Рівняння електролітичної дисоціації води. Дисоціація води та pH. Водневий показник – рН

Чиста вода погано проводить електричний струм, але все ж має вимірну електропровідність, яка пояснюється частковою дисоціацією молекул Н 2 Про на іони водню і гідроксид-іони:

Н 2 О Н + + ВІН -

За величиною електропровідності чистої води можна обчислити концентрацію в ній іонів Н + та ОН - . При 25 С вона дорівнює 10 -7 моль / л.

Константа дисоціації Н 2 Про розраховується так:

Перепишемо це рівняння:

Слід наголосити, що дана формула містить рівноважні концентрації молекул Н 2 О, іонів Н + та ОН – , які встановилися на момент настання рівноваги в реакції дисоціації Н 2 О.

Але, оскільки ступінь дисоціації Н 2 Про дуже мала, вважатимуться, що концентрація недисоційованих молекул Н 2 Про на момент настання рівноваги практично дорівнює загальної початкової концентрації води, тобто. 55,56 моль/дм 3 (1 дм 3 Н 2 Про містить 1000 г Н 2 Про або 1000: 18 ≈ 55,56 (молей). У розбавлених водних розчинах можна вважати, що концентрація Н 2 Про буде такою ж. замінивши у рівнянні (42) добуток двох постійних величин новою константою (або K W ), матимемо:

Отримане рівняння показує, що для води та розведених водних розчинівпри постійній температурі добуток молярних концентрацій іонів водню та гідроксид-іонів є величина стала. Вона називається інакше іонним витвіром води .

У чистій воді при 25°С.
Тому для вказаної температури:

При збільшенні температури значення збільшується. При 100 о С воно досягає 5,5 ∙ 10 -13 (рис. 34).

Рис. 34. Залежність константи дисоціації води K w
від температури t(°С)

Розчини, в яких концентрації іонів Н+ та ОН – однакові, називаються нейтральними розчинами. У кислихрозчинах більше міститься іонів водню, а в лужних– гідроксид-іонів.Але якою б не була реакція середовища в розчині, добуток молярних концентрацій іонів Н + і ОН залишиться постійним.

Якщо, наприклад, до чистої Н 2 Про додати деяку кількість кислоти і концентрація іонів Н + при цьому збільшиться до 10 -4 моль/дм 3 то концентрація іонів ВІН -, відповідно, знизиться так, що добуток залишиться рівним 10 -14 . Отже, у цьому розчині концентрація гідроксид-іонів дорівнюватиме 10 -14: 10 -4 = 10 -10 моль/дм 3 . Цей приклад показує, що й концентрація іонів водню у водному розчині відома, то цим визначена і концентрація гідроксид-іонів. Тому реакцію розчину можна кількісно охарактеризувати концентрацією іонів Н+:

нейтральний розчин ®

кислий розчин ®

лужний розчин ®

Насправді для кількісної характеристики кислотності чи лужності розчину використовують не молярну концентрацію у ньому іонів Н + , та її негативний десятковий логарифм. Ця величина називається водневим показником і позначається через рН :

рН = -lg

Наприклад, якщо , то рН = 2; якщо , то рН = 10. У нейтральному розчині рН = 7. У кислих розчинах рН< 7 (и тем меньше, чем «кислее» раствор, т.е., чем больше в нём концентрация ионов Н +). В щёлочных растворах рН >7 (і тим більше, чим «лужніше» розчин, тобто чим менше в ньому концентрація іонів Н +).

Для вимірювання рН розчину є різні методи. Дуже зручно приблизно оцінювати реакцію розчину за допомогою спеціальних реактивів, які називаються кислотно-основними індикаторами . Забарвлення цих речовин у розчині змінюється залежно від концентрації в ньому іонів Н+. Характеристика деяких найпоширеніших індикаторів представлена ​​таблиці 12.

Таблиця 12Найважливіші кислотно-основні індикатори

Вода- Слабкий амфотерний електроліт.

