в системата се установява равновесие, характеризиращо се с К р

Следователно, колкото по-малка е константата на дисоциация, толкова по-голяма е константата на хидролиза. Степента на хидролиза с хидролизната константа е свързана с уравнението:

С увеличаване на разреждането, т.е. намаляване на C 0, степента на хидролиза се увеличава.

2. 2. Сол, образувана от катиона на слабите основи и аниона на силните киселини

NH 4 Cl + HOH ↔ NH 4 OH +

NH 4 + + HOH ↔ NH 4 OH + H + , pH< 7

Протолитичното равновесие се измества наляво, слабият основен катион NH 4 + изпълнява функцията на киселина по отношение на водата, което води до подкисляване на средата. Константата на хидролиза се определя от уравнението:

Равновесната концентрация на водородни йони може да се изчисли: [H +] е равно на = a g × C 0 (първоначална концентрация на сол), където

Киселинността на средата зависи от първоначалната концентрация на соли от този тип.

3. 3. Сол, образувана от анион на слаби киселини и катион на слаби основи. Хидролизира както катион, така и анион

NH 4 CN + HOH до NH 4 OH + HCN

За да определите рН на разтворената среда, сравнете K D, k и K D, основно

K D,k > K D,основна среда леко кисела

К Д, к< К Д,осн à среда слабо щелочная

K D,k \u003d K D,основа à неутрална среда

Следователно степента на хидролиза на този вид сол не зависи от концентрацията им в разтвора.

защото и [OH -] се определят от K D, k и K D, база, тогава

pH на разтвора също не зависи от концентрациите на сол в разтвора.

Солите, образувани от многозареден анион и еднозареден катион (амониев сулфид, карбонат, фосфат), се хидролизират почти напълно от първия етап, т.е. са в разтвор под формата на смес от слаба основа NH 4 OH и нейната сол NH 4 HS, т.е. под формата на амониев буфер.

За соли, образувани от многозареден катион и еднозареден анион (ацетати, Al, Mg, Fe, Cu формати), хидролизата се засилва при нагряване и води до образуването на основни соли.

Хидролизата на нитрати, хипохлорити, хипобромити Al, Mg, Fe, Cu протича напълно и необратимо, т.е. солите не се изолират от разтвори.

Солите: ZnS, AlPO 4, FeCO 3 и други са слабо разтворими във вода, но някои от техните йони участват в процеса на хидролиза, което води до известно повишаване на тяхната разтворимост.

Хромните и алуминиевите сулфиди се хидролизират напълно и необратимо с образуването на съответните хидроксиди.

4. 4. Солите, образувани от аниона на силни киселини и силни основи, не се подлагат на хидролиза.

Най-често хидролизата е вредно явление, което причинява различни усложнения. Така че в синтез неорганични веществаот водни разтвори в полученото вещество се появяват примеси - продукти от неговата хидролиза. Някои съединения изобщо не могат да бъдат синтезирани поради необратима хидролиза.

- ако хидролизата протича по аниона, тогава към разтвора се добавя излишък от алкали

- ако хидролизата протича през катиона, тогава към разтвора се добавя излишък от киселина

И така, първата качествена теория на електролитните разтвори е изразена от Арениус (1883 - 1887). Според тази теория:

1. 1. Молекулите на електролита се дисоциират на противоположни йони

2. 2. Между процесите на дисоциация и рекомбинация се установява динамично равновесие, което се характеризира с К Д. Това равновесие се подчинява на закона за действието на масите. Фракцията на дезинтегрираните молекули се характеризира със степента на дисоциация a. Законът на Оствалд се свързва с D и a.

3. 3. Електролитният разтвор (според Арениус) е смес от молекули на електролита, неговите йони и молекули на разтворителя, между които няма взаимодействие.

Заключение: теорията на Арениус направи възможно обяснението на много свойства на разтвори на слаби електролити при ниски концентрации.

Теорията на Арениус обаче е била само от физическо естество, т.е. не разгледа следните въпроси:

Защо веществата се разпадат на йони в разтвор?

Какво се случва с йоните в разтворите?

По-нататъчно развитиетеорията на Арениус е получена в трудовете на Оствалд, Писаржевски, Каблуков, Нернст и др. Например, важността на хидратацията е посочена за първи път от Каблуков (1891), като инициира развитието на теорията за електролитите в посоката, посочена от Менделеев (т.е. той е първият, който успява да съчетае солватната теория на Менделеев с физическата теория за Арениус). Солватацията е процесът на електролитно взаимодействие

молекули на разтворителя за образуване на сложни съединения на солвати. Ако разтворителят е вода, тогава процесът на взаимодействие на електролита с водните молекули се нарича хидратация, а аква комплексите се наричат ​​кристални хидрати.

Помислете за пример за дисоциация на електролити в кристално състояние. Този процес може да бъде представен на два етапа:

1. 1. разрушаване на кристалната решетка на веществото DH 0 kr\u003e 0, процесът на образуване на молекули (ендотермичен)

2. 2. образуване на солватирани молекули, DH 0 разтвор< 0, процесс экзотермический

Получената топлина на разтваряне е равна на сумата от топлината на двата етапа DH 0 sol = DH 0 cr + DH 0 solv и може да бъде както отрицателна, така и положителна. Например енергията на кристалната решетка KCl = 170 kcal/mol.

Топлината на хидратация на йони K + = 81 kcal/mol, Cl - = 84 kcal/mol, а получената енергия е 165 kcal/mol.

Топлината на хидратация частично покрива енергията, необходима за освобождаване на йони от кристала. Останалите 170 - 165 = 5 kcal / mol могат да бъдат покрити поради енергията на топлинното движение, а разтварянето е придружено от абсорбиране на топлина от околен свят. Хидратите или солватите улесняват процеса на ендотермична дисоциация, правейки рекомбинацията по-трудна.

И ето ситуация, в която е налице само един от двата посочени етапа:

1. разтваряне на газове - няма първи етап на разрушаване на кристалната решетка, остава екзотермична солватация, следователно разтварянето на газове, като правило, е екзотермично.

2. при разтваряне на кристални хидрати няма етап на солватация, остава само ендотермично разрушаване на кристалната решетка. Например разтвор на кристален хидрат: CuSO 4 × 5H 2 O (t) à CuSO 4 × 5H 2 O (p)

DH разтвор = DH cr = + 11,7 kJ/mol

Разтвор на безводна сол: CuSO 4 (t) à CuSO 4 (p) à CuSO 4 × 5H 2 O (p)

DH разтвор = DH разтвор + DH cr = - 78,2 + 11,7 = - 66,5 kJ/mol