Методичк Рязановой

99

Таблица 27

ВОДОРОДНАЯ СВЯЗЬ

Водородная связь – это связь катиона водорода (протона), соединенного с атомом сильно электроотрицательного элемента, с другим подобным атомом

Водородная связь обусловлена:

1.Электростатическим притяжением протона и полярной группы

2.Донорно-акцепторным взаимодействием

Межмолекулярная водородная связь:					Внутримолекулярная водородная связь:
1. Димеры Н2О (Н2О)2					Салициловая кислота:
	О · · · Н	Н			O ― Н
Н	Н · · · О				― O	·	Белки, аминокислоты
2. Ассоциация HF (H2F2; H6F6):					O	·
		F •	•		―О ― H	·
					••
	H	134°		• H	• •	•
				F
Обычная ковалентная связь –					Прочность химической связи		Водородная связь –
	150−400 кДж/моль						8−40 кДж/моль

99

Раздел 5. Растворы электролитов. Электролитическая диссоциация. Гидролиз солей

Нужно знать: основные понятия современной теории растворов электролитов; сильные и слабые электролиты; водородный показатель; реакции в растворах электролитов, значение их для почвенных растворов.

Нужно уметь: писать уравнения диссоциации электролитов, объяснять причины возникновения щелочной и кислотной среды; составлять уравнения гидролиза солей; решать задачи, связанные с водородным показателем рН.

Большинство химических реакций проходит в водных растворах. В этих условиях химические вещества подвергаются превращениям, от которых зависят их свойства. Важнейшими процессами, идущими под действием воды, являются диссоциация на ионы молекул кислот, оснований и солей и гидролиз солей. Диссоциация веществ и гидролиз солей идут в почве, от них зависят растворимость соединений, кислотность почвы, возможность усвоения растениями питательных элементов.

Глубокое понимание этих процессов способствует возможности обеспечения благоприятных для растений условий существования.

Опорные понятия

Электролиты – это вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток. Способность проводить электрический ток обусловлена процессом распада (диссоциацией) молекул на заряженные частицы (ионы).

Электролитическая диссоциация – это распад молекул на ионы под действием воды (для водных растворов). В неводных растворах диссоциация идет под действием полярных молекул растворителя.

Электролиты делятся на сильные и слабые в зависимости от того, полностью (необратимо) или частично (обратимо) они диссоциируют.

Сильные электролиты диссоциируют полностью, необратимо. Слабые электролиты диссоциируют плохо, частично, обратимо.

Таблица 30

СИЛЬНЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ

	Кислоты		Основания		Соли (практически все)
	HCl			NaOH	NaCl
	HNO3			KOH	K2SO4
	H2SO4		Ca(OH)2		KNO3
	HСlO4		Ba(OH)2		Cu(NO3)2
	и др.			и др.	FeCl3
	(образованы		(образованы активными		CuSO4	и др.
	активными		металлами – щелочными		(большинство солей, растворимых в воде, − соли щелоч-
	неметаллами)		и щелочноземельными)		ных металлов, солиазотной кислоты и некоторые другие)
				СЛАБЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ			Таблица 31
	Кислоты				Основания		Вода
	H2SO3				Cu(OH)2 ↓		H2O
	H2S				Zn(OH)2↓
	H2CO3				Al(OH)3↓
	H2SiO3				Fe(OH)3↓
	HClO				и др.
	H3PO4			(образованы любым металлом, кроме щелочных
					и щелочноземельных)
					NH4OH (раствор)
					102

103

Таблица 32

СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ СЛАБОГО ЭЛЕКТРОЛИТА

Степенью диссоциации (α) называется отношение числа молекул (моль) электролита, распавшихся на ионы (n), к общему числу его молекул (моль) в растворе (N)

α = n/N

Факторы, влияющие на степень диссоциации

Природа растворенного

Природа

Концентрация

Одноименные

Температура

вещества, тип связи

растворителя

ионы

Ионная связь при

Чем больше диэлектрическая

При разбав-

При введении одно-

С увеличением темпера-

проницаемость (ε) растворителя,

именных ионов за счет

туры α увеличивается,

диссоциации рвется

лении α уве-

тем легче в его среде идет дис-

добавления соли α

проходя через максимум

легко

личивается

социация

уменьшается

при ≈ 60 °С

Чем более полярна связь,

Растворитель

ε

тем легче

Бензол С6Н6

2,3

идет диссоциация

С2Н5ОН

25

Н2О

81

НСN

96

Знание факторов, влияющих на степень диссоциации, позволяет управлять

процессом диссоциации, усиливая или подавляя его

103

104

33

3 OOH	C3COO + H+	,				-

[CH3COO][H]

[CH3COOH]

104

34

.