Рівняння іонізації води з урахуванням гідратації іонів водню Н + таке:

Без урахування гідратації іонів Н + рівняння дисоціації води має вигляд:

Як видно з другого рівняння, концентрації іонів водню Н+ та гідроксид-іонів ВІН у воді однакові. При 25 про З [Н + ] = [ВІН - ] = 10 -7 моль/л.

Добуток концентрацій іонів водню та гідроксид-іонів називається іонним витвіром води(K H 2 O).

K H 2 O = ∙

K H 2 O - величина стала, і при температурі 25 про С

K H 2 O = 10 -7 ∙10 -7 = 10 -14

У розведених водних розчинах електролітів, як і у воді, добуток концентрацій іонів водню Н + і гідроксид-іонів ВІН - величина постійна при даній температурі. Іонний добуток води дає можливість для будь-якого водного розчину обчислити концентрацію гідроксид-іонів ВІН — якщо відома концентрація іонів водню Н + і навпаки.

Середовище будь-якого водного розчину можна охарактеризувати концентрацією іонів водню Н + або гідроксид-іонів ВІН - .

У водних розчинах розрізняють три типи середовищ: нейтральну, лужну та кислу.

Нейтральне середовище- це середовище, в якому концентрація іонів водню дорівнює концентрації гідроксид-іонів:

[Н + ] = = 10 -7 моль/л

Кисле середовище- це середовище, в якому концентрація іонів водню більша за концентрацію гідроксид-іонів:

[Н + ] > [ВІН - ], > 10 -7 моль/л

Лужне середовище- це середовище, в якому концентрація іонів водню менша за концентрацію гідроксид-іонів:

< , < 10 -7 моль/л

Для характеристики середовищ розчинів зручно використовувати так званий водневий показник рН (пе-аш).

Водневим показником рНназивається негативний десятковий логарифм концентрації іонів водню: рН = -lg.

Наприклад, якщо = 10 -3 моль/л, то pН = 3, середовище розчину - кисле; якщо [Н + ] = 10 -12 моль/л, то pН = 12, середовище розчину - лужне:

Чим рН менше 7, тим більша кислотність розчину. Чим рН більше 7, тим більша лужність розчину.

Залежність між концентрацією іонів Н + величиною рН і середовищем розчину показана на наступній схемі:

Існують різні методи виміру рН. Якісно характер середовища водяних розчинів електролітів визначають за допомогою індикаторів.

Індикатораминазиваються речовини, які оборотно змінюють свій колір залежно від середовища розчинів, тобто рН розчину.

На практиці застосовують індикатори лакмус, метиловий помаранчевий (метилоранж) та фенолфталеїн. Вони змінюють своє фарбування в малому інтервалі рН: лакмус - в інтервалі рН від 5,0 до 8,0; метилоранж - від 3,1 до 4,4 та фенолфталеїн - від 8,2 до 10,0.

Зміна кольору індикаторів показана на схемі:

Заштриховані області показують інтервал зміни кольору індикатора.

Крім зазначених вище індикаторів, застосовують універсальний індикатор, який можна використовувати для приблизного визначення рН в широкому інтервалі від 0 до 14.

Розмір рН має велике значенняу хімічних та біологічних процесах, оскільки залежно від характеру середовища ці процеси можуть протікати з різними швидкостями та у різних напрямках.

Тому визначення рН розчинів дуже важливе в медицині, науці, техніці, сільському господарстві. Зміна рН крові чи шлункового соку є діагностичним тестом у медицині. Відхилення рН від нормальних величин навіть на 0,01 одиниці свідчать про патологічні процеси в організмі. Постійність концентрацій іонів водню Н+ є однією з важливих констант внутрішнього середовища живих організмів.

Так, за нормальної кислотності шлунковий сік має рН 1,7; рН крові людини дорівнює 74; слини – 6,9. Кожен фермент функціонує за певного значення рН: каталаза крові при рН 7 пепсин шлункового соку - при рН 1,5-2; і т.д.

