Материал: Изучение природы растворов и их взаимодействий в химических реакциях

5·10⁴·8.31·273 = 1.14 МПа .

Диссоциация электролитов. Константа диссоциации

Процесс распада молекул растворенного вещества на заряженные частицы (ионы) называется электролитической диссоциацией. По современным представленным причиной электролитической диссоциации является сложное физико-химическое взаимодействие молекул электролита с полярными молекулами растворителя. Это взаимодействие может носить ион-дипольный или диполь-дипольный характер. К электролитам относятся растворы кислот, солей и оснований.

Количественной мерой способности веществ распадаться на ионы является степень электролитической диссоциации (α), представляющая собой отношение числа молекул электролита распавшихся на ионы, к общему числу растворенных молекул (т.е. α - доля молекул электролита распавшихся на ионы). По степени диссоциации электролиты делятся на сильные (т.е. полностью диссоциирующие на ионы с α → 1 (100 %) и слабые, с α → 0 (т.е. диссоциирующие в очень небольших количествах).

В растворах слабых электролитов процесс диссоциации протекает обратимо, т.е. имеет место равновесие между молекулами и ионами, и, следовательно, к нему может быть применен закон действующих масс.

Рассмотрим диссоциацию слабого электролита цианистоводородной кислоты

HCN H⁺ + C ,

,

где К_Д, - константа равновесия, называемая в данном случае константой диссоциации. Константа диссоциации характеризует способность электролита распадаться на ионы: чем больше константа диссоциации, тем сильнее электролит диссоциирует на ионы. Понятие константы диссоциации — это характеристика слабых электролитов и не применяется к сильным электролитам.

Ионное произведение воды. Водородный показатель

Вода - один из самых слабых электролитов и в очень слабой степени диссоциирует на ионы:

H₂O H⁺ + O ,

Константа диссоциации воды при 22 °С равна

.

Так как степень диссоциации воды очень мала, то в уравнении концентрацию недиссоциированных молекул воды можно считать величиной постоянной:

К_Д · = C_H⁺ · C_OH^- = .

Из уравнения следует, что для воды произведение концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов есть величина постоянная (при постоянной температуре) и называется ионным произведением воды ( ).

Концентрация воды ( ) рассчитывается следующим образом:

,

где 18 г/моль молекулярная масса H₂O.

Численное значение ионного произведения воды ( ) при температуре 22°С равно

= К · = 1.8 · 10^-16 · 55/56 ≈ 10^-14,

= · = 10^-14.

Так как при диссоциации молекул воды получается один ион H⁺ и один ион O , то

C_H⁺ = C_OH^- = = 10^-7 моль/л.

Растворы, в которых концентрации водородных и гидроксид-ионов одинаковы и составляют 10^-7 моль/л, называются нейтральными растворами.

Если к чистой воде прибавить кислоту, то концентрация ионов H⁺ в растворе повысится и станет больше 10^-7 моль/л, одновременно с этим концентрация ионов O уменьшится и станет меньше 10^-7 моль/л. Таким образом, в растворе любой кислоты С_H⁺ > С_OH^- . Аналогично в растворе любой щелочи С_OH^-> С_H⁺ .

Постоянство ионного произведения воды позволяет при известной концентрации только одного иона H⁺ или O вычислить концентрацию другого иона:

или .

Следовательно, кислотность или щелочность среды можно выражать либо через концентрацию ионов H⁺, либо через концентрацию ионов O , но чаще пользуются первым способом. Для удобства математических вычислений используют не саму концентрацию ионов H⁺, а отрицательный логарифм концентрации ионов H⁺, называемый водородным показателем pH:

pH = -lg C_H⁺ .

В нейтральной среде рН=7, в кислой среде рН<7 в щелочной среде рН>7.

Пример. Определить концентрацию ионов водорода в растворе, рН которого равна 4.6.

Решение.

pH = -lg C_H⁺= 4.6; C_H⁺=10 ^{- 4,6} = 2.5 ·10^-5 моль/л.

