Маругин, В..А. Неорганическая химия

Сильные электролиты – α > 30 %. К ним относят почти все средние соли;

кислоты: HClO4, HMnO4, HCl, HBr, HJ, HNO3, H2SO4; основания: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba(OH)2, Sr(OH)2.

Электролиты средней силы – 3 % ≤ α ≤ 30 %. К ним относят неорганиче-

ские кислоты: H2SO3, H3PO4, HNO2 и др., некоторые органические кислоты; ос-

нования Mg(OH)2, Ca(OH)2.

Слабые электролиты – α < 3 %. К ним относят неорганические кислоты: H2CO3, H2S, HCN, H2SiO3; большинство органических кислот; основания: NH4OH, Zn(OH)2, Cr(OH)3 и др., H2O.

Все химические реакции в растворах происходят между ионами.

Реакции ионного обмена протекают до конца при образовании осадка, га-

за, малодиссоциированного соединения. Чтобы сделать вывод о протекании ре-

акции до конца, надо использовать данные таблицы растворимости солей и оснований в воде (приложение 11).

Если реакция проходит до конца, можно написать три уравнения: молекулярное, полное ионно-молекулярное и сокращенное ионно-молекулярное. В ионно-молекулярных уравнениях все вещества пишут в виде ионов за исклю-

чением осадка, газа, оксида, простого вещества, малодиссоциированного соединения.

Например:

а) молекулярное уравнение: Na2CO3 + BaCl2 = BaCO3↓+ 2NaCl;

б) полное ионно-молекулярное уравнение:

2Na+ + CO32− + Ba2+ + 2Cl− = BaCO3↓+ 2Na+ + 2Cl−.

Сокращенное ионно-молекулярное уравнение получают, исключая одинаковые ионы из обеих частей полного ионно-молекулярного уравнения.

в) сокращенное ионно-молекулярное уравнение:

Ba2+ + CO32− = BaCO3↓.

131

Сокращенное ионно-молекулярное уравнение показывает результат реакции, при написании его виден эффект реакции.

Пример 1. Составить молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в водных растворах следующих веществ:

а) Н2SO4 и КОН;

б) Cu(NO3)2 и K2S.

Решение. Записываем уравнения взаимодействия указанных веществ в молекулярном виде: а) Н2SO4 + 2КОН = K2SO4 + 2H2O

б) Cu(NO3)2 + K2S = CuS↓ + 2KNO3

Используя таблицу растворимости (приложение 11), определяем, что взаимодействие этих веществ возможно, т.к. происходит образование малодиссоциированного соединения (H2O) в реакции а, осадка (CuS) в реакции б.

В исходных растворах вещества диссоциированы на ионы, продукты реакции CuS и H2O содержатся в виде недиссоциированных веществ.

Записываем полное ионно-молекулярное уравнение:

а) 2Н+ + SO42− + 2K+ + 2OH− = 2K+ + SO42− + 2H2O б) Сu2+ + 2NO3− + 2K+ + S2− = CuS↓ + 2K+ + 2NO3−.

Сокращая одинаковые члены уравнения, получаем сокращенные ионномолекулярные уравнения:

а) Н+ + OH− = H2O

б) Сu2+ + S2− = CuS↓

Пример 2. Составить молекулярное и ионно-молекулярные уравнения реакции растворения гидроксида железа (II) в серной кислоте.

Решение. Составляем молекулярное уравнение реакции:

Fe(OH)2 ↓+ H2SO4 = FeSO4 + 2H2O.

132

При написании ионно-молекулярных уравнений учитываем, что Fe(OH)2 не растворяется в воде, следовательно, его надо писать в виде молекулы.

Воду во всех ионных реакциях пишем в виде молекулы.

Полное ионно-молекулярное уравнение:

Fe(OH)2 ↓+ 2H+ + SO42– = Fe2+ + SO42– + 2H2O

Сокращенное ионно-молекулярное уравнение:

Fe(OH)2 ↓+ 2H+ = Fe2+ + 2H2O

Вычисление величины рН

Вода – слабый электролит, незначительно диссоциирующий на ионы:

Н2О Н+ + ОН .