Навчальний посібник призначений для студентів нехімічних спеціальностей вищих навчальних закладів. Воно може бути посібником для осіб, які самостійно вивчають основи хімії, і для учнів хімічних технікумів та старших класів середньої школи.

Легендарний підручник, перекладений багатьма мовами країн Європи, Азії, Африки та випущений загальним тиражем понад 5 мільйонів екземплярів.

При виготовленні файлу використаний сайт http://alnam.ru/book_chem.php

Книга:

<<< Назад

Вперед >>>

Чиста вода дуже погано проводить електричний струм, але все ж має вимірну електричну провідність, яка пояснюється невеликою дисоціацією води на іони водню і гідроксид-іони:

За величиною електричної провідності чистої води можна обчислити концентрацію іонів водню та гідроксид-іонів у воді. При 25 ° C вона дорівнює 10 -7 моль/л.

Напишемо вираз для константи дисоціації води:

Перепишемо це рівняння так:

Оскільки ступінь дисоціації води дуже мала, то концентрація недисоційованих молекул H 2 O у воді практично дорівнює загальній концентрації води, тобто 55,55 моль/л (1 л містить 1000 г води, тобто 1000:18.02= 55.55 моль). У розведених водних розчинах концентрацію води вважатимуться такою самою. Тому, замінивши в останньому рівнянні твір новою константою K H 2 O матимемо:

Отримане рівняння показує, що для води та розведених водних розчинів при незмінній температурі добуток концентрату іонів водню та гідроксид-іонів є величина постійна, Ця постійна величина називається іонним добутком води. Чисельне значенняїї неважко отримати, підставивши в останнє рівняння концентрації іонів водню та гідроксид-іонів. У чистій воді при 25 ° C = 1 · 10 -7 моль / л. Тому для вказаної температури:

Розчини, у яких концентрації іонів водню та гідроксид-іонів однакові, називаються нейтральними розчинами. При 25°C, як сказано, в нейтральних розчинах концентрація як іонів водню, і гідроксид-іонів дорівнює 10 -7 моль/л. У кислих розчинах більша концентрація іонів водню, у лужних - концентрація гідроксид-іонів. Але яка б не була реакція розчину, добуток концентрацій іонів водню та гідроксид-іонів залишається постійним.

Якщо, наприклад, до чистої води додати стільки кислоти, щоб концентрація іонів водню підвищилася до 10 -3 моль/л, концентрація гідроксид-іонів знизиться так, що добуток залишиться рівним 10 -14 . Отже, у цьому розчині концентрація гідроксид-іонів буде:

10 -14 /10 -3 = 10 -11 моль/л

Навпаки, якщо додати до води лугу і тим самим підвищити концентрацію гідроксид-іонів, наприклад, до 10 -5 моль/л, то концентрація іонів водню складе:

10 -14 /10 -5 =10 -9 моль/л

Ці приклади показують, що якщо концентрація іонів водню у водному розчині відома, тим самим визначена і концентрація гідроксид-іонів. Тому як ступінь кислотності, так і ступінь лужності розчину можна кількісно охарактеризувати концентрацією іонів водню:

Кислотність або лужність розчину можна виразити іншим, зручнішим способом: замість концентрації іонів водню вказують її десятковий логарифм, узятий зі зворотним знаком. Остання величина називається водневим показником і позначається через pH:

Наприклад, якщо =10 -5 моль/л, то pH=5; якщо =10 -9 моль/л, то pH=9 тощо. буд. Звідси ясно, що у нейтральному розчині (=10 -7 моль/л) pH=7. У кислих розчинах pH<7 и тем меньше, чем кислее раствор. Наоборот, в щелочных растворах pH>7 і тим більше, чим більша лужність розчину.

