Помощничек
Главная | Обратная связь


Археология
Архитектура
Астрономия
Аудит
Биология
Ботаника
Бухгалтерский учёт
Войное дело
Генетика
География
Геология
Дизайн
Искусство
История
Кино
Кулинария
Культура
Литература
Математика
Медицина
Металлургия
Мифология
Музыка
Психология
Религия
Спорт
Строительство
Техника
Транспорт
Туризм
Усадьба
Физика
Фотография
Химия
Экология
Электричество
Электроника
Энергетика

Знаючи pН, легко встановити pОН і навпаки.



КИСЛОТНО-ОСНОВНІ РІВНОВАГИ У ВОДНИХ

РОЗЧИНАХ ЕЛЕКТРОЛІТІВ

Розглянуто питання електролітичної дисоціації води, поняття іонного добутку води, водневого та гідроксильного показників, процеси гідролізу для різних типів солей, кількісні характеристики гідролізу.

Електролітична дисоціація води

 

Якщо до ланцюга для визначення провідності дистильованої води ввімкнути чутливий гальванометр, то він покаже наявність електричного струму. Вода – дуже слабкий електроліт і, подібно основам, солям і кислотам, частково дисоціює на іони:

 

Н2О Û Н+ + ОН¯.

 

Утворений іон Н+ одразу ж гідратується і, приєднуючи до себе молекулу Н2О, утворює іон гідроксонію Н3О+. Для простоти замість іону гідроксонію використовують водневий іон Н+. У хімічно чистій воді при температурі 298 К концентрація іонів Гідрогену складає 10-7 моль/л. Таким чином, у 10 млн л води у дисоційованому стані знаходиться 1 моль або 18 г, тобто з 550 млн молекул води дисоціює на іони лише одна молекула.

Згідно із законом діючих мас константа дисоціації води К виражається рівнянням:

.

 

Іонний добуток води

 

Константа дисоціації води дуже мала і при температурі 295 К
вона дорівнює 1,8∙10-16. Внаслідок незначної концентрації Н+ і ОН¯ концентрацію недисоційованих молекул води можна прийняти за сталу величину. Виражаємо її в молях на 1 л:

 

 

З рівняння константи дисоціації води отримаємо вираз

 

[H+]∙[OH¯] = [H2O]К = 1,8 ∙10-16 ∙ 55,56 = 10-14,

 

який називають іонним добутком води Кв, тобто:

 

.

 

Отже, добуток концентрацій іонів Гідрогену та гідроксид-іонів є величина стала при постійній температурі і називається іонним добутком води.

Це рівняння використовують як для чистої води, так і для розведених водних розчинів незалежно від їх складу.

Електролітична дисоціація води – процес ендотермічний, і тому при підвищенні температури величина Кв швидко зростає:

 

 

Т, К
Кв ·10-14 0,13 0,36 0,86 1,89 3,80 5,94 12,6

 

 

Оскільки при дисоціації утворюється однакове число іонів Н+ і ОН¯, концентрація кожного з цих іонів при Т = 295 К буде

 

= .

 

Ступінь дисоціації води при Т = 295 К

 

.

 

Величина іонного добутку залишається сталою при незмінній температурі не тільки у воді, але й у будь-якому розбавленому водному розчині кислот, лугів та солей.

Концентрацію іонів Гідрогену у водному розчині електроліту можна визначити через концентрацію гідроксид-іонів і навпаки:

 

 

.

 

 

З цих рівнянь видно, що з водного розчину не можуть цілковито зникнути ні іони Гідрогену, ні гідроксид-іони.

 

 

Водневий показник

 

Розчин називається нейтральним, якщо [H+] = [OH¯] = = 10-7 моль/л, кислим –[H+] > [OH¯] > 10-7моль/л, лужним – [H+] < [OH¯] < 10-7моль/л.

Для характеристики реакцій розчину досить знати концентрацію Н+, тому що концентрація ОН¯ може бути розрахована із співвідношення:

 

.

 

Концентрація Н+, з якою доводиться мати справу на практиці, звичайно виражається малими числами. Використовування таких чисел не завжди зручно, тому впроваджена особлива одиниця виміру концентрації Н+, яка називається водневим показником і позначається символом рН. Водневий показник – це негативний десятковий логарифм концентрацій іонів Гідрогену:

 

pH = –lg[H+].

