Ионное произведение н2о:

G⁰_дисс=Н⁰_дисс - ТS⁰_дисс =-RTlnK_W

lnK_W =-55900/8,31298 - 80,48/8,31298

K_W = 10^-14

K³⁹⁸_W = 7410^-14

моль/л

ионы Н⁺ - носители кислотных свойств

ионы ОН^ - носители основных свойств.

Прологарифмируем ионное произведение Н₂О

lgK_W= lga_H+ + lga_OH- = -14

пусть -lga_H+ = рН – водородный показатель

-lga_OH- = рОН - показатель ионов ОН^-

л

рН + рОН = 14

огарифмическая форма ионного произведения Н₂О:

при 295 К

среда	СН+,моль/л	СОН-,моль/л	рН
Нейтральная	10^-7	10^-7	7
Кислая	10^-7	10^-7	7
щелочная	10^-7	10^-7	7

РН слабых электролитов

а) для кислот: а_Н+  с_Н+ рН  - lg с_Н+

   рН = -lg с_Н+

б) для оснований: а_ОН-  с_ОН- рОН  - lg с_ОН-

 рН = 14 + lgс_OH-

а) для кислот:

I_р-ра = 0,5 (с_i _z²_i )  _Н+ (по таблице или формуле)  а_Н+ = _Н+ с_Н+  рН = -lg а_Н+

б) для оснований:

I_р-ра = 0,5 (с_i _z²_i )  _OН-(по таблице или формуле)  а_{ОН =} _ОНс_ОН-  рН = 14 + lg а_ОН

Задача.

Рассчитать рН 0,05 М раствора НСN.

НСN  Н⁺ + СN^ - слабая кислота с_о = 0,05 моль/л

К_Д = 7,910^10 (из таблицы)

 = = = 1,2610^4.

с_H+ = с_о = 1,2610^40,05 = 6,310^6

рН = ‑lg с_H+ = - lg 6,310^6 = 5,18.

Задача

Рассчитать рН 0,05 М раствора NаОН.

Решение

NаОН  Nа⁺ + ОН^ - сильное основание

с: 0,05 0,05 0,05 моль/л

I = 1/2(0,051² + 0,051²) = 0,05.

_ОН = 0,85 (по таблице)

а_ОН = _ОНс_OH- = 0,850,05 = 0,043

рН = 14 + lg а_ОН = 14 - 1,37 = 12,63.

Индикатор	Область рH	Окраска
		В кислом растворе	В щелоч растворе
Пикриновая кислота Метиловый оранжевый Лакмус Феноловый красный Фенолфталеин Ализариновый желтый	0,0-2,0 3,1-4,4 6,0-8,0 6,8-8,4 8,2-10,0 10,1-12,1	Бесцветная Красная >> Желтая Бесцветная Желтая	Желтая >> Синяя Красная Малиновая Оранжевая

Гидролиз – результат поляризационного взаимодействия ионов соли с их гидратной оболочкой.

Соли - сильные электролиты:

КА  К^m+ + A^n-

Гидролиз:

К^m+ + НOH  КОН^(m-1)+ + H⁺

или

A^n- + НОH  HA^(n-1)- + OH^-

малодиссоциированные изменение рН раствора

частицы

Чем заряд и радиус иона  сильнее взаимодействие с Н₂О  сильнее гидролиз.

Н_г  0 - эндотермический процесс.

Количественная характеристика гидролиза:

(для разбавленных растворов а = с)

Гидролиз – обратимый равновесный процесс

К_Г - константа гидролиза

С_i –равновесные концентрации

К_Г зависит от: природы реагентов и Т.

Т.к. Н_Г  0  с температуры К_Г 

выход продуктов гидролиза растет.

Применим закон разведения Оствальда:

CuSO₄

Cu(OH)₂ H₂SO₄

слабым сильной основанием кислотой

Na₂SO₃

NaOH H₂SO₃

сильным слабой

основанием кислотой

CuSO₃

Cu(OH)₂ H₂SO₃

слабым слабой

основанием кислотой

Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием (Na₂SO₄) – гидролизу не подвергаются.

Na₂SO₄  Na⁺ + SO₄^2-

NaOH H₂SO₄

Сильное основание сильная кислота

раствор нейтральный: рН  7.

Форма записи процесса гидролиза:

Диссоциация соли: СН₃СООNa  CH₃COO^- + Na⁺

CH₃COOH NaOH

Слабая кислота сильное основание

Гидролиз – по слабому электролиту:

CH₃COO^- + НОН  CH₃COOH + ОН^-

^{выражение константы гидролиза}

Гидролиз многозарядных ионов протекает ступенчато (FeCl₃):

Fe³⁺ + НОН  FeОН²⁺ + Н⁺ - 1-я ступень;

FeОН²⁺ + НОН  Fe(ОН)₂⁺ + Н⁺ - 2-я ступень;

Fe(ОН)₂⁺ + НОН  Fe(ОН)₃ + Н⁺ - 3-я ступень

К_г1 К_г2  К_г3

AgNO₃  Ag⁺ + NO₃^-

AgОН HNO₃

слабое основание сильная кислота

Ag⁺ + НОН  AgОН + Н⁺.

кислая среда рН 7

-константа гидролиза

K_W

К_Д(AgOH) : AgOH  Ag⁺ + OH^-

- константа гидролиза по

катиону

Если К_Г (1-ой ступени)  К_Д (последней ступени)

Если К_Г (последней ступени)  К_Д (1-ой ступени)

Расчет рН гидролиза по катиону:

К_Г=К_W / К_{Д осн} С_Н+ = С_о  рН= - lgC_H+

Na₂S  Na⁺ + S^2-

NaOH H₂S

сильное основание слабая кислота

Гидролиз по ступеням:

1cт.: S^2- + HOН  HS^- + ОН^

2ст.: HS^- + HOН  H₂S + ОН^

К_Г(1ст)  К_Г(2ст)

к_w

- константа гидролиза по аниону

(К_{г 1}  К_{Д последней})

Расчет рН гидролиза по аниону:

К_Г=К_W /К_Д  С_ОН- =С_о  рН=14+ lgC_ОH-

Гидролиз и по катиону и по аниону:

NН₄СN, РbCO₃, Аl₂S₃

NН₄СN  NН₄⁺ + ОН^

Гидролиз:

СN^ + НОН  НСN + ОН^-

NН₄⁺ + НОН  NН₄ОН + Н⁺

NН₄⁺ + СN^ + Н₂О  NН₄ОН + НСN

К_Д(NH4OH)=1,7910^-5 > К_Д(НСN) =7,910^-10 

Концентрация соли не влияет на  

Расчет рН гидролиза по катиону и аниону:

рН =7 – 1/2lgК_Д(к-ты) + 1/2lgК_Д(осн)

Если в результате гидролиза  труднорастворимые или газообразные вещества  гидролиз необратимым:

PbCO₃ + Н₂О  Pb(ОН)₂ + CO₂ 

Степень гидролиза ( ) увеличивается:

1) при температуры:

Н_Г  0  с температуры  К_Г =² С₀ ;

2) с разбавлением раствора (концентрация );

3) при концентрации иона, определяющего среду

СN^- + НОН  НСN + ОН^-

НСl  Cl^- + H⁺

Задача

Рассчитать К_Г,  и рН 0,01 М раствора К₂SО₃.

Решение

Диссоциация сильного электролита К₂SО₃:

К₂SО₃  2К⁺ + SО₃^2

КОН Н₂SО₃

Сильное основание слабая кислота

Гидролиз по SО₃^2:

1-ая ступень: SО₃^2+ НОН  НSО₃^+ОН^

К_Г1 = = 1,5910^7

2-ая ступень: НSО₃^ + Н₂О  Н₂SО₃ + ОН^

К_Г2 = = 5,910^13 К_Г1  К_Г2

 === 410^3  1  расчет по приближенной формуле правомерен.

С_OH- = c₀ = 410^310^2 = 410^5

рН = 14 + lg С_OH- =14 - 4,4 = 9,6

В насыщенных растворах сильных электролитов А_nB_m равновесие:

А_nB_m(тв)  n A^m+_(p-р) + m B^n_(p-р) - гетерогенный пр.

= ПР_АnBm, т.к. а_АnВm(тв) = const

ПР зависит: от природы электролита и

растворителя, от температуры;

ПР не зависит от активностей ионов.

ПР^25С –таблица

Пример: Ag₂CO_3(тв)  2Ag⁺_(р-р) + CO₃^2-_(р-р)

Если ()  ПР_табл – осадок выпадает

Если ()  ПР_табл – осадок не выпадает

с_Р - растворимость - концентрация насыщенного раствора электролита

В насыщенном растворе:

А_nB_m(тв)  n A^m+_{(нас. p-р)} + m B^n_{(нас. p-р)}

С_Р nс_Р mс_Р моль/л

ПР = = (_А ^m+n с_Р)ⁿ  (_B ^nm с_Р)^m=

=(_А ^m+)ⁿ (_B ^n)^m  nⁿ  m^m (с_Р)^n+m

• - растворимость

• труднорастворимого

сильного электролита

если   1

Задача

Определить с_Р MgF₂, в растворе, в котором

(Mg²⁺)=0,7, (F^-)=0,96

MgF₂  Mg²⁺ _{(нас.р-р)} + 2F^-_{(нас.р-р)}

ПР(MgF₂) = 410^-9 =

С_Р = моль/л

1) ионной силы раствора – введение растворимого электролита, не имеющего общих ионов

ПР = _Mg2+ С_Mg2+ С_F-² _F-²

С ионной силы раствора (I)  _i  C_Р

 чтобы при Т=const  ПР =const

2) от введения одноименного иона

MgF₂  Mg²⁺ _{(нас.р-р)} + 2F^-_{(нас.р-р)}

NaF  Na⁺ _(р-р) + F^-_(р-р)

С_F^-  равновесие смещается влево  С_Р

На этом явлении основано разделение элементов методом осаждения: растворимость СаСО₃ и МgСО₃ при введении в раствор хорошо растворимых К₂СО₃ или Nа₂СО₃  ионы жесткости Са²⁺ и Мg²⁺ удаляются из раствора.