Для вимірювання рН існують різні методи. Приблизно реакцію розчину можна визначити за допомогою спеціальних реактивів, які називають індикаторами, забарвлення яких змінюється в залежності від концентрації іонів водню. Найбільш поширені індикатори – метиловий помаранчевий, метиловий червоний, фенолфталеїн. У табл. 17 дана характеристика деяких індикаторів.

Для багатьох процесів значення pH відіграє важливу роль. Так, pH крові людини та тварин має строго постійне значення. Рослини можуть нормально рости лише при значеннях pH ґрунтового розчину, що лежать у певному інтервалі, характерному для даного виду рослини. Властивості природних вод, зокрема їх корозійна активність, сильно залежить від їх pH.

Таблиця 17. Найважливіші індикатори

<<< Назад

Вперед >>>

Хімічно чиста вода має хоч і мізерну, але вимірну електропровідність, оскільки вода в незначній мірі дисоціює на іони. Так, при кімнатній температурі лише приблизно одна з 10 8 молекул води знаходиться в дисоційованій формі. Процес електролітичної дисоціаціїводи можливий завдяки досить високій полярності зв'язків О-Нта наявності між молекулами води системи водневих зв'язків. Рівняння дисоціації води записується так:

2H 2 O ↔ H 3 O + + OH - ,

де H 3 O + - катіон гідроксонію водню.

Рівняння дисоціації води можна записати у простішій формі:

H 2 O ↔ H + + OH - .

Присутність у питній воді іонів водню і гидроксида надають їй специфічні властивості амфоліту, тобто. здатність виконувати функції слабкої кислоти та слабкої основи. Константа дисоціації води при температурі 22 0 С:

де і – рівноважні концентрації в г-іон/л відповідно катіонів водню та гідроксо-аніонів, а – рівноважна концентрація води у моль/л. Враховуючи, що ступінь дисоціації води надзвичайно мала, рівноважну концентрацію недисоційованих молекул води цілком можна прирівняти до загальної кількості води, що полягає в 1 л:

Тепер вираз (1) можна записати у такому вигляді:

звідси = (1,8 10 -16) 55,56 = 10 -14 г-іон 2/л 2 .

Добуток концентрацій іонів водню та гідроксо-іонів є константою не тільки для води, але й для водних розчинів солей, кислот та лугів. Ця величина називається іонним витвіром водиабо константою води.Отже: До Н2О = = 10 -14 г-іон 2/л2.

Для нейтральних середовищ = = 10 -7 г-іон/л. У кислих середовищах > , а лужних< . 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. Водневий показник – рН

Для кількісної характеристики реакції середовища зазвичай наводять не концентрації водневих іонів, а застосовують певний умовний показник, що позначається через рН і називається водневим показником.Він є негативним десятковим логарифмом концентрації катіонів водню. рН = - lg.

Для нейтрального середовища рН = -lg 10 -7 = 7;

для кислотної - рН< 7;

для лужної – рН >7.

Аналогічно вводиться поняття гідроксильного показникарОН = - lg [ОH -].

рН + рОН = 14.

Визначення рН має колосальне значення у техніці і, зокрема, у будівельній справі. Зазвичай величину рН вимірюють за допомогою індикаторів- Речовин, здатних змінювати своє забарвлення в залежності від концентрації іонів водню. Індикаторами є слабкі кислоти та основи, молекули та іони яких забарвлені у різний колір (табл. 1).

Таблиця 1

Однак індикатори дають не точне визначеннязначення рН, тому сучасні виміри рН виробляються з використанням електрохімічних методів, точність яких становить ±0,01 одиниці рН.

