• Гідрологія і Гідрометрія
• Господарське право
• Економіка будівництва
• Економіка природокористування
• Економічна теорія
• Земельне право
• Історія України
• Кримінально виконавче право
• Медична радіологія
• Методи аналізу
• Міжнародне приватне право
• Міжнародний маркетинг
• Основи екології
• Предмет Політологія
• Соціальне страхування
• Технічні засоби організації дорожнього руху
• Товарознавство продовольчих товарів

Реакції в розчинах електролітів

Необхідно пам’ятати, що реакції в розчинах електролітів фактично проходять між іонами і супроводжуються утворенням осадів, виділенням газів або утворенням інших малодисоційованих молекул. Тому при написанні іонно-молекулярних рівнянь хімічних реакцій необхідно враховувати ступінь дисоціації і розчинність речовин. У вигляді іонів записують лише сильні електроліти, а слабкі електроліти, газоподібні леткі продукти і нерозчинні (слабко-розчинні) сполуки – в молекулярній формі.

Приклад 1. Написати в молекулярній і іонній формах рівняння взаємодії гідроксиду міді із сірчаною кислотою.

Розв’язання. В молекулярній формі

Сu(OH)₂+H₂SO₄=CuSO₄+2H₂O

В іонній формі

Сu(OH)₂+2H⁺= Cu²⁺+2H₂O

Реакцію середовища будь-якого водного розчину встановлюють за значенням водневого показника рН, десятковим логарифмом концентрації іонів водню в розчині, взятим із протилежним знаком.

рН=- lg[H⁺]

Аналогічно

рОН=- lg[ОH^-]

Для розбавлених розчинів рН+рОН=14 при температурі 22°С.

Приклад 2. Визначити рН розчину соляної кислоти, якщо С(HCl)=0,01 моль/л.

Розв’язання. Визначаємо концентрацію іонів водню

[H⁺]=С · n ·a, ( 1 )

де: С – молярна концентрація кислоти, моль/л; п – число іонів водню, що утворюються із однієї молекули кислоти; a - ступінь дисоціації, в частках одиниці.

Для соляної кислоти (НСl=H⁺+Cl^-), n=1; a=1.

Концентрація іонів водню

[H⁺]=0,01×1×1=10^-2 моль/л

рН=- lg10^-2=2

Приклад 3. Визначити рН розчину H₂SO₄, якщо С(H₂SO₄)=0,01 моль/л, а a=75%.

Розв’язання. Визначаємо концентрацію іонів водню на підставі (1)

[H⁺]=Спa=0,01×2×0,75=1,5×10^-2 моль/л

рН= - lg1,5×10^-2=1,82

Приклад 4. Визначити рН водного розчину NaOH, якщоС(NaOH)=0,05 моль/л, а a=100%.

Розв’язання. Визначаємо концентрацію OH^— іонів.

[ОH^-]=0,05×1×1=5×10^-2 моль/л

рОН=- lg5×10^-2=1,3; рН=14-1,3=12,7

Для швидкого і наближеного визначення рН різних розчинів користуються індикаторами, що змінюють своє забарвлення в окресленому інтервалі рН. Найважливішими індикаторами є лакмус, метилоранж і фенолфталеїн.

Точні значення рН розчину можна дістати за допомогою спеціальних приладів - рН-метрів.

Для характеристики розчинності малорозчинних сполук використовують величину, яку називають добутком розчинності ДР:

ДР(К_mA_n) = [Kⁿ⁺]^m·[A^m-]ⁿ

Гідроліз солей – обмінна реакція речовини з водою, яка приводить до утворення малорозчинних або малодисоційованих сполук (основи, кислоти, основних або кислих солей).

Необхідно добре пам’ятати:

1) гідроліз солей – процес оборотний і характеризується константою гідролізу K_г;

2) гідролізу підлягають солі утворені:

а) сильною основою і слабкою кислотою;

б) слабкою основою і сильною кислотою;

в) слабкою основою і слабкою кислотою;

3) солі, утворені сильною основою і сильною кислотою, а також солі, нерозчинні у воді, гідролізу не підлягають.

Приклад 5. Скласти рівняння гідролізу карбонату натрію Na₂CO₃.

Розв’язання. Сіль Na₂CO₃ утворена сильною основою NaОН і слабкою кислотою Н₂CO₃. Гідроліз буде протікати по аніону. Запишемо рівняння реакції гідролізу цієї солі:

а) дисоціація солі

Na₂CO₃=

б) гідроліз аніона

І ступінь:

ІІ ступінь:

Отже, розчини солей, що складаються з аніонів слабких кислот і катіонів сильних основ, гідролізують з утворенням слабкої кислоти або кислої солі. Розчини таких солей мають лужну реакцію.