Произведение растворимости

Подавляющее большинство веществ обладает ограниченной растворимостью в воде и других растворителях. Поэтому часто в гетерогенных системах различными фазами являются насыщенный раствор и осадок растворенного вещества, находящиеся в динамическом равновесии, то есть скорость растворения осадка равна скорости кристаллизации вещества из раствора. При растворении электролитов в раствор переходят не молекулы, а ионы, поэтому равновесие устанавливается между электролитом в осадке и перешедшими в раствор ионами:

Константа равновесия для этого процесса имеет вид

.

Концентрация твердой фазы С_AgCl - постоянная величина, и её можно внести в константу:

C_Ag+ · C_Cl^- = K · C_AgCl = ПР_AgCl ,

то есть в насыщенном растворе электролита произведение концентрации его ионов есть величина постоянная при данной температуре. Эту величину называют произведением растворимости и обозначают ПР:

ПР_AgCl = C_Ag⁺ · C_Cl^- .

Если малорастворимое вещество диссоциирует с образованием нескольких одинаковых ионов, например:

,

то .

Пример. Произведение растворимости BaF₂ при 18°С равно 1.7·10^-6 . Рассчитайте концентрацию ионов Ba²⁺ и в насыщенном растворе BaF₂ при этой температуре.

Решение. BaF₂ диссоциирует по уравнению

BaF₂ Ba²⁺ + 2 .

При диссоциации BaF₂ ионов F^- получается в 2 раза больше, чем ионов Ba²⁺. Следовательно, . Произведение растворимости . Выразим концентрацию ионов F^- через концентрацию ионов Ba²⁺, тогда

.

Концентрация конов Ba²⁺ равна

Концентрация ионов

.

Реакции обмена в растворах электролитов. Ионно-молекулярные уравнения реакций

Обязательным условием течения реакций между электролитами является удаление из раствора тех или иных ионов, например, вследствие образования слабодиссоциирующих веществ, или веществ, выделяющихся из раствора в виде осадка или газа. Иначе говоря, реакции в растворах электролитов всегда идут в сторону образования наименее диссоциированных или наименее растворимых веществ.

Условились сильные электролиты, хорошо растворимые в воде, записывать в виде ионов, на которые диссоциирует данное вещество. Слабые электролиты и вещества, не растворимые в воде, условились записывать в виде недиссоциированных молекул.

FeCl₃ + 3NH₄OH → Fe(OH)₃↓ + 3NH₄Cl,

Fe³⁺ + 3NH₄OH → Fe(OH)₃↓ + 3NH₄ ⁺ + 3Cl^-,

Fe³⁺ + 3NH₄OH → Fe(OH)₃↓ + 3NH₄ ⁺ .

H₂O

M gCO₃ + 2HCl → MgCl₂ + H₂CO₃

CO₂↑

MgCO₃ + 2H⁺ + 2C → Mg²⁺ + 2C + H₂O + CO₂↑,

MgCO₃ + 2H⁺ → Mg²⁺ + H₂O + CO₂↑.

Не могут взаимодействовать в растворе две нерастворимые соли, соли растворимая и нерастворимая, нерастворимые основания и соль, не растворимая в воде соль и щелочь.

Гидроли3 солей

Гидролизом солей называется взаимодействие ионов соли с ионами воды, приводящее к образованию новых малодиссоциируемых продуктов и изменению pH растворов.

Так как сильные кислоты и сильные основания практически полностью диссоциируют на ионы, то, очевидно, что из ионов, входящих в состав солей, могут связываться с ионами воды только ионы кислотных остатков слабых кислот и ионы металлов, образующих слабые основания. Отсюда следует, что гидролизу подвергаются только те соли, в состав которых входят указанные выше ионы, т.е. соли образованные:

а) слабой кислотой и сильным основанием (например, NaCN);

б) сильной кислотой и слабым основанием (например, ZnCl₂);

в) слабой кислотой и слабым основанием (например, (AlCH₃COO)₂).

Соль сильной кислоты и сильного основания (например, NaCl) гидролизу не подвергается, раствор является нейтральным (pH = 7).

Связывание Н⁺ или O ионов воды ионами растворенной соли нарушает равновесие между молекулами воды и ее ионами, обусловливая, кислую или щелочную реакцию полученного раствора.