Важливою особливістю рідкої води є її здатність до мимовільної дисоціації щодо реакції:

Н 2 О(ж) « Н + (водн) + ВІН - (водн)

Цей процес називається ще самоіонізацією чи автопротолізом. Протони Н +, що утворилися, і аніони ВІН - оточені певним числом полярних молекул води, тобто. гідратовані: Н + ×nH 2 O; OH - ×mH 2 O. Первинна гідратація може бути представлена ​​рядом аквакомплексів: Н 3 Про +; Н 5 Про 2 +; Н 7 Про 3 +; Н 9 Про 4 + серед яких переважають іони Н 9 Про 4 + (Н + × 4H 2 O). Час життя всіх цих іонів у воді обмаль, т.к. протони постійно мігрують від одних молекул

води до інших. Зазвичай в рівняннях для простоти використовують тільки катіон складу Н 3 О + (Н + × H 2 O), званий іоном гідроксонію.

Процес дисоціації води з урахуванням гідратації протона та утворення іона гідроксонію може бути записаний: 2Н 2 О « Н 3 О + + ВІН -

Вода – слабкий електроліт, ступінь дисоціації якого

Оскільки à С дорівнює (Н 2 О)» С вих (Н 2 О) або [Н 2 О] дорівнює ≈ [Н 2 О] вих

– кількість молей, що міститься в одному літрі води. З вих (Н 2 Про) у розведеному розчині залишається постійною. Ця обставина дозволяє включити С рівн (Н 2 Про) до константи рівноваги.

Таким чином, добуток двох постійних величин дає нову постійну, яку називають іонним добутком води. За температури 298 К .

¾- Постійність іонного добутку води означає, що у будь-якому водному розчині: кислотному, нейтральному або лужному – завжди є обидва види іонів (Н + і ОН -)

¾- У чистій воді концентрації водневих та гідроксильних іонів рівні та за нормальних умов становлять:

K w 1/2 = 10 -7 моль/л.

¾- При додаванні кислот концентрація [Н + ] збільшується, тобто. рівновага зміщується вліво, а концентрація [ОН - ] зменшується, проте W залишається рівною 10 -14 .

У кислому середовищі > 10 -7 моль/л, а< 10 -7 моль/л

У лужному середовищі< 10 -7 моль/л, а >10 -7 моль/л

На практиці для зручності використовують водневий показник (рН)та гідроксильний показник (РОН) середовища.

Це взятий зі зворотним знаком десятковий логарифм концентрацій (активностей) відповідно іонів водню або гідроксильних іонів у розчині: рН = - lg, рОН = - lg

У водних розчинах рН + РОН = 14.

Таблиця №14.

K w залежить від температури (бо дисоціація води – ендотермічний процес)

K w (25 o C) = 10 -14 Þ рН = 7

K w (50 o C) = 5,47×10 -14 рН = 6,63

Вимірювання рН використовується надзвичайно широко. У біології та медицині величина рН біологічних рідин служить визначення патологій. Наприклад, у нормі рН сироватки крові становить 7,4±0,05; слини - 6,35..6,85; шлункового соку – 0,9..1,1; сліз - 7,4 ± 0,1. У сільському господарстві рН характеризує кислотність ґрунтів, екологічний стан природних вод тощо.

Кислотно-основними індикаторами називаються хімічні сполуки, що змінюють своє забарвлення в залежності від рН середовища, в якому вони знаходяться. Ви напевно звертали увагу на те, як змінюється колір чаю, якщо в нього покласти лимон – це приклад дії кислотно-основного індикатора.

Індикатори, як правило, є слабкими органічними кислотами або основами і можуть існувати в розчинах у вигляді двох таутомерних форм:

HInd H + + Ind - , де HInd - кислотна форма (це форма, яка переважає в кислих розчинах); Ind – основна форма (переважає у лужних розчинах).

Поведінка індикатора подібна до поведінки слабкого електроліту в присутності сильнішого з однойменним іоном. Чим більше відтак рівновага зміщується у бік існування кислотної форми HInd і навпаки (принцип Ле-Шательє).

Досвід показує можливість використання деяких індикаторів:

Таблиця №15

Спеціальні прилади – рН-метри дозволяють вимірювати рН з точністю до 0,01 в інтервалі від 0 до 14. Визначення ґрунтується на вимірі ЕРС гальванічного елемента, один з електродів якого є, наприклад, скляним.