 

Для чистої води при 22 оC pН = –lg10–7 = 7. Для кислих розчинів pH < 7, для лужних – pH > 7. Змінам [H+] у геометричній прогресії відповідає протилежна зміна pН в арифметичній прогресії, наприклад, зменшення [H+] від 1 до 0,1 моль/л супроводжується збільшенням pН від 0 до 1, а збільшення [H+] від 10–4 до 10–3моль/л – зменшенням pН від 4 до 3.

Концентрацію іонів ОН¯ можна охарактеризувати через гідроксильний показникpОН:

 

pОН = –lg[OH¯].

 

Якщо прологарифмувати іонний добуток води [H+]∙[OH¯] = 10-14 і змінити знаки на протилежні, то отримаємо

pН + pОН = 14.

Знаючи pН, легко встановити pОН і навпаки.

Характер середовища, який виражено через pН і pОН, можна показати так:

pН = 7, pОН = 7 – нейтральне;

pH < 7, pOH > 7 – кисле;

pH > 7, pOH < 7 – лужне.

Буферні розчини

У багатьох технологічних процесах, а також при проведенні хімічних аналізів потрібна стала рН розчину.

Буферні суміші підтримують майже незмінним рН середовища навіть при введенні в неї сильної кислоти або сильної основи. Звичайно буферні розчини являють собою системи, які утворюються із суміші слабкої кислоти (або слабкої основи) і солі цієї кислоти (або основи), наприклад, оцтова буферна суміш СН3СООН + СН3СООNа, амонійна буферна суміш NH4OH + NH4Cl.

Розглянемо дію ацетатної буферної суміші. Оцтова є слабкою кислотою, що в присутності натрій ацетату її дисоціація пригнічується майже повністю іонами СН3СОО¯. У розчині знаходяться молекули СН3СООН, аніони СН3СОО¯, катіони Nа+ та лише в дуже малій кількості іони Н+. При додаванні кислоти Н+-іони цієї кислоти взаємодіють з аніонами СН3СОО¯, утворюючи молекули слабкодисоційованої оцтової кислоти СН3СООН, тому концентрація іонів Н+ у розчині практично не змінюється.

При додаванні лугу його ОН¯-іони взаємодіють з іонами Н+, що знаходяться у розчині в незначній кількості. З утворенням слабкодисоційованих молекул води посилюється дисоціація оцтової кислоти, при цьому концентрація іонів Н+ ( рН розчину) майже не змінюється.

 

Хімічні індикатори

Для визначення pН розчинів найчастіше використовують індикатори.

Індикатори – це слабкі органічні кислоти або основи, у яких недисоційовані молекули іншого кольору, ніж у аніонів або катіонів, що утворюються при дисоціації. Умовно формули індикаторів можна записати як HInd і IndOH, а рівняння дисоціації для них:

 

HInd Û H+ + Ind¯

IndOH Û Ind+ + OH¯.

 

Для першого індикатора у кислому розчині, тобто при значній концентрації Н+-іонів, за принципом Ле-Шательє рівновага реакції зміщується у бік недисиційованих молекул і у ньому буде знаходитися лише невелика кількість кольорових аніонів Ind¯. Тому розчин, що вміщює цей індикатор, набуває кольору недисоційованих молекул.

У лужному розчині Н+-іони індикатора зв'язуються з його ОН¯-іонами, рівновага реакції зміщується в бік продуктів дисоціації і розчин набуває кольору аніонів індикатора Ind¯. Таким чином, HInd – кислотна, а Ind¯ – лужна форми індикатора.

Розглянемо зміщення рівноваги індикатора фенолфталеїну.

 

HInd Û H+ + Ind¯

безбарвний малиновий.

 

Якщо до розчину фенолфталеїну додати кислоту, то внаслідок збільшення концентрації Н+ рівновага зміщується вліво, в бік утворення безкольорових молекул HInd. Додавання лугу, тобто збільшення ОН¯, викликає зв’язування іонів водню, а отже, зміщує рівновагу вправо, в бік утворення кольорових іонів Ind¯.

Наразі встановлено, що механізм зміни кольору індикатора залежить не тільки від зміщення рівноваги дисоціації індикатора, а й від присутності в них хроматофорів (носіїв кольоровості), тобто особливих груп атомів із подвійними або потрійними зв'язками

| |

= С = О, – N º N – ,

 

в яких відбуваються внутрішньомолекулярні перегрупування при зміні реакції середовища.

Сучасна іонно-хромофорна теорія індикаторів враховує ці два чинники і формулюється так: при зміні кислотності розчину одночасно відбувається зміщення рівноваги дисоціації індикатора і перегрупування хромофорних груп.

Повна зміна кольору індикаторів від HInd до Ind¯ проходить приблизно впродовж двох одиниць pН. Значення pН, при якому відбувається найбільш різка зміна забарвлення індикатора, називається показником титрування,що розраховується за формулою

pТ = – lg Kдис. інд .

 

Розпізнана оком зміна забарвлення індикаторів називається інтерваломпереходу забарвлення індикатора, який визначається як pТ ± 1.

Наприклад, інтервал переходу забарвлення фенолфталеїну лежить у межах pН = 8,2 … 10, метилоранжу – рН = 3,1 … 4,4, лакмусу – рН = 6,0 … 8,0.

 

Гідроліз солей

Гідролізом солі називається хімічна взаємодія іонів розчинної солі з іонами Н+ і ОН¯ води, яка супроводжується зміною pН розчину. Гідроліз – це приватний випадок загального явища, що називається сольволізом.

Реакція гідролізу – це реакція, оборотна реакції нейтралізації. Гідроліз збільшується з розбавленням розчину і підвищенням температури. Залежно від того, якою кислотою та основою утворена сіль, можливі різні випадки її гідролізу:

а) сіль, що утворена сильною кислотою та однокислотною слабкою основою гідролізується в один ступінь

 

NH4Cl + HOН Û NH4OH + HCl,

в іонній формі:

NH4+ + Cl¯ + HOН Û NH4OH + H+ + Cl¯

або

NH4+ + HOН Û NH4OH + H+, pН < 7,

іони Гідрогену, що утворилися внаслідок гідролізу, створили кисле середовище;

б) сіль, що утворена сильною основою та одноосновною слабкою кислотою гідролізується також в один ступінь

 

KCN + HOН Û KOH + HCN,

в іонній формі:

K+ + CN¯ + HOН Û K+ + OH¯ + HCN,

 

CN¯ + HOНÛ HCN + ОН¯, pН >7,

 

у результаті утворилися надлишкові іони ОН¯, які створили лужне середовище;

в) сіль, яка утворена слабкою основою і слабкою кислотою, гідролізується двобічно: з водою реагують і катіони, і аніони солі

 

CH3COONH4 + HOН Û CH3COOH + NH4OH,

в іонній формі:

CH3COO¯ + NH4+ + HOН Û CH3COOH + NH4OH,

 

при цьому утворюються малодисоційовані слабкі кислоти і малорозчинні слабкі основи. Залежно від співвідношення констант дисоціації, утворених при гідролізі кислоти та основи, розчини солей цього типу можуть мати слабкокислу, слабколужну або близьку до нейтральної реакції;

г) сіль, яка утворена багатоосновною кислотою (Nа2CO3) або багатокислотною основою (СuCl2), гідролізується в декілька ступенів. Гідроліз за кожним наступним ступенем значно менший від попереднього.

Наприклад, СuCl2 гідролізує сильніше за першим ступенем:

 

СuCl2 + НОН Û СuОНCl + НСІ,

Сu2+ + НОН Û СuОН+ + Н+ ,

 

на відміну від гідролізу за другим ступенем:

 

СuОНCl + НОН Û СuCl2 + НСІ,

СuОН+ + НОН Û Сu(ОН)2 + Н+ .

 

Кількісно гідроліз солі може бути визначений ступенем гідролізу, який дорівнює відношенню концентрації гідролізованої солі до її загальної концентрації, а також константою гідролізуКг, яка є константою рівноваги реакції гідролізу.

Наприклад, для реакції NH4+ + HOН Û NH4OH + H+,

.

Константа гідролізу солі, утвореної слабкою кислотою (або основою) і сильною основою (або кислотою), дорівнює частці від ділення іонного добутку води Кв на константу дисоціації кислоти Кд кисл. (або основи Кд осн):

 

.

 

Отже, чим більша КГ, тим менша Кд кисл. або Кд осн, тобто тим слабкіший утворений при гідролізі слабкий електроліт.

 

 




Поиск по сайту:

©2015-2020 studopedya.ru Все права принадлежат авторам размещенных материалов.