:

:

25 :

+ +

[H ][ H ]

2

[H ][

H ] 10 14

[H2O]

-

[H+]

C

p

[H+],

/

10 7

> 10 7 (10 6, 10 5, 10 3)

< 10 7, (10 8, 10 9, 10 10)

105

= lg [H+]

,

,

= lg

;

[H+] = 10 pH

-

= lg [H+]

= lg

[

] = 10 p H

;

: [H+]

;

[OH ]

-

;

;

-

.

105

Таблица 35

ЗНАЧЕНИЕ КИСЛОТНОСТИ СРЕДЫ

Реакция

рН

раствора

0

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

11

12

13

14

усиление кислотности

усиление щелочности

нейтральная среда

Почва

рН

Растение

Оптимальный

Раствор

рН

Сок

рН

рН

Чернозем

7

Картофель

4,5–6,3

Кровь

7,4

Картофель розовый

5,92

106

Подзолистая

3,5−6

Капуста

7,0–7,4

Желудочный сок

1,7

Морковь

6,67

Солончаки

8−9

Свекла

7,0–7,5

Водопроводная вода

7,5

Яблоки антоновские

2,50

Растение

Оптимальный рН

Растение

Оптимальный рН

Растение

Оптимальный рН

Пшеница озимая

6,3–7,5

Огурцы

6,4–7,5

Гречиха

4,7–7,5

Пшеница яровая

6,0–7,3

Томаты

5,0–8,0

Редис

5,0–7,3

Рожь

5,0–7,7

Лук

6,4–7,5

Морковь

5,6–7,0

Овес

5,0–7,5

Горох

6,0–7,0

Салат

6,0–7,0

Ячмень

6,0–7,5

Фасоль

6,4–7,1

Подсолнечник

6,0–6,8

Брюква

4,8–5,5

Чайный куст

4,0–5,0

106

107

Таблица 36

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

Гидролиз – это обменное взаимодействие соли с водой

Гидролизу подвергаются соли, при взаимодей-

ствии которых с водой образуется хотя бы одно прочное, устойчивое соединение, являющееся слабым электролитом (или сложный, малодиссоциирующий ион)

Гидролизу не подвергаются соли, при взаимо-

действии которых с водой не образуется слабый электролит

соли, содержащие

соли, содержащие

катионы слабого основания

ZnCl2, Al(NO3)3, CuSO4

анионы слабой кислоты

Na2CO3, K3PO4, Na2S

катионы слабого основания и анионы слабой кислоты

(NH4)2CO3, Al2S3

катионы сильного основания и анионы сильной кислоты

KCl, Na2SO4, NaNO3

107

Свойства кислот, оснований и солей с точки зрения теории электролитической диссоциации

Кислоты

Кислоты имеют различный состав – HCl, H2SO4, H3PO4, CH3COOH и т.д. Но, несмотря на это, для них характерен ряд общих свойств (кислый вкус, способность изменять окраску индикатора). Это объясняется тем, что при диссоциации любой кислоты образуются катионы водорода Н+:

HCl = H+ + Cl−

HNO3 = H+ + NO3−

Именно свободные катионы водорода Н+ обеспечивают кислотные свойства. Если катионов водорода Н+ образуется мало (слабые кислоты), то нейтральные молекулы кислоты (например, H2SiO3↓) не изменяют окраску индикатора и не имеют кислого вкуса.

Таким образом, одинаковые свойства характерны для кислот различного состава потому, что при диссоциации их молекул образуются одинаковые катионы водорода Н+. Кислотные остатки на это не влияют.

Ступенчатая диссоциация многоосновных кислот

Если кислота содержит не один, а несколько атомов водорода, то молекула ее диссоциирует ступенчато.

Например, фосфорная кислота Н3РО4 диссоциирует в три ступени:

+ −3	+	−3	)−
H3 PO4	Н+ + ( H	2 PO4
Н2 РО 4−	+	−3
	H + ( H PO4 )2−

НРО24− Н+ + РО34−

Заряды сложных анионов, содержащих катионы водорода и анионы кислотных остатков, равны алгебраической сумме зарядов водорода и кислотного остатка.