Найбільш точно концентрацію водневих іонів можна визначити методом кислотно-основного титрування. Титрування – це процес поступового додавання невеликими порціями розчину відомої концентрації (титранта) до розчину, що титрується, концентрацію якого хочемо визначити.

Буферні розчини- Це системи, рН яких відносно мало змінюється при розведенні або додаванні до них невеликих кількостей кислот або лугів. Найчастіше вони є розчинами, що містять:

a) а) Слабу кислоту та її сіль (СН 3 СООН + СН 3 СООNa) – ацетатний буфер

в) Слабка основа та її сіль (NH 4 OH + NH 4 Cl) – аміачно-амонійний буфер

с) Дві кислі солі з різними K д (Na 2 HPO 4 + NaH 2 PO 4) – фосфатний буфер

Регулюючий механізм буферних розчинів розглянемо з прикладу ацетатного буферного розчину.

CH 3 COOH « CH 3 COO - + H + ,

CH 3 COONa « CH 3 COO - + Na +

1. 1) якщо додати невелику кількість лугу до буферної суміші:

CH 3 COOH + NaOH «CH 3 COONa + H 2 O,

NaOH нейтралізується оцтовою кислотою з утворенням слабшого електроліту H 2 O. Надлишок натрію ацетату зміщує рівновагу у бік кислоти, що утворилася.

2. 2)якщо додати невелику кількість кислоти:

CH 3 COONa + HCl « CH 3 COOH + NaCl

Катіони водню Н+ зв'язують іони CH3COO -

Знайдемо концентрацію іонів водню у буферному ацетатному розчині:

Рівноважна концентрація оцтової кислоти рана C вих,к (т.к. слабкий електроліт), а [СH 3 COO - ] = C солі (т.к. сіль є сильним електролітом), то . Рівняння Гендерсона-Хасельбаха:

Таким чином, рН буферних систем визначається співвідношенням концентрацій солі та кислоти. При розведенні це співвідношення не змінюється і буфера рН не змінюється при розведенні, це відрізняє буферні системи від розчину чистого електроліту, для якого справедливий закон розведення Оствальда.

Існує дві характеристики буферних систем:

1.Буферна сила. Абсолютна величинабуферної сили залежить від

загальної концентрації компонентів буферної системи, тобто. чим більше концентрація буферної системи, тим більше потрібно лугу (кислоти) для однієї й тієї ж зміни рН.

2.Буферна ємність (В).Буферна ємність - це межа, в якій проявляється буферна дія. Буферна суміш підтримує рН постійним лише за умови, що кількість доданих до розчину сильної кислоти або основи не перевищує певної граничної величини – В. Буферна ємність визначається числом г/екв сильної кислоти (основи), яку необхідно додати до одного літра буферної суміші, щоб змінити значення рН на одиницю, тобто. . Висновок: Властивості буферних систем:

1. 1. мало залежить від розведення.

2. 2. Додавання сильних кислот (підстав) мало змінює у межах буферної ємності У.

3. 3.Буферна ємність залежить від буферної сили (від концентрації компонентів).

4. 4.Максимальна дія виявляє буфер у разі, коли кислота і сіль присутні в розчині в еквівалентних кількостях:

З солі = З к-ти; = До д, до; рН = рК д, до (рН визначається значенням К д).

Гідроліз – це хімічна взаємодія води із солями. Гідроліз солей зводиться до процесу передачі протонів. В результаті його протікання з'являється деякий надлишок водневих або гідроксильних іонів, що повідомляють розчин кислотні або лужні властивості. Таким чином, гідроліз оборотний процесу нейтралізації.

