Диссоциация воды. Водородный показатель

Реакции обмена в растворах электролитов

Электролитической диссоциации

Кислоты, основания, соли с точки зрения теории

Основания – это электролиты, диссоциирующие с образованием гидроксид-ионов ОНˉ:

NaOH = Na⁺ + OHˉ

Кислоты – это электролиты, диссоциирующие с образованием катионов водорода Н⁺:

НNO₃ = H⁺ + NO₃^‾

Диссоциация многоосновных кислот протекает по ступеням:

H₃PO₄ ↔ H⁺ + H₂PO₄ˉ I ступень

H₂PO₄ˉ ↔ H⁺ + HPO₄²ˉ II ступень

HPO₄²ˉ ↔ H⁺ + PO₄³ˉ III ступень

Существуют электролиты, которые могут диссоциировать по типу кислоты и по типу основания, такие электролиты называются амфотерными. К ним относятся гидроксиды амфотерных элементов, а также гидроксиды металлов, находящихся в промежуточной степени окисления, например: Be(OH)₂, Al(OH)₃, Zn(OH)₂, Cr(OH)₃ и многие другие. Диссоциацию растворенной части амфотерного гидроксида по обоим типам можно представить следующей схемой:

H⁺ + RO^‾ ↔ ROH ↔ R⁺ + OH^‾.

В насыщенном водном растворе амфотерного гидроксида ионы H⁺, RO^‾ и R⁺, OH^‾ находятся в состоянии равновесия, поэтому амфотерные гидроксиды взаимодействуют и с кислотами и с основаниями. При добавлении кислоты равновесие смещается в сторону диссоциации по типу основания, при добавлении основания – в сторону диссоциации по типу кислоты.

Соли – это электролиты, диссоциирующие с образованием катионов, отличных от ионов Н⁺, и анионов, отличных от ионов ОНˉ:

NaCl = Na⁺ + Clˉ (средняя соль)

KHCO₃ = K⁺ + HCO₃ˉ (кислая соль)

AlOHCl₂ ↔ AlOH²⁺ + 2Clˉ (основная соль)

Реакции обмена в растворах электролитов протекают между ионами, причем заряд ионов не изменяется.

Порядок составления ионно-молекулярных уравнений реакций следующий:

1. Записывают молекулярное уравнение реакции и подчеркивают в нем веще-

ства, которые не будут диссоциировать на ионы (нерастворимые вещества, слабые электролиты, газы):

MgCl₂ + 2AgNO₃ = 2AgCl + Mg(NO₃)₂

2. Записывают полное ионное уравнение реакции. Осадки, гаэы и слабые электролиты на ионы не диссоциируют и в ионных уравнениях пишутся в молекулярном виде:

Mg²⁺ + 2Clˉ + 2Ag⁺ + 2NO₃^ˉ = 2AgCl↓ + Mg²⁺ + 2NO₃^ˉ

3. Составляют сокращенное ионное уравнение, сокращая одинаковые ионы с обеих сторон:

Mg²⁺ + 2Clˉ + 2Ag⁺ + 2NO₃ˉ = 2AgCl↓ + Mg²⁺ + 2NO₃ˉ

Ag⁺ + Clˉ = AgCl↓

Реакции обмена в растворах электролитов протекают только в том случае,

1. Если образуется осадок (↓):

Pb(NO₃)₂ + 2KI = PbI₂↓ + 2KNO₃

Pb²⁺ + 2Iˉ = PbI₂↓

2. Если выделяется газ (↑):

Na₂CO₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + H₂O + CO₂↑

CO₃^2- + 2H⁺ = H₂O + CO₂↑

3. Если образуется слабый электролит:

K₂SO₃+ 2HNO₃ = 2KNO₃ + H₂O + SO₂

SO₃^2‾ + 2H⁺ = H₂SO₃ = SO₂ + H₂O

В тех случаях, когда нет ионов, которые могут связываться между собой с образованием осадка, газа, слабого электролита, реакции обмена не протекают.

Вода, являясь очень слабым электролитом, в незначительной степени диссоциирует с образованием ионов водорода и гидроксид-ионов:

Н₂О ↔ Н⁺ + ОН‾ (1)

Прилагая к этому равновесию закон действия масс, получаем:

K = , или

К ∙ [H₂O] = [H⁺][OH^‾], (2)

где К – константа диссоциации воды, равная 1,8∙10^-16 (при 22 ⁰С).

Учитывая, что степень диссоциации воды очень мала, концентрацию недиссоциированных молекул воды [H₂O] можно считать величиной постоянной и приравнять к общему количеству воды, заключающемуся в 1 л ее, т.е. можно принять, что

[H₂O] = = 55,56 моль/л.

Произведение двух постоянных величин К и [H₂O] есть величина постоянная, поэтому заменим его новой константой:

К ∙ [H₂O] = . Численное значение 1,8∙10^-16 ∙ 55,56 = 10^-14.

Теперь выражение (2) можно представить так:

= [H⁺][OH^‾] = 10^-14 (3).

Отсюда [H⁺][OH^‾] = 10^-14 (4)

Для воды и разбавленных растворов при неизменной температуре произведение концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов есть величина постоянная и называется ионным произведением воды

Из соотношения (4) вытекает, что

[H⁺] = моль/ л; [OH^‾] = моль/ л.

В нейтральных растворах [H⁺] = [OH^‾] = = 10^-7 моль/ л. В кислых ─ [H⁺] > [OH^‾], в щелочных ─ [H⁺] < [OH^‾].

Для характеристики реакции среды (кислая, щелочная, нейтральная) удобнее пользоваться не концентрациями ионов Н⁺ и ОН‾, а их десятичными логарифмами, взятыми с обратным знаком. Эти величины обозначаются символами рН и рОН и называются соответственно водородным и гидроксильным показателями:

рН = -lg [H⁺]; рОН = -lg [ОH^‾]

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

Логарифмируя соотношение [H⁺][OH^‾] = 10^-14 и меняя знаки на обратные, получаем:

рН + рОН = 14.

Дата добавления: 2014-01-04