Если у вас возникли сложности с курсовой, контрольной, дипломной, рефератом, отчетом по практике, научно-исследовательской и любой другой работой - мы готовы помочь.
Предоплата всего
Подписываем
Раздел 4. СВОЙСТВА РАСТВОРОВ
Вещества, вступающие в контакт между собой, могут дать:
· новые вещества, если между ними произошло химическое взаимодействие;
· механическую смесь компонентов, если никакого взаимодействия не происходит и смесь образуется только за счёт механического перемешивания;
· раствор, процесс образования которого занимает промежуточное положение между химическими и механическими процессами.
4.1 ОБЩИЕ СВОЙСТВА РАСТВОРОВ
Растворы состоят из растворителя и одного или нескольких растворённых веществ, особенно важное значение имеют водные растворы.
Образование растворов происходит самопроизвольно, следовательно, изменение энергии Гиббса растворения: Δ G растворения < 0.
Растворение кристаллических веществ обычно идёт с поглощением теплоты и сопровождается увеличением энтропии, поэтому их растворению способствуют высокие температуры. Растворение газов ─ процесс экзотермический, идёт с уменьшением энтропии и уменьшается с увеличением температуры.
Растворы могут быть ненасыщенными, насыщенными и перенасыщенными (пересыщенными). Насыщенным называется раствор, в котором устанавливается равновесие, когда скорость растворения фазы равна скорости её выделения из раствора:
растворение
Растворяемое вещество (фаза) <==============> Раствор.
образование фазы
Под растворимостью понимают концентрацию насыщенного раствора, её чаще всего выражают массой растворённого вещества, содержащейся в 100 г растворителя. К хорошо растворимым веществам относят те, у которых растворимость 1 г/100 г растворителя, к малорастворимым ─ ( 0,1 … 0,001) г/ 100 г растворителя и к практически нерастворимым < 0,001 г/100 г растворителя.
Существуют более точные способы выражения состава раствора (табл. 4.1).
Образование растворов всегда сопровождается изменением свойств растворителя и растворяемых веществ. В очень разбавленных растворах частицы растворённого вещества находятся на очень большом расстоянии друг от друга и их взаимное влияние можно исключить, а растворитель практически не меняет своих свойств. Такие растворы по свойствам приближаются к идеальным, и для них условно принято, что
ΔН растворения ≈0 и ΔV растворения ≈ 0.
Таблица 4.1
Способы выражения состава раствора
|
Наименование |
Обозначение |
Размерность |
Пример формы записи |
|
Молярная |
m2 сМ = —— M · V |
моль / л |
0,001 M HCl |
|
Молярная концентрация эквивалента |
m2 сЭ = ——— Мэ · V |
моль / л |
c (½ H2SO4) = 0,1 моль /л |
|
Массовая доля |
m2 ω = ———— 100 % m2 + m1 |
%, доли единицы |
10 % масс. 0,1 |
|
Моляльность |
m2· 1000 Cm = ———— M · m1 |
моль / кг |
1 моль / кг |
|
Молярная доля |
ν2 χ2 = ———— __ ν1 + ν2 _____ |
%, доли единицы |
Молярная доля растворённого вещества составляет 20 % |
Условные обозначения:
m1, ν1 − масса (г) и число моль растворителя;
m2, ν2 − масса (г) и число моль растворённого вещества;
М ─ молярная масса растворённого вещества, г/ моль;
V ─ объём раствора; ω, χ − массовая и молярная доля.
Замерзание и кипение растворов
В закрытом сосуде с летучей жидкостью, например водой, при постоянной температуре устанавливается определённое давление насыщенных паров ─р0 (Н2О) (рис. 4.1). Растворение нелетучего компонента снижает это давление до величины р (Н2О). Ф.Рауль установил, что понижение давления насыщенного пара растворителя А над раствором нелетучего вещества В пропорционально молярной доле растворённого вещества χ (В):
р0 (А) ─ р (А) = Δ р (А) = р0 (А) · χ (В),
где молярная доля растворённого вещества:
ν (В)
χ (В) = ————— .