Гідроліз солей включає 2 стадії:

а) Електролітична дисоціація солі з утворенням гідратованих іонів:. KCl à K + + Cl - K + + xH 2 O à K + × xH 2 O (зв'язок донорно-акцепторний, донор – атом О, що має 2 неподілені електронні пари,

акцептор - катіони з вакантними орбіталями)

Cl - + yH 2 O « Cl - ×yH 2 O (водневий зв'язок)

в) Гідроліз з аніону. Cl - + HOH à HCl + OH -

с) Гідроліз з катіону. K + + HOH à KOH +

Гідролізу піддаються всі солі, утворені за участю слабких

електролітів:

1.Сіль, утворена аніоном слабких кислот і катіоном сильних основ

CH 3 COONa + HOH « CH 3 COOH + NaOH

CH 3 COO - + НОН « CH 3 COOН + OH - , рН > 7

Аніони слабких кислот виконують функцію підстав щодо води – донору протонів, що зумовлює збільшення концентрації ОН - , тобто. підлужування середовища.

Глибина протікання гідролізу визначається: ступенем гідролізу a г:

- Концентрація солі, що зазнала гідролізу

- Концентрація вихідної солі

a г невелика, наприклад, для 0,1 молячи розчину CH 3 COONa при 298 К вона дорівнює 10 -4 .

При гідролізі в системі встановлюється рівновага, що характеризується

Отже, що менше константа дисоціації, то більше вписувалося константа гідролізу. Ступінь гідролізу з константою гідролізу пов'язана рівнянням:

Зі збільшенням розведення, тобто. зменшенням З 0 ступінь гідролізу збільшується.

2. 2.Сіль, утворена катіоном слабких основ та аніоном сильних кислот

NH 4 Cl + HOH ↔ NH 4 OH +

NH 4 + + HOH ↔ NH 4 OH + H + pH< 7

Протолітична рівновага зміщена вліво, катіон слабкої основи NH 4 + виконує функцію кислоти по відношенню до води, що призводить до підкислення середовища. Константа гідролізу визначається за рівнянням:

Рівноважна концентрація іонів водню може бути обчислена: [Н + ] дорівнює = a г × С 0 (вихідна концентрація солі), де

Кислотність середовища залежить від вихідної концентрації солей такого виду.

3. 3.Сіль, утворена аніоном слабких кислот і катіоном слабких основ. Гідролізується і катіоном і аніоном

NH 4 CN + HOH à NH 4 OH + HCN

Для визначення рН середовища розчину порівнюють До Д, до Д, осн

До Д,к > До Д,осн à середовище слабо кисле

До Д, до< К Д,осн à среда слабо щелочная

До Д, до = К Д, ос à середовище нейтральне

Отже, ступінь гідролізу цього виду солей не залежить від їхньої концентрації в розчині.

т.к. і [ВІН - ] визначаються До Д, до Д, осн, то

рН розчину також залежить від концентрацій солі в розчині.

Солі, утворені багатозарядним аніоном і однозарядним катіоном (сульфіди, карбонати, фосфати амонію) майже повністю гидролизуются першою щаблем, тобто. перебувають у розчині як суміші слабкого підстави NH 4 OH та її солі NH 4 HS, тобто. як амонійного буфера.

Для солей, утворених багатозарядним катіоном та однозарядним аніоном (ацетати, форміати Al, Mg, Fe, Cu) гідроліз посилюється при нагріванні та призводить до утворення основних солей.

Гідроліз нітратів, гіпохлоритів, гіпобромітів Al, Mg, Fe, Cu протікає повністю і необоротно, тобто. солі не виділені із розчинів.

Солі: ZnS, AlPO 4 , FeCO 3 та ін у воді малорозчинні, проте частина їх іонів бере участь у процесі гідролізу, це призводить до деякого зростання їх розчинності.

Сульфіди хрому та алюмінію гідролізуються повністю та незворотно з утворенням відповідних гідроксидів.

4. 4.Солі, утворені аніоном сильних кислот і сильних основ гідролізу не піддаються.