Количество ионов очень мало, и произведение концентраций их равно:

КН2О = [H+]·[OH ] = 10–14

Это выражение называют ионным произведением воды, оно постоянно

при одной и той же температуре как для воды, так и для разбавленных растворов кислот, оснований, солей.

В воде концентрация ионов водорода равна концентрации гидроксидионов, т.к. из одной молекулы воды образуется один ион Н+ и один ион ОН−.

Следовательно, концентрация каждого из ионов будет равна:

[H+] = [OH ] = 10−14 = 10–7 моль/л.

При добавлении к воде кислоты концентрация катионов Н+ возрастает, [H+] становится больше 10 7, а концентрация анионов ОН , в соответствии с принципом Ле Шателье, уменьшается, [OH ] становится меньше 10 7. При добавлении к воде щелочи увеличивается концентрация ионов ОН и уменьшается концентрация ионов Н+.

В обоих случаях ионное произведение воды остается постоянным.

133

Концентрация ионов водорода и гидроксид-ионов важна в химии растворов, часто используется, и потому для удобства введена специальная величина

– водородный показатель (рН)

рН =−lg[H+] , отсюда [H+]= 10–рН.

Некоторые значения концентрации ионов Н+ и ОН−, а также соответствующие значения рН в различных средах представлены в таблице:

Значения рН в различных средах

рН	[H+], моль/л	[OH−], моль/л	Среда
рН = 7	[H+] = 10–7	[ОH−] = 10–7	нейтральная
рН < 7	[H+] > 10–7	[ОH−] <10–7	кислая
pH = 3	[H+] = 10–3	[ОH−] =10–11	кислая
рН > 7	[H+] < 10–7	[ОH−] >10–7	щелочная
pH = 10	[H+] =10–10	[ОH−] =10–4	щелочная

Пример 3. Определите pH 0,1М раствора КОН.

Решение. Гидроксид калия является сильным основанием, т.к. в растворе он полностью диссоциирован на ионы. Следовательно, количество ионов ОН− равно количеству молекул КОН.

Отсюда справедливо равенство:

[КОH] = [ОH−] = 0,1 моль/л = 10–1 моль/л.

Из ионного произведения воды [H+]·[OH−] = 10–14 можно определить кон-

центрацию ионов Н+ по уравнению: [H+] = 10[ −14].

ОН−

Находим концентрацию ионов водорода для нашего примера:

[H+] = 10−−14 = 10–13

10 1

134

Из уравнения pH=–lg[H+] следует: рН = –lg 10–13 = 13.

Ответ: рН 0,1 М раствора КОН равен 13.

Пример 4. Определите рН раствора, если концентрация ионов водорода в нем равна 0,015 М.

Решение. Если значение рН или концентрации ионов Н+ и ОН– являются дробными величинами, для расчета необходимо воспользоваться упрощенной таблицей логарифмов.

доли	рОН				Сотые доли рН или рОН
		,00	,01	,02	,03	,04	,05	,06	,07	,08	,09
Десятые	рН или
					Значения [Н+] или [ОН-]
,0		1,000	0,977	0,955	0,933	0,912	0,891	0,871	0,851	0,832	0,813
,1		0,794	0,766	0,759	0,741	0,725	0,708	0,692	0,676	0,661	0,646
,2		0,631	0,617	0,603	0,589	0,575	0,562	0,550	0,537	0,525	0,513
,3		0,501	0,490	0,479	0,468	0,457	0,447	0,437	0,427	0,417	0,407
,4		0,398	0,389	0,380	0,372	0,363	0,355	0,347	0,339	0,331	0,324
,5		0,316	0,309	0,302	0,295	0,288	0,282	0,275	0,269	0,263	0,257
,6		0,251	0,245	0,240	0,234	0,229	0,224	0,219	0,214	0,209	0,204
,7		0,200	0,195	0,191	0,186	0,182	0,178	0,174	0,170	0,166	0,162
,8		0,158	0,155	0,151	0,148	0,145	0,141	0,138	0,135	0,132	0,129
,9		0,126	0,123	0,120	0,117	0,115	0,112	0,110	0,107	0,105	0,102

Для вычисления воспользуемся уравнением рН = –lg[Н+].

Подставляем в это уравнение численное значение концентрации рН = –lg(0,015) = –lg1,5.10–2

Преобразуем числовое значение концентрации, умножив 1,5 на 10–1, а 10–2 на 101. Тогда получим значение концентрации 0,15.10–1.

135

С учетом этого преобразования

рН = –lg(0,15.10–1).

Логарифм произведения равен сумме логарифмов, поэтому рН = –lg0,15 – lg10–1.

Целочисленная часть величины рН равна 1, так как

– lg10–1 = 1.

Чтобы найти дробную часть, необходимо в таблице логарифмов найти значение концентрации ионов Н+,равное 0,15 , а затем, двигаясь по строке влево, найти значение десятых долей величины рН, равное 0,8; двигаясь по столбцу вверх, найти значение сотых долей величины рН, равное 0,02.

Объединяя найденные в таблице значения десятых и сотых долей величины рН с целочисленным значением, получаем

рН = 1,82.

Следовательно, рН данного раствора равен 1,82.

Ответ: рН = 1,82.

Пример 5. Вычислить концентрацию ионов водорода и гидроксид-ионов в воде реки Вятка, если вода имеет рН = 7,82.

Для вычисления концентрации ионов водорода можно воспользоваться уравнением:

[Н+] = 10–рН.

Подставляем в это уравнение цифровое значение рН и получаем: [Н+] = 10–7,82.

По таблице логарифмов в колонке «десятые доли рН» находим цифру 8, двигаясь по этой строке вправо до столбца «сотые доли рН» с цифрой 2, нахо-

дим на пересечении цифру 0,151. Следовательно [Н+] = 0,151.10–7.

Преобразуем, как в примере 4 и получаем:

[Н+] = 1,51.10–8 моль/л.

Для вычисления концентрации ионов [ОН–] необходимо воспользоваться соотношением

136

рН + рОН = 14.

Отсюда, рОН = 14 – 7,82 = 6,18.

Далее расчет следует проводить так же, как выполнено выше

[ОН–] = 10–6,18.

По таблице в колонке «десятые доли рОН» находим цифру 1, двигаясь по этой строке вправо до столбца «сотые доли рН» с цифрой 8, находим на пересечении цифру 0,661.

Получаем, [ОН–] = 0,661.10–6, преобразуем в 6,61.10–7. Следовательно, концентрация ионов [ОН–] = 6,61.10–7 моль/л.

Ответ: [Н+] = 1,51.10–8 моль/л, [ОН–] = 6,61.10–7 моль/л.

Пример 6. Вычислите концентрацию ионов водорода в растворе, если рН этого раствора 4,0.

Решение. Из уравнения pH= –lg[H+] следует, [H+] = 10–рН.

Подставляя в него величину рН, находим [H+] = 10–4.

Ответ: концентрация ионов водорода равна 10–4 моль/л.

Различные случаи гидролиза солей

Гидролизом соли называют взаимодействие ионов соли с молекулами воды, приводящее к образованию слабого электролита (кислоты или основания).

Можно сформулировать следующим образом.

Гидролизом соли называют взаимодействие ионов соли с молекулами воды, приводящее к изменению концентрации ионов водорода в растворе (изменению величины рН).

Соль подвергается гидролизу в том случае, если в составе ее имеется

а) ион металла, образующего слабое основание, или б) остаток слабой кислоты.

137

Если соль подвергается гидролизу, то можно написать три уравнения: мо-

лекулярное, полное ионно-молекулярное и сокращенное ионно-молекулярное уравнение.

Гидролизу подвергаются катионы металлов, образующих слабые основа-

ния: Cu2+, Zn2+, Mg2+, Al3+, Fe2+, Fe3+, Cr3+, ион NH4+.

В этом случае гидролиз происходит согласно следующему общему уравнению:

Меn+ + H2O MеOH(n-1)+ + H+

Гидролиз по катиону подчиняется следующим правилам:

1.В обычных условиях гидролиз происходит по 1 ступени, т.е. присоединяется одна гидроксильная группа ОН−, независимо от заряда катиона;

2.Заряд образовавшегося иона становится меньше на 1, чем заряд иона металла;

3.При гидролизе по катиону появляется избыток ионов H+, поэтому рН раствора такой соли меньше 7, раствор становится кислым.

Гидролизу подвергаются анионы, остатки слабых кислот:

S2 , CO32 , SiO32 , CH3COO , PO43

В этом случае гидролиз происходит согласно следующему общему урав-

нению: Ann−+ H2O HAn(n–1)− + OH−

Гидролиз по аниону подчиняется следующим правилам:

1.В обычных условиях гидролиз происходит по 1 ступени, т.е. присоединяется один ион водорода Н+, независимо от заряда аниона;

2.Заряд образовавшегося иона становится меньше на 1, чем заряд аниона;

3.При гидролизе аниона появляется избыток ионов ОH−, поэтому рН раствора такой соли больше 7, раствор становится щелочным.

Пример 7. Напишите уравнения гидролиза соли MgCl2.

138

Решение. При написании уравнений гидролиза следует соблюдать сле-

дующий порядок:

а) MgCl2 + HOH

Воду удобнее писать в виде НОН, т.к. в этом случае четко видны ионы Н+ и ОН−.

Соль диссоциирует на ионы:

б) Mg2+ + 2Cl– + HOH

Гидролизу подвергается ион Mg2+, как ион металла, образующий слабое основание, следовательно, гидролиз будет идти, как гидролиз катиона:

в) Mg2+ + HOH MgOН+ + Н+,

это сокращенное ионно-молекулярное уравнение.

При гидролизе катиона Mg2+ образуется избыток ионов Н+, следовательно, рН такого раствора будет меньше 7, среда кислая.

Полное ионно-молекулярное уравнение будет иметь следующий

вид:

г) Mg2+ + 2Cl + HOH MgOН+ + Н+ + 2Cl .

В молекулярном уравнении видно, что образуется основная соль:

д) MgCl2 + HOH MgOHCl + HCl.

Пример 8. Напишите уравнения гидролиза соли Na2CO3.

Решение. См. пример 7.

а) Na2CO3 + HOH

б) 2Na+ + CO32− + HOH

Гидролизу подвергается ион CO32−, остаток слабой кислоты, следовательно, гидролиз будет идти, как гидролиз аниона:

в) CO32− + HOH НCO3− + ОН−,

это сокращенное ионно-молекулярное уравнение.

При гидролизе аниона CO32− образуется избыток ионов ОН−, следовательно, рН такого раствора будет больше 7, среда щелочная.

139

Полное ионно-молекулярное уравнение будет иметь следующий вид:

г) 2Na+ + CO32− + HOH НCO3− + ОН− + 2Na+.

В молекулярном уравнении видно, что образуется кислая соль:

д) Na2CO3 + HOH NaНCO3 + NaOH.

Пример 9. Напишите уравнения гидролиза соли NH4CH3COO.

Решение.

а) NH4CH3COO + HOH

б) NH4+ + CH3COO−+ HOH

Гидролизу подвергается ион NH4+, образующий слабое основание, и ион CH3COO−, образующий слабую кислоту.

Следовательно, гидролиз соли будет идти, как гидролиз катиона и аниона одновременно. В этом случае гидролиз идет до конца, т.е. образуются слабое основание и слабая кислота.

Соль разрушается:

в) NH4+ + CH3COO− + HOH NH4OН + CH3COOН,

это полное ионно-молекулярное уравнение.

Молекулярное уравнение:

г) NH4CH3COO + HOH NH4OН + CH3COOН

Пример 10. Напишите уравнения гидролиза соли K2SO4.

а) K2SO4 + HOH

б) 2K+ + SO42− + HOH

Эта соль гидролизу подвергаться не будет, т.к. ион K+ входит в состав сильного основания KOH, а ион SO42− – в состав сильной кислоты H2SO4.

140