Электролитическая диссоциация в водных растворах.

Раствор электролитов.

Электролиты - растворы, в которых растворяемое вещество при растворении распадается на ионы.

Al₂(SO4)₃ = 2Al⁺³+3SO4^2-

Процесс распада молекул электролита на ионы в водных растворах и расплавах называется электрической диссоциацией.

Растворы электролитов - проводники 2 рода.

К электролитам относят растворы солей, кислот, оснований.

С точки зрения электролитической диссоциации кислотой называется электролит, который при диссоциации дает катионы водорода.

H₂SO₄ = 2H⁺+SO₄^2-

CH₃COOH = CH₃COO+H+

Основание - электролит, который при диссоциации дает гидроксогруппы.

NaOH = Na⁺+OH^-

Амфотерный гидроксид - может диссоциировать как кислота и как основание.

Zn(OH)₂ = Zn²⁺+2OH^-

Zn(OH)₂ = ZnO₂^2-+2H⁺

Если кислота и основание многоосновные, то их диссоциация протекает ступенчато.

1)H₃P0₄ = H⁺+H₂PO4^-

2)H₂PO₄^- = H⁺+HPO4

3)HPO₄^2- = H⁺+PO4^3-

Степень диссоциации.

Все электролиты различаются по силе, чем больше молекул электролита распадается на ионы, тем он сильнее.

Силу электролита можно оценить с помощью степени его диссоциации.

α=n/N

α - степень диссоциации.

n - число молекул, распавшихся на ионы.

N - общее число молекул.

Степень диссоциации (α) зависит от:

1. природы веществ.

2. температуры раствора.

3. концентрации раствора ( обратно-пропорциональная зависимость).

По величине α Аррениус разделил все электролиты на:

Сильные электролиты α=>30%	Средней силы 3%<α<30%	Слабые электролиты α<=3%
Все соли, щелочи, H2SO4, HNO3, HCl, HBr, HI, HMnO4, HClO4	H3PO4, H2SO3, H3AsO4, H3AsO3	Вода, H2CO3, H2S, NH4OH, амфотерные гидроксиды, HCN, HNO2, все органические кислоты

Такое деление электролитов по силе не всегда объективно т. к. степень диссоциации зависит от концентрации. Более точное представление о силе электролита дает константа его диссоциации (табличная величина).

А*В = А⁺+В^- К=[A⁺][B^-]/[A*B]

Константу диссоциации можно записать только для растворов слабых электролитов, т. к. сильные электролиты диссоциируют практически полностью.

Ионная реакция обмена.

В растворах электролитов реакции происходят в основном между ионами, а не молекулами.

Причем в растворе сильных электролитов происходят, если:

1. образуется труднорастворимое вещество, выпадающее в осадок.

2. образуется слабодиссоциирующее вещество.

3. образуется газ.

Причем в ионно-молекулярных уравнениях труднорастворимое вещество, слабодиссоциирующее вещество и газ пишем в виде молекул, остальные вещества в виде ионов.

K₂SO₄+BaCl₂ = 2KCl+BaSО₄ (осадок)

2K⁺+SO₄^2-+Ba²⁺+2Cl^- = 2K⁺+2Cl^-+BaSO₄ (осадок)

Ba²⁺+SO₄^2- = BaSO₄ (осадок)

K₂S+2HCl =2KCl+H₂S (газ)

2K⁺+S^2-+2H⁺+2Cl^- = 2K⁺+2Cl^-+H²S (газ)

S^2-+2H⁺ = H₂S (газ)

Ионное произведение воды.

Вода - очень слабый электролит.

H₂O = H⁺+OH^-

K_д = [H⁺][OH^-]/[H₂O] [H⁺][OH^-] = K* [H₂O] [H⁺][OH^-] - ионное произведение воды.

K_д = 1,8*10^-16

[H₂O] = 1кг/18 = 55,56 1,8*10^-16*55,56 = 10^-14

Важно, что ионное произведение воды - постоянная величина, не только для воды, но и для всех водных растворов.

Из этого следует:

1. нейтральный раствор. [H⁺] = [OH^-] = 10^-7 моль/л.

2. кислый раствор [H⁺] > [OH^-] [H⁺] >10^-7 [OH^-] <10^-7 моль/л.

3. щелочной раствор [H⁺] < [OH^-] [H⁺] < 10^-7 [OH^-] >10^-7 моль/л.

Так характеризовать реакцию среды неудобно. Для характеристики кислотности среды введено представление о водородном показателе PH, и гидроксидном показателе POH.

PH=-lg[H⁺]

POH=-lg[OH^-]

Тогда

1. нейтральный раствор [H]=[OH]=10^-7 PH=POH=7

2. кислый раствор [H] >10^-7 PH<7 [OH]<10^-7 POH>7

3. щелочной раствор [H]<10^-7 PH>7 [OH]>10^-7 POH<7

Для характеристики кислотности среды достаточно знания одного из этих показателей, т. к. они связаны между собой.

[H]*[OH]=10^-14 прологарифмируем это выражение.

lg[H]+lg[OH]=-14 PH+POH=14

Знание PH раствора очень важно, поскольку большинство реакций идет при строгом определенном значении PH раствора, если концентрацию ионов H₂ изменить в растворе, то реакция может не пойти или пойти по другому направлению.

Точное значение PH раствора можно определить только с помощью прибора (PH метр).

Дать качественную характеристику среды можно с помощью кислотно-основных индикаторов.

Кислотно-основные индикаторы.

Кислотно-основные индикаторы - вещества, меняющие окраску в зависимости от кислотности среды. Обычно в качестве таких веществ выступают слабые органические кислоты, у которых молекула-ион имеет разную окраску.

Фенолфталеин

Н*Ф = Н⁺+Ф^- До взаимодействия бесцветная окраска, после взаимодействия - малиновая.

Метилоранж

Н*М = Н⁺+М^- До взаимодействия розовая окраска, после взаимодействия - желтая.

Лакмус.

Н*Л = Н⁺+Л^- До взаимодействия красная окраска, после взаимодействия - синяя.

Н⁺ - кислая среда, где равновесие смещается в обратную сторону.

ОН^- - щелочная среда, где равновесие смещается в прямую сторону.

В кислой среде индикаторы имеют цвет молекул.

В щелочной среде индикаторы имеют цвет ионов.

Гидролиз солей.

При растворении соли в воде происходит химическое взаимодействие между ионами соли и молекулами воды. В результате этого взаимодействия меняется концентрация ионов Н⁺ и ОН^- в растворе. Поэтому растворы большинства солей имеют кислую и щелочную реакцию.

Различают 4 случая гидролиза солей:

1. соль образована слабым основанием и сильной кислотой. NH₄Cl = (NH4OH+HCl)

NH₄Cl = NH₄OH+HCl NH₄OH - слабое основание HCl - сильная кислота.

NH₄Cl+H₂O = NH₄OH+HCl

NH4+Cl^-+H+OH^- = NH₄OH(осадок)+Cl^-+H⁺ PH<7 кислая среда.

2. соль образована сильным основанием и слабой кислотой. KCN = ( KOH+HCN)

KCN+H2O = HCN+KOH HCN - слабая кислота KOH - сильное основание

K⁺+CN+HOH = HCN(осадок)+K⁺+OH^- PH>7 щелочная среда.

3. соль образованная слабым основанием и слабой кислотой. NH₄CN = (NH₄OH+HCN)

NH₄CN+H₂O = NH₄OH+HCN

NH₄⁺+CN^-+HOH = NH₄OH+HCN PH=7 нейтральный раствор.

4. соль образованная сильным основанием и сильной кислотой. KCl = (KOH+HCl)

KCl+H₂O

K⁺+Cl^-+HOH = реакция не идет.

Такие соли гидролизу не подвергаются PH=7.

Гидролиз - обратимый процесс, чтобы увеличить выход продуктов при гидролизе, нужно увеличивать температуру и уменьшать концентрацию соли и связывать образующиеся ионы Н⁺ и ОН^-.