ν (В) + ν (А)
Давление насыщенного пара растворителя (воды) над чистым растворителем и над раствором повышается с ростом температуры. Однако это давление над раствором нелетучего вещества при одной и той же температуре всегда ниже, чем над чистым растворителем. Условием кипения жидкости является равенство давления насыщенного пара атмосферному давлению. Для раствора это условие выполняется при более высокой температуре, т.е. наблюдается повышение температуры кипения раствора (Δ Т кип.).
Рис. 4.1 ─ Понижение давления насыщенного пара над раствором
Из рис. 4.2, соответствующего закону Рауля, следует, что температура кипения растворов выше, а температура замерзания ниже, чем чистых растворителей.
Рис. 4.2 ─ Понижение температуры замерзания и
повышение температуры кипения раствора
Повышение температуры кипения раствора пропорционально моляльной концентрации раствора (сm):
Δ Т кипения = ЕН2О · сm ,
где ЕН2О ─ эбулиоскопическая постоянная воды, (градус · кг) / моль .
Условием кристаллизации является равенство давления насыщенного пара над твёрдой и жидкой фазой. Над растворами давление пара ниже, чем над чистым растворителем и поэтому растворы замерзают при более низкой температуре (рис. 4,2). Понижение температуры замерзания пропорционально моляльной концентрации растворённого вещества (с m ):
Δ Т замерзания = КН2О · сm , (градус · кг) / моль,
где КН2О ─ криоскопическая постоянная воды, (градус · кг) / моль .
Явление понижения температуры замерзания растворов находит применение в строительной практике. Бетонные и кладочные растворы замерзают при более низких отрицательных температурах, если в их состав ввести соли, например CaCl2, вследствие чего они не теряют пластичность при отрицательных температурах. Для удаления снежно-ледяных образований с твердых покрытий дорог применяют песчано-солевые смеси, которые понижают температуру замерзания снега и льда.
Осмотическое давление
Осмос ─ это диффузия вещества через полупроницаемую мембрану, через которую проходит растворитель, но не проходят растворённые вещества. Молекулы растворителя диффундируют из растворителя в раствор или из менее концентрированного раствора в более концентрированный, который разбавляется и высота его столба (h) увеличивается (рис. 4.3).
Рис. 4.3 ─ Схема осмометра
Внешнее давление, которое нужно приложить, чтобы осмос прекратился, называется осмотическим и обозначается π. Экспериментально было найдено, что осмотическое давление пропорционально молярной концентрации раствора (см) и температуре (Т, К)
π = cм R T,
где R ─ универсальная газовая постоянная. Это уравнение называют законом Вант-Гоффа. В таком виде оно применимо только к растворам неэлектролитов.
4.2 РАВНОВЕСИЯ В РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ
Экспериментально было показано, что водные растворы кислот, щелочей и солей, названные впоследствии электролитами, показывают отклонения от законов Рауля и Вант-Гоффа, которые можно учесть, если ввести поправочный изотонический коэффициент i (табл. 4.2).
Впоследствии реальные растворы стали описывать в соответствии с закономерностями, присущими идеальным растворам, введя понятие активности (а):
а = γ · с,
где γ ─ коэффициент активности, формально учитывающий все виды взаимодействия частиц в реальном растворе;
с ─ концентрация раствора.
Осмотическое давление, температура замерзания и кипения растворов пропорциональны концентрации раствора, т.е. числу растворённых частиц. Изотонический коэффициент всегда больше единицы, что можно объяснить разложением растворённых молекул на более мелкие частицы.
