Химия 25-27

Химия. Вопрос №25. Ионные реакции. Условия смещения ионных равновесий (примеры). Произведение растворимости.

• Ионные реакции — реакции между ионами в растворе. Например, реакцию

AgNO₃ + NaCl = NaNO₃ + AgCl

можно представить в ионном виде (реакция расписывается на ионы, не расписываются осадки, газы, вода, слабые кислоты и основания, а также малорастворимые и нерастворимые соединения) например AgCl нерастворим в воде и на ионы не расписывается:

Ag⁺ + NO³⁻ + Na⁺ + Cl⁻ = AgCl + Na⁺ + NO³⁻

Одинаковые ионы сокращаются и получается сокращенное ионное уравнение. Так как взаимодействие произошло между ионами Ag+ и ионами Cl−, то выражение

Ag⁺ + Cl⁻ = AgCl

и есть ионное уравнение рассматриваемой реакции. Оно проще молекулярного и в то же время отражает сущность происходящей реакции.

• Условия смещения ионных равновесий (примеры).

Ионное равновесие, как и любое другое, смещается при изменении концентрации одного из ионов. Например, если в раствор уксусной кислоты, диссоциирующей по уравнению

CH₃COOH = H⁺ + CH₃COO^–

ввести какую-либо соль этой кислоты и тем самым увеличить концентрацию ионов CH3COO^–, то в соответствии с принципом Ле-Шателье (если на систему, находящуюся в равновесии, производится какое-либо внешнее воздействие (изменяется концентрация, температура, давление), то оно благоприятствует протеканию той из двух противоположных реакций, которая ослабляет воздействие) равновесие смещается влево. Отсюда следует, что введение в раствор слабого электролита одноименных ионов (т.е. ионов, одинаковых с одним из ионов электролита) уменьшает степень диссоциации этого электролита.

Аналогично нарушается равновесие в случае малорастворимого электролита (соли). Например, если к насыщенному раствору сульфата кальция CaSO₄ добавить другой, хорошо растворимый сульфат (K₂SO₄), то вследствие увеличения концентрации ионов SO₄^2– равновесие сместится в сторону образования кристаллов (образуется осадок CaSO4). Этот процесс прекратится, когда произведение концентраций [Ca2+] и [SO42–] станет равно произведению растворимости , т.е. установится новое состояние равновесия.

На основании рассмотренных примеров можно сделать следующий вывод: реакции в растворах электролитов всегда идут в сторону образования наименее диссоциированных или наименее растворимых веществ. Из этого, в частности, следует, что сильные кислоты вытесняют слабые из растворов их солей:

CH₃COONa + HCl = CH₃COOH + NaCl

Суть этой реакции более точно отражается ионно-молекулярным уравнением, где формулы слабых электролитов записаны в виде молекул, а сильных – в виде ионов:

CH₃COO^– + Na⁺ + H⁺ + Cl^– = CH₃COOH + Na⁺ + Cl^–

или в сокращенном виде:

CH3COO^– + H⁺ = CH3COOH

Аналогично протекают реакции между сильными основаниями и солями слабых оснований. Например:

FeSO₄ + 2 NaOH = Na₂SO₄ + Fe(OH)₂

Fe²⁺ + SO₄^2– + 2 Na⁺ + 2 OH^– = SO₄^2– + 2 Na⁺ + Fe(OH)₂

Fe²⁺ + 2 OH^– = Fe(OH)₂

• Произведение растворимости- произведение активностей ионов электролита, содержащихся в его насыщенном растворе при постоянной температуре. Величина постоянная, обозначается ПР.

На практике часто приходится встречаться с системами, в которых в состоянии равновесия находятся осадок и насыщенный раствор электролита. Вследствие динамического характера равновесия скорость процесса растворения осадка будет совпадать со скоростью обратного процесса кристаллизации.

Этот процесс является гетерогенным, т.е. протекает на поверхности осадка. Поэтому константа равновесия этого процесса будет определяться только произведением активностей ионов в растворе и не зависит от активности твёрдого компонента:

Химия. Вопрос №26. Ионное произведение воды. Водородный показатель. Индикаторы.

• Ионное произведение воды (К_в)- произведение концентраций ионов водорода Н+ и ионов гидроксида OH− в воде или в водных растворах.

Вода, является слабым электролитом, и в небольшой степени диссоциирует:

H₂O + H₂O ↔ H₃O⁺ + OH⁻

или

H₂O ↔ H⁺ + OH⁻

Равновесие этой реакции сильно смещено влево. Константу диссоциации (К_д) воды можно вычислить по формуле:

,

где:

[H+] — концентрация ионов гидроксония (протонов);

[OH−] — концентрация гидроксид-ионов;

[H2O] — концентрация воды (в молекулярной форме) в воде;

Концентрация воды в воде, учитывая её малую степень диссоциации, величина практически постоянная и составляет (1000 г/л)/(18 г/моль) = 55,56 моль/л.

При 25 °C константа диссоциации воды равна 1,8×10−16моль/л.

К_в = К_д 55,5 = [H⁺][OH^-] или

Обозначим произведение K·[H2O] = Kв = 1,8×10−16 моль/л·55,56 моль/л = 10−14моль²/л² = [H+]·[OH−] (при 25 °C).

Константа Kв, равная произведению концентраций протонов и гидроксид-ионов, называется ионным произведением воды. Она является постоянной не только для чистой воды, но также и для разбавленных водных растворов веществ. C повышением температуры диссоциация воды увеличивается, следовательно, растёт и Kв, при понижении температуры — наоборот.

• Водородный показатель pH - мера активности (в очень разбавленных растворах она эквивалентна концентрации) ионов водорода в растворе, и количественно выражающая его кислотность, вычисляется как отрицательный (взятый с обратным знаком) десятичный логарифм активности водородных ионов, выраженной в молях на литр:

В соответствии с теорией Электролитической диссоциации ионы Н+ являются носителями кислотных свойств, а ионы ОН- -носителями основных свойств. Поэтому раствор будет нейтральным, когда а _Н+ = а _ОН- = √¯К_в¯; кислым, когда а _Н+ > а _ОН- и щелочным, когда а _Н+ < а _{ОН- .}

Водородный показатель определяетхарактер реакции раствора. Например, при 295 К она нейтральна при рН7 (а _Н+ = 10 ^-7 моль/л). При рН < 7 (а _Н+ > 10 ^-7 моль/л) реакция раствора кислая, при рН > 7 (а _Н+ < 10 ^-7 моль/л) реакция раствора щелочная. Значение рН 7 соответствует нейтральному раствору только при 295 К (22 С). С изменением температуры меняются К_в и концентрация ионов H⁺ в нейтральном растворе.

• Индикаторы или кислотно-основные индикаторы – вещества, меняющие свою окраску в определенной области значения рН раствора. Индикаторами могут быть слабые органические кислоты HInd и основания IndOH, молекулы и ионы которых имеют разную окраску. Будучи введенными в исследуемый раствор, индикаторы диссооциируют по одному из следующих механизмов:

HInd ⇄ Н⁺ + Ind ^–

IndOH ⇄ Ind⁺+ Н^-

Химия. Вопрос 27. Гидролиз солей (примеры). Степень гидролиза. Влияние температуры и концентрации на степень гидролиза.

• Гидролиз солей - разновидность реакций гидролиза, обусловленного протеканием реакций ионного обмена в растворах (преимущественно, водных) растворимых солей-электролитов. Движущей силой процесса является взаимодействие ионов с водой, приводящее к образованию слабого электролита в ионном или (реже) молекулярном виде («связывание ионов»).

Различают обратимый и необратимый гидролиз солей:

1. Гидролиз соли слабой кислоты и сильного основания (гидролиз по аниону):

CO₃²⁻ + H₂O = HCO³⁻ + OH⁻

Na₂CO₃ + Н₂О = NaHCO₃ + NaOH

(раствор имеет слабощелочную среду, реакция протекает обратимо, гидролиз по второй ступени протекает в ничтожной степени)

2. Гидролиз соли сильной кислоты и слабого основания (гидролиз по катиону):

Cu²⁺ + Н₂О = CuOH⁺ + Н⁺

CuCl₂ + Н₂О = CuOHCl + HCl

(раствор имеет слабокислую среду, реакция протекает обратимо, гидролиз по второй ступени протекает в ничтожной степени)

3. Гидролиз соли слабой кислоты и слабого основания:

2Al³⁺ + 3S²⁻ + 6Н₂О = 2Al(OH)₃(осадок) + ЗН₂S(газ)

Al₂S₃ + 6H₂O = 2Al(OH)₃ + 3H₂S

(равновесие смещено в сторону продуктов, гидролиз протекает практически полностью, так как оба продукта реакции уходят из зоны реакции в виде осадка или газа).

4. Соль сильной кислоты и сильного основания не подвергается гидролизу, и раствор нейтрален.

• Степень гидролиза - отношение части соли, подвергающейся гидролизу, к общей концентрации её ионов в растворе (показатель глубины протекания гидролиза). Обозначается β.

β= (c_гидр/c_общ)

где c_гидр — концентрация гидролизованных молекул, c_общ — исходная концентрация растворенных молекул электролита.

Степень гидролиза, как правило, невелика. Причина столь низкой степени гидролиза кроется в том, что один из участников реакции – вода является очень слабым электролитом. Поэтому положение равновесия реакции гидролиза сильно смещено в сторону исходных веществ. Степень гидролиза возрастает с увеличение температуры, поскольку гидролиз – процесс эндотермический.

• Влияние температуры и концентрации на степень гидролиза.

Так как реакция нейтрализации является реакцией экзотермической, то гидролиз, будучи противоположным ей процессом, эндотермичен. Поэтому, в соответствии с принципом Ле - Шателье, повышение температуры вызывает усиление гидролиза.

В соответствии с тем же принципом процесс гидролиза проходит полнее при разбавлении раствора, так как увеличивается концентрация воды.