Добавил:
Upload Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз: Предмет: Файл:
Растворы электролитов.doc
Скачиваний:
4
Добавлен:
26.08.2019
Размер:
315.9 Кб
Скачать

4.4. Реакции обмена в растворах электролитов

В водных растворах все реакции обмена между электролитами, протекающие без изменения степени окисления, являются реакциями между ионами. Направление таких реакций определяется уменьшением концентрации реагирующих ионов. Последнее может привести к необратимой или обратимой реакции обмена. Если в результате взаимодействия ионов образуются малорастворимые электролиты, выпадающие в осадок, газы, растворимые слабые электролиты, комплексные ионы, то такие реакции практически идут до конца и называются необратимыми. Необратимые реакции сопровождаются уменьшением энергии Гиббса. Реакции, в которых хотя бы одно из исходных и конечных веществ – растворимый слабый электролит или малорастворимый электролит в виде осадка, протекают не до конца и называются обратимыми. Равновесие этих реакций смещено в сторону образования более слабого или менее растворимого электролита. К обратимым реакциям обмена применим принцип Ле Шателье. Изменение энергии Гиббса таких реакций может быть меньше нуля, больше нуля или примерно равно нулю.

Сущность происходящего процесса в реакциях обмена выражается ионно-молекулярными уравнениями. В ионно-молекулярных уравнениях растворимые сильные электролиты записывают в виде ионов, а растворимые слабые электролиты, малорастворимые вещества и газы – в виде молекул.

4.5. Гидролиз солей

Соль можно рассматривать как продукт взаимодействия кислоты с основанием. В зависимости от силы электролита получается четыре типа средних солей (см. табл. 2).

Таблица 2

Тип соли

Сила электролита,

образующего соль

Соли

кислота

основание

I

Сильная

Сильное

NaNO3, KCl, NaJ

II

Сильная

Слабое

NH4Cl, CuSO4, Al2(SO4)3, Zn(NO3)2

III

Слабая

Сильное

NaCN, CH3COONa, Na2S, K2CO3

IV

Слабая

Слабое

NH4CN, (NH4)2S, ZnCO3, Al2S3

Из приведенных четырех типов солей только II, III, IV подвергаются гидролизу. Гидролиз соли – это взаимодействие ионов соли с ионами воды, приводящее к изменению концентрации последних, в результате чего характер среды может быть (рН  7, рН > 7, рН  7). Причиной гидролиза соли является наличие иона слабого электролита в молекуле соли, а результатом – образование слабого электролита. Вот почему гидролизу могут подвергаться соли только II, III, IV типов. Гидролиз – процесс обратимый, зависящий от концентрации соли в растворе и температуры. Повышение температуры и уменьшение концентрации соли увеличивает полноту гидролиза. Количественными характеристиками обратимого процесса гидролиза соли являются константа гидролиза Кг и степень гидролиза h, показывающая, какая часть растворенных молекул подверглась гидролизу.

Пример 9. Доказать, что соль NaNO3 (I тип) гидролизу не подвергается.

Соль NaNO3 образована сильной кислотой и сильным основанием (см. Кд в табл. 1). В водном растворе соль диссоциирует по уравнению

NaNO3  Na+ + ;

вода: H2O  H+ + ОН. Но ионы Na+ и с ионами ОН и H+ не образуют молекулы NaOH и НNO3, в силу того, что последние являются сильными электролитами и существуют в растворе в виде ионов. Водородный показатель (рН) водных растворов солей I типа равен 7.

Пример 10. Гидролиз солей, образованных сильной кислотой и слабым основанием (II тип), например Zn(NO3)2.

В водном растворе Zn(NO3)2 диссоциирует по уравнению:

Zn(NO3)2  Zn2+ + 2 .

Из ионов только Zn2+ будет подвергаться гидролизу, так как является ионом слабого основания Zn(OH)2 (см. Кд в табл. 1). Ион Zn2+ – многозарядный, поэтому гидролизуется по ступеням соответственно ступенчатой диссоциации основания. Каждая ступень характеризуется величиной КГ и h. Так, гидролиз Zn(NO3)2 может быть выражен уравнениями:

Первая ступень

Zn2+ + H2O  ZnOH+ + H+, pH  7;

Zn(NO3)2 + H2O  ZnOHNO3 + HNO3.

; .

Вторая ступень

ZnОН+ + H2O  Zn(OH)2 + H+, pH  7;

ZnОНNO3 + H2O  Zn(OH)2 + HNO3.

; .

Соль по первой ступени гидролизуется в бóльшей степени, чем по второй: . = 6,610–6; = 2,210–10.

При обычных условиях вторая ступень гидролиза практически не протекает (ввиду накопления большого количества ионов водорода процесс смещается в сторону образования ZnOH+). Однако разбавление раствора, повышение температуры или связывание ионов водорода приводит к полному гидролизу соли.

Пример 11. Гидролиз солей, образованных слабой кислотой и сильным основанием (III тип), например Na2SO3.

В водном растворе соль Na2SO3 диссоциирует по уравнению:

Na2SO3  2 Na+ + .

Ионом слабого электролита – кислоты является (см. Кд в табл. 1). Сульфит-ион – многозарядный и гидролизуется ступенчато.

Первая ступень

+ H2O  + OH, pH  7;

Na2SO3 + H2O  NaНSO3 + NaOH.

; .

Вторая ступень

+ H2O  H2SO3 + OH, pH  7;

NaНSO3 + H2O  H2SO3 + NaOH.

; .

Соль по первой ступени гидролизуется в бóльшей степени, чем по второй: . = 1,610–7; = 5,810–13.

При обычных условиях вторая ступень гидролиза практически не протекает (ввиду накопления большого количества ионов OH процесс смещается в сторону образования ). Разбавление раствора, повышение температуры или связывание гидроксид-ионов приводит к полному гидролизу соли.

Пример 12. Гидролиз солей, образованных слабой кислотой и слабым основанием (IV тип), например NH42.

Соли такого типа даже при обычных условиях гидролизуются до конца.

Диссоциация соли в водном растворе протекает по уравнению:

NH42 + .

Оба иона – ионы слабых электролитов NН4OH и НNO2 (см. Кд в табл. 1). Уравнение гидролиза

+ + H2O  NН4OH + НNO2;

NH42 + H2O  NН4OH + НNO2.

При гидролизе солей IV типа рН водных растворов солей может быть меньше семи, если кислота сильнее основания; больше семи, если кислота слабее основания; нейтральной, если сила кислоты и сила основания одинаковы. В результате гидролиза соли NH42 образуется NН4OH (Кд = 1,7910–5) и НNO2д = 4,610–4). Кислота сильнее основания, следовательно, рН < 7.

;

Для соли NH42

= 1,210–6.