Основания

Основания могут быть образованы различными металлами – NaOH, KOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2. Однако водные растворы обладают общими свойствами, например, своеобразным «мыльным» вкусом, мылкостью, способностью одинаково изменять окраску индикатора.

Это объясняется тем, что при диссоциации оснований образуются одинаковые гидроксильные группы ОН–, которые и являются носителями щелочных свойств:

NaOH = Na+ + OH−

KOH = K+ + OH−

108

Сильные основания образуют в растворе много гидроксильных групп и создают щелочную среду. Если же основание является слабым электролитом, мало диссоциирует, то нейтральные молекулы основания не изменяют окраску лакмуса, не придают «мыльного» вкуса.

Таким образом, щелочная среда создается в растворах различных оснований потому, что при их диссоциации образуются гидроксильные группы ОН–.

Ступенчатая диссоциация оснований

Основания, молекулы которых содержат не одну, а несколько гидроксильных групп, диссоциируют ступенчато.

Са(ОН)2 = ОН− + СаОН+

СаОН+ = ОН− + Са2+

Заряд сложного катиона, содержащего катион металла и анионы гидроксильных групп, равен алгебраической сумме зарядов металла и гидроксильных групп.

Соли

Соли, хорошо растворимые в воде, являются, как правило, сильными электролитами и диссоциируют на катионы металла и анионы кислотного остатка:

Na2SO4 = 2Na+ + SO 24−

K3PO4 = 3K+ + PO 34−

Al2(SO4)3 = 2Al3+ + 3SO 24−

Кислые соли в основном распадаются при диссоциации на катионы металла и сложные анионы, содержащие водород и кислотный остаток:

NaHCO3 = Na+ + HCO 3−

Основные соли в основном диссоциируют на сложные катионы, содержащие металл и гидроксильные группы, и анионы кислотных остатков:

MgOHCl = MgOH+ + Cl−

Молекулярно-ионные уравнения

Реакции в растворах электролитов происходят между ионами, на которые диссоциируют молекулы электролитов.

Ионы, на которые диссоциируют молекулы электролитов, взаимодействуют между собой с образованием новых соединений в том случае, если при этом образуются прочные, устойчивые молекулы мало диссоциирующих веществ, являющихся слабыми электролитами.

109

Равновесие обратимых реакций смещается в направлении образования слабых электролитов.

Для составления молекулярно-ионного уравнения необходимо:

1)составить молекулярное уравнение реакции;

2)проанализировать каждое вещество с точки зрения того, сильным или слабым электролитом оно является;

3)написать уравнение реакции в молекулярно-ионном виде, записав сильные электролиты в виде отдельных ионов, а слабые электролиты – в виде целых молекул;

4)составить сокращенное уравнение, исключив из левой и правой частей уравнения одинаковые ионы, не принимающие участия в реакции.

Пример

Молекулярное уравнение:

FeCl3	+ 3NaOH =	Fe(OH)3 +	3NaCl
сильный	сильный	слабый	сильный
электролит	электролит	электролит	электролит

Полное молекулярно-ионное уравнение:

Fe3 + 3Cl− + 3Na+ + 3OH− = Fe(OH)3 + 3Na+ + 3Cl−

Сокращенное молекулярно-ионное уравнение:

Fe3+ + 3OH− = Fe(OH)3

Гидролиз солей

Гидролиз – взаимодействие вещества с водой.

Гидролизу подвергаются соли, при взаимодействии которых с водой образуются слабые электролиты (или мало диссоциирующие ионы), то есть устойчивые частицы, в направлении образования которых смещается равновесие реакции.

Гидролизу подвергаются соли, образованные или катионом слабого основания, или анионом слабой кислоты, или тем и другим вместе.

Гидролизу не подвергаются соли, образованные катионом сильного основания и анионом сильной кислоты.

Гидролиз усиливается при нагревании раствора и при разбавлении его, то есть при уменьшении концентрации растворенной соли.

Гидролизу подвергается только часть растворенной соли, поэтому существует понятие «степень гидролиза».

Степень гидролиза h равна отношению молярной концентрации гидролизованной части соли к общей концентрации ее в растворе.

110