18. Электролитическая диссоциация воды, pH

Вода слабый электролит: Н20 D Н+ + ОН-; ее константа диссоциации при 298 K равна:

Кд=([H+]*[OH-])/[H2O] =1,8*10-16. При столь малой константе диссоциации концентрация воды остается практически неизменной и равной: [H2O]= 1000/18 = 55,6 моль*л-1.

Ионное произведение воды — произведение концентраций ионов водорода Н+ и ионов гидроксила OH− в воде или в водных растворах Kв = Kд ∙ [H2O] = [H+]∙[OH–] = const = (1000*1,8*10-16)/18=1*10-14

Реакция среды: Н20 D Н+ + ОН- ; [H+] = [OH–] = =  1 ∙ 10 –7 равенство [H+] и [OH–] соответствует нейтральной среде.

в р-ре кис-ы (кислая среда) [H+]  > 1 ∙ 10 –7 [OH–] <  1 ∙ 10 –7

В р-ре щелочи (щелочная среда) [OH–] > 1 ∙ 10 –7 [H+]  <  1 ∙ 10 –7

Для определения кислотно-

основных свойств растворов пользуются понятиями:

Водородный показатель это десятичный логарифм концентрации водородных ионов с обратным знаком: pH = –lg [H+]; Гидроксильный показатель среды pОH – это десятичный логарифм концентрации ионов гидроксила с обратным знаком : pОH = –lg [ОH-];

pH + pOH = –lg ([H+] ∙ [OH–]) = – lg 1 ∙ 10–14 =14; pH < 7 кислая, pH > 7 щелочная, pH = 7 нейтральная среда.

Индикаторы – вещества, меняющие свою окраску в зависимости от реакции среды.

Потенциометрия –это электрохимический метод анализа, основанный на зависимости величины электродного потенциала, а, следовательно, и ЭДС, составленного из соответствующих электродов гальванического элемента, от состава раствора. Для определения величины рН среды применяются рН-индикаторные электроды. Потенциал стеклянного электрода зависит от концентрации (активности) ионов водорода в растворе.

19.Гидролиз. Гидролиз солей

Гидролиз – процесс взаимодействия вещества с водой, в результате которого нарушается ионное равновесие воды и меняется рН среды. Гидролиз является частным случаем реакций сольволиза, т. е. реакций обмена между растворителем и растворенным веществом.

Гидролизу подвергаются: соли, углеводы, белки , мыла, сложные эфиры, жиры, Феноляты, алкоголяты, галогенангидриды и другие вещества.

Соли могут быть образованы: Сильным основанием + сильной кислотой (Na2SO4); сильным основанием + слабой кислотой (Na2CO3); слабым основанием + сильной кислотой (NH4)2SO4

слабым основанием + слабой кислотой (NH4)2CO3;

Гидролизу подвергаются только те соли, в состав которых входит ион от слабого электролита. Ион слабого электролита – двигатель гидролиза. Соли, образованные сильным основанием сильной кислотой гидролизу не подвергаются. Обычно гидролиз идет незначительно и преимущественно по первой ступени (один ион слабого электролита взаимодействует только с одной молекулой воды).

Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой, гидролизуются практически полностью.

Реакцию среды при гидролизе определяется по виду иона сильного электролита: соль сильного основания – среда щелочная, соль сильной кислоты – среда кислая.

2Na+ + CO32- +HOH D HCO3- + 2Na+ + OH- (щелоч. среда); Na2CO3 + Н2О D NaНСО3 + NaOH;

Cu2+ + 2NO3 -+ HOH D (CuOH)+ + H+ + 2NO3- (кислая) Сu(NO3)2 + Н2О D СuOHNO3 + HNO3;

Cr2S3 + 6Н2О D 2 Cr(OH)3 + 3H2S (Среда близка к нейтральной рН ≈ 7)

Ступенчатый гидролиз:

I ступень: Na2CO3 + Н2О D NaНСО3 + NaOH; II ступень: NaНСО3+ Н2О D NaOH + H2CO3

Гидролиз солей слабых многоосновных кислот и слабых многокислотных оснований по второй и третьей ступеням протекает незначительно.

Факторы, влияющие на процесс гидролиза: природа гидролизующегося вещества (чем слабее электролит, образовавший соль, тем активнее происходит процесс гидролиза); концентрация

(разбавление раствора способствует гидролизу); температура (повышение температуры усиливает гидролиз). Пример: гидролиз раствора ацетата натрия CH3COONa:

CH3COONa + HOH→ CH3COOH + NaOH; CH3COO- + Na+ + HOH→ CH3COOH + Na+ + OH-

CH3COO- + HOH→ CH3COOH + OH- (pH >7) Среда – слабощелочная.

Cтепень гидролиза ;

Константа гидролиза Кгидр ;

Для соли слабого основания и слабой кислоты – вторая ф-ла.

Произведение растворимости: В насыщенном растворе труднорастворимого сильного электролита произведение концентраций его ионов в степенях их стехиометрических коэффициентов при данной температуре есть величина постоянная, называемая произведением растворимости (ПР), к-рое характеризует растворимость (S) труднорастворимого электролита при данной температуре:

s s s

CaSO4 D Ca2+ + SO42-, ПР(CaSO4) = [Ca2+] ∙[SO42-] = S^2 = 2,5∙10 –5; S = √2,5∙10 –5 = 5∙ 10 -3 [моль/л]

Из двух однотипных солей большей растворимостью обладает та соль, у которой ПР больше, например: S (BaSO4) < S (CaSO4).

Условие образования и растворения осадков:

ПК – произведение концентраций ионов в степенях, соответствующих стехиометрическим коэффициентам для системы в неравновесном состоянии. Сравним ПК и ПР:

Если ПК = ПР, ΔG = 0 – система находится в состоянии равновесия (раствор насыщенный).

Если ПК < ПР, ΔG < 0 – самопроизвольно протекает процесс растворения осадка (раствор ненасыщенный).

Если ПК > ПР, ΔG > 0 – возможен обратный процесс – выпадание осадка (раствор пересыщенный).

S 2S S

Ag2SO4 D2Ag+ +SO42-; ПР (Ag2SO4) D[Ag+]2 ∙ [SO42-] =2S^2 ∙S = 4S^3 = 2 ∙ 10 -5: S =

Если в насыщенный раствор электролита ввести некоторое количество одноименных ионов, то концентрация другого иона должна уменьшиться и часть растворенного электролита выпадет в осадок, то есть от введения в раствор одноименных ионов растворимость электролита понижается.