Приклад 6. Скласти рівняння реакцій гідролізу солі FeCl₃.

Розв’язання. Сіль FeCl₃ утворена слабкою основою Fe(ОН)₃ і сильною кислотою НСl. Гідроліз буде протікати по катіону. Процес дисоціації FeCl₃ відбувається так:

Гідроліз катіона проходить за схемою:

І ступінь: Fe³⁺+HOH ↔ Fe(OH)²⁺+H⁺

ІІ ступінь:

ІIІ ступінь:

При кімнатній температурі процес гідролізу Fe³⁺ йде за першим ступенем. За третім ступенем гідроліз цієї солі може йти лише при кип’ятінні.

Таким чином, солі слабких основ і сильних кислот гідролізують з утворенням слабкої основи (якщо це сіль однокислотної основи) або основних солей. При цьому утворюється вільна сильна кислота, а розчини таких солей мають кислу реакцію (рН<7).

Приклад 7. Складіть рівняння гідролізу ацетату амонію CH₃COONH₄.

Розв’язання. Внаслідок дисоціації цієї солі

CH₃COONH₄ = CH₃COO ^-+

утворюється аніон слабкої кислоти і катіон слабкої основи, які гідролізуються за схемою:

CH₃COO ^-+HOH↔ CH₃COOH+OH ^-

Розчин такої солі внаслідок її гідролізу може мати такі значення рН: 7, >7, <7. Ці значення визначаються константою дисоціації сильнішого електроліту (кислоти або основи). В нашому випадку розчин має рН=7, оскільки константи дисоціації гідроксиду амонію і оцтової кислоти практично однакові

Необхідно знати, що гідролізують не всі молекули, які є в розчині, а лише їх частина. Кількісно гідроліз оцінюють за ступенем і константою гідролізу.

Ступінь гідролізу h - це відношення кількості прогідролізованої солі (С_гідр), до загального числа розчинених молекул (С_заг).

Константа гідролізу К_г – константа рівноваги реакції гідролізу, її значення не змінюється при сталій температурі

Ступінь гідролізу, як правило, невеликий і в 0,1 М розчині CH₃COONa і в 0,1 М розчині NH₄Cl при температурі 298 К складає біля 10^-4, тобто в цих розчинах гідролізується лише одна молекула із 10000. В той самий час у гарячих розчинах гідроліз може настільки підсилитися, що пройде повний розклад солі. Це спостерігається зокрема для розчину FeCl₃, в якому при нагріванні виділяється Fe(ОН)₃ у вигляді колоїдних частинок.

Гідроліз деяких солей, утворених дуже слабкими кислотами, є процес необоротний, наприклад, гідроліз сульфідів і карбонатів алюмінію, хрому й заліза.

Fe₂S₃+6H₂O=2Fe(OH)₃+3H₂S

Тому при взаємодії солей, що мають іони Al³⁺, Fe³⁺, Cr³⁺ з розчинами сульфідів і карбонатів, в осад випадають не сульфіди і карбонати цих катіонів, а їх гідроксиди.

2AlCl₃+3Na₂S+6H₂O=2Al(OH)₃¯+3H₂S­+6NaCl

Розчини електролітів такої самої концентрації, що й розчини неелектролітів, замерзають при нижчих температурах і киплять при вищих температурах, ніж розчини неелектролітів. При обчисленні температури замерзання й температури кипіння розчинів електролітів необхідно застосовувати такі рівняння:

Dt_зам=iK_крC_m; (2)

Dt_кип=iK_ебC_m; (3)

де i - ізотонічний коефіцієнт, або коефіцієнт Вант-Гоффа. Він показує, у скільки разів більше частинок електроліту утворилося у розчині порівняно з кількістю вихідних і описується відношенням:

(4)

Ізотонічний коефіцієнт можна також визначити за рівнянням

i=1+a(n-1), (5)

де n – число іонів, що утворюються при дисоціації однієї молекули електроліту.

Приклад 8. Визначити температуру замерзання 5%-го розчину Na₂SО₄, якщо a=90%.

Розв’язання. Згідно з рівнянням (5)

i=1+0,9(3-1)=2,8;

моль/кг.

Тоді Dt_зам=iK_крC_m=2,8×1,83×0,37=1,93. Отже, температура замерзання розчину дорівнює -1,9°С.

Переглядів: 1679

Не знайшли потрібну інформацію? Скористайтесь пошуком google:

© studopedia.com.ua При використанні або копіюванні матеріалів пряме посилання на сайт обов'язкове.