Найчастіше гідроліз - шкідливе явище, що викликає різні ускладнення. Так при синтезі неорганічних речовинз водних розчинів у речовині з'являються домішки – продукти його гідролізу. Деякі сполуки через незворотно протікає гідроліз взагалі не вдається синтезувати.

· Якщо гідроліз протікає по аніону, то в розчин додають надлишок лугу

· Якщо гідроліз протікає по катіону, то в розчин додають надлишок кислоти

Отже, перша якісна теорія розчинів електролітів було висловлено Арреніусом (1883 – 1887 р.). За цією теорією:

1. 1.Молекули електроліту дисоціюють на протилежні іони

2. 2.Между процесами дисоціації та рекомбінації встановлюється динамічна рівновага, яке характеризується До Д. Ця рівновага підпорядковується закону дії мас. Частку молекул, що розпалися, характеризує ступінь дисоціації a. До Д і a пов'язує закон Оствальда.

3. 3.Раствор електроліту (по Аррениусу) – це суміш молекул електроліту, його іонів та молекул розчинника, між якими відсутня взаємодія.

Висновок: теорія Арреніуса дозволила пояснити багато властивостей розчинів слабких електролітів при невеликій концентрації.

Проте, теорія Арреніуса мала лише фізичний характер, тобто. не розглядала питання:

· Чому речовини в розчинах розпадаються на іони?

· Що відбувається з іонами в розчинах?

Подальший розвитоктеорія Арреніуса отримала на роботах Оствальда, Писаржевського, Каблукова, Нернста тощо. Наприклад, на важливе значення гідратації вперше вказав Каблуков (1891), започаткувавши розвиток теорії електролітів у напрямку, який вказував Менделєєв (тобто йому вперше вдалося поєднати сольватну теорію Менделєєва з фізичною теорією Арреніуса). Сольватація – це процес взаємодії електроліту

молекулами розчинника з утворенням комплексних сполук сольватів Якщо розчинником є ​​вода, отже, процес взаємодії електроліту з молекулами води називається гідратацією, а аквакомплекси – кристалогідратами.

Розглянемо приклад дисоціації електролітів, що у кристалічному стані. Цей процес можна представити на дві стадії:

1. 1. руйнування кристалічних ґрат речовини DН 0 кр > 0, процес утворення молекул (ендотермічний)

2. 2.утворення сольватованих молекул, DН 0 сольв< 0, процесс экзотермический

Результуюча теплота розчинення дорівнює сумі теплот двох стадій DН 0 раств = DН 0 кр + DН 0 сольв і може бути як негативною, так і позитивною. Наприклад, енергія кристалічних грат KCl = 170 ккал/моль.

Теплота гідратації іонів К + = 81 ккал/моль, Cl - = 84 ккал/моль, а результуюча енергія дорівнює 165 ккал/моль.

Теплота гідратації частково покриває енергію необхідну виділення іонів з кристала. 170 - 165 = 5 ккал/моль, що залишилися, можуть бути покриті за рахунок енергії теплового руху, і розчинення супроводжується поглинанням теплоти з довкілля. Гідрати чи сольвати полегшують ендотермічний процес дисоціації, ускладнюючи рекомбінацію.

А ось ситуація, коли є тільки одна з двох названих стадій:

1.розчинення газів – немає першої стадії руйнування кристалічних ґрат, залишається екзотермічна сольватація, отже розчинення газів, як правило, екзотермічно.

2.при розчиненні кристалогідратів відсутня стадія сольватації, залишається лише ендотермічне руйнування кристалічних ґрат. Наприклад, розчин кристалогідрату: CuSO 4 × 5H 2 O (т) a CuSO 4 × 5H 2 O (р)

DН розчин = DН кр = + 11,7 кДж/моль

Розчин безводної солі: CuSO 4 (т) CuSO 4 (р) CuSO 4 × 5H 2 O (р)

DН раств =DН сольв + DН кр = - 78,2 + 11,7 = - 66,5 кДж/моль