Таблица 4.2
Формулы для расчёта осмотического давления и изменения температур
кипения и замерзания водных растворов
|
Фактор |
Формулы для расчёта |
|
|
неэлектролит |
электролит |
|
|
Осмотическое давление |
π = cм R T |
π = i · cм R T |
|
Повышение температуры кипения |
Δ Т кипения = Е Н2О · с m |
Δ Т кипения = i · Е Н2О · с m |
|
Понижение температуры замерзания |
Δ Т амерзания = К Н2О · с m |
Δ Т замерзания = i · К Н2О · с m |
В 1887 году шведский учёный С. Аррениус выдвинул гипотезу о том, что соли, кислоты и основания в воде диссоциируют на ионы ─ подвергаются электролитической диссоциации, механизм которой можно рассмотреть на примере диссоциации хлорида калия (рис. 4.4).
Рис. 4.4 ─ Схема процесса диссоциации хлорида калия
При растворении в воде полярные молекулы Н2О ориентируются противоположно заряженными концами к ионам калия и хлора, которые гидратиратируются и отщепляются от кристалла соли. Электролитическая диссоциация (разложение вещества на ионы) записывается без участия молекул воды:
KCl → K+ + Cl¯.
Положительно заряженные ионы называются катионами, отрицательно заряженные ─ анионами. Электролитическая диссоциация веществ с ковалентной полярной связью имеет предварительную стадию ионизации, когда под влиянием полярных молекул растворителя происходит увеличение полярности химической связи.
Количественно электролитическая диссоциация характеризуется степенью и константой диссоциации. Степень электролитической диссоциации (α) равна отношению числа молекул, которые продиссоциировали на ионы, к общему числу молекул электролита:
Для сильных электролитов (табл. 4.3) степень диссоциации равна единице, для слабых она значительно меньше единицы. Отсюда следует, что в растворах сильных электролитов вещество находится в виде ионов, в растворах слабых – в виде молекул и небольшого числа ионов, в неэлектролитах – в виде молекул.
Таблица 4.3
Сильные и слабые электролиты
|
Электролиты |
Сильные |
Слабые |
|
Кислоты |
HNO3, HCl, HBr,H2SO4 и другие |
HNO2, H2S, H2SO3, H2CO3, H2SiO3, H3PO4, HF и другие |
|
Основания |
KOH, NaOH, Ba(OH)2 и другие |
NH4OH, нерастворимые основания |
|
Соли |
практически все соли |
─ |
Примечание: к слабым электролитам относится также вода.
Электролитическая диссоциация сопровождается увеличением числа частиц в растворе и поглощением теплоты, поэтому, в соответствии с принципом Ле Шателье, степень диссоциации уменьшается с ростом концентрации раствора и охлаждении.
Процесс диссоциации сильных электролитов происходит в одну ступень.
С точки зрения теории электролитической диссоциации
Диссоциация слабых электролитов протекает в малой степени, поэтому в растворе присутствуют недиссоциированные молекулы и небольшое число ионов. Диссоциацию слабых электролитов записывают как обратимый процесс и характеризуют константой диссоциации (табл. 4.4).
Таблица 4.4
Константы диссоциации кислот и оснований в водных растворах
|
Вещество |
Константа диссоциации |
||
|
КI |
КII |
КIII |
|
|
HF |
6,6 ∙ 10─4 |
─ |
─ |
|
HNO2 |
4,0 ∙ 10─4 |
─ |
─ |
|
H2S |
1,1 ∙ 10─7 |
1,0 ∙ 10─14 |
─ |
|
H2SO3 |
1,6 ∙ 10─2 |
6,3 ∙ 10─8 |
─ |
|
H2CO3 |
4,5 ∙ 10─7 |
4,8 ∙ 10─11 |
─ |
|
H2SiO3 |
1,3 ∙ 10─10 |
2,0 ∙ 10─12 |
─ |
|
H3PO4 |
7,5 ∙ 10─3 |
6,3 ∙ 10─8 |
1,3 ∙ 10─12 |
|
NH4OH |
1,8 ∙ 10─5 |
─ |
─ |
|
Cu(OH)2 |
─ |
3,4 ∙ 10─7 |
─ |
|
Fe(OH)2 |
─ |
1,3 ∙ 10─4 |
─ |
|
Fe(OH)3 |
─ |
1,8 ∙ 10─11 |
1,4 10─12 |
|
Zn(OH)2 |
4,4 ∙ 10─5 |
1,5 ∙ 10─9 |
─ |
|
Mg(OH)2 |
─ |
2,5 ∙ 10─3 |
─ |
|
Pb(OH)2 |
9,6 ∙ 10─4 |
3,0 ∙ 10─8 |
─ |
Электролитическая диссоциация слабой азотистой кислоты и слабого гидроксида аммония протекают в одну ступень обратимо и характеризуются соответствующими константами диссоциации (табл. 4.4).
Двухосновные слабые кислоты и двухкислотные слабые основания диссоциируют в две ступени и имеют две константы диссоциации. Ступеней и констант диссоциации столько, какова валентность кислотного или основного многовалентного остатка.
Константа электролитической диссоциации характеризует равновесие диссоциации только слабых электролитов. Чем меньше величина константы диссоциации, тем более слабым является электролит.
В растворах сильных электролитов концентрация ионов велика и проявляется взаимодействие ионов друг с другом, с полярными молекулами растворителя, на свойства раствора более сильное влияние оказывает процесс образования гидратов и т.д. Вся совокупность взаимодействий между частицами в растворах учитывается введением вместо концентрации «с» активности «а».
Электролитическая диссоциация слабых электролитов, как процесс обратимый, подчиняясь принципу Ле Шателье, увеличивается с разбавлением раствора, т.к. происходит уменьшение концентрации ионов в растворе. Кроме того, электролитическая диссоциация происходит с поглощением теплоты, а поэтому возрастает при нагревании.
Ионно-молекулярные равновесия
Реакции в растворах электролитов протекают между ионами растворённых веществ. Рассмотрим реакции двойного обмена. Любой электролит в результате электролитической диссоциации образует анионы и катионы, поэтому вне зависимости от того, имеются или не имеются ионы в веществе, условно электролиты можно представить состоящими из анионов и катионов. В реакциях двойного обмена происходит обмен ионами между взаимодействующими веществами (рис. 4.5).
Рис. 4.5 – Реакции двойного обмена
Решить вопрос о возможности протекания практически необратимых реакций двойного обмена и понять их сущность позволяют ионно-молекулярные реакции.
Правила составления уравнений ионно-молекулярных реакций
1. Составляется молекулярное уравнение реакции. Формулы веществ записываются в соответствии с правилом валентности. Рассчитываются (если необходимо) коэффициенты в соответствии с законом сохранения массы веществ.
2. Составляется полное ионно-молекулярное уравнение. В молекулярной форме следует записывать малорастворимые и газообразные вещества, а также слабые электролиты (табл. 4.4, 4.5). Все эти вещества или не образуют в растворах ионов, или образуют их очень мало. В виде ионов записывают сильные кислоты и основания, а также растворимые соли. Эти электролиты существуют в растворе в виде ионов, но не молекул.
3. Составляется сокращённое ионно-молекулярное уравнение. Ионы, которые в ходе реакции не изменяются, сокращаются. Полученное уравнение показывает суть реакции.
Таблица 4.5
Растворимость солей кислот и оснований в воде
|
Катион |
H+ |
K+, Na+ |
NH4+ |
Mg2+ |
Ca2+ |
Cu2+ |
Zn2+ |
Mn2+ |
Fe2+ |
Fe3+ |
AI3+ |
Ва2+ |
|
Анион |
||||||||||||
|
OH- |
Р |
Р |
Н |
М |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
Р |
|
|
CI- |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
|
NO3- |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
|
S2- |
Р |
Р |
Р |
─ |
─ |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
─ |
─ |
|
SO32- |
Р |
Р |
Р |
М |
М |
─ |
М |
Н |
М |
─ |
─ |
Н |
|
SO42- |
Р |
Р |
Р |
Р |
М |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Н |
|
CO32- |
Р |
Р |
Р |
М |
Н |
Н |
Н |
─ |
Н |
─ |
─ |
Н |
|
HCO3– |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
─ |
─ |
─ |
Р |
Р |
Р |
Р |
|
SiO32- |
Н |
Р |
Р |
Н |
Н |
Н |
Н |
─ |
Н |
Н |
Н |
Н |
|
РО43─ |
Р |
Р |
─ |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
Примечание. Р ─ растворимое вещество, М ─ малорастворимое,
Н ─ нерастворимое, «─» ─ разлагается водой
В качестве примера решим вопрос о том, в каком случае произойдет химическое взаимодействие: если к раствору хлорида кальция добавить раствор нитрата натрия или сульфата натрия? Ответ подтвердите, написав ионно-молекулярные реакции.
Запишем молекулярные уравнения предполагаемых реакций, указав растворимость всех участников реакции ( Р – растворимое, Н – нерастворимое ). Все растворимые соли являются сильными электролитами.
CaCl2 + 2NaNO3 → Ca(NO3)2 + 2NaCl; CaCl2 + Na2SO4 → CaSO4↓ + 2NaCl.
Р Р Р Р Р Р Н Р
В соответствии с правилами написания ионно-молекулярных уравнений сильные, растворимые электролиты запишем в виде ионов, а слабые или нерастворимые – в виде молекул.
Ca2+ + 2Cl‾ + 2Na+ + 2NO3‾ → Ca2+ + 2NO3‾ + 2Na+ + 2Cl‾;
Ca2+ + 2Cl‾ + 2Na+ + SO4 2‾ → CaSO4 ↓ + 2Na+ + 2Cl‾.
В первом случае все ионы сокращаются, а во втором – сокращенное ионно-молекулярное уравнение имеет вид: Ca2+ + SO42‾ → CaSO4 ↓, т.е. в данном случае имеет место химическое взаимодействие с образованием малорастворимого вещества. Данная реакция является практически необратимой, т.к. в обратном направлении, т.е. в сторону растворения осадка, она протекает в очень незначительной степени (рис. 4.6).
Рассмотрим реакции, приводящие к образованию слабого электролита и газа (рис. 4.7).
NH4Cl + KOH → NH4OH + KCl,
NH4+ + Cl¯ + K+ + OH¯ → NH4OH + K+ + Cl¯,
NH4+ + OH¯ → NH4OH.
Na2CO3 + 2 HCl → 2 NaCl + H2CO3 (H2O + CO2↑),
2 Na+ + CO32¯ + 2 H+ + 2 Cl → 2 Na+ + 2 Cl¯ + H2O + CO2↑,
2 H+ + CO32¯ → H2O + CO2↑.
Рис. 4.6 – Практически необратимая реакция двойного обмена с образованием осадка
Рис. 4.7 – Практически необратимые реакции двойного обмена
с образованием слабого электролита и газа
Если малорастворимые или малодиссоциирующие вещества есть и среди исходных веществ и среди продуктов реакции, то ионно-молекулярное равновесие смещается в сторону менее диссоциирующего или менее растворимого электролита.
СН3СООН + NaOH ↔ CH3COONa + H2O,
СН3СООН + Na + + OH¯ ↔ СН3СОО¯ +Na+ + H2O,
СН3СООН + OH¯ ↔ СН3СОО¯ + H2O.
слабая кислота слабый электролит
Константа диссоциации уксусной кислоты равна около 10–5 , а воды около 10–16 , т.е. вода является более слабым электролитом и равновесие смещено в сторону образования продуктов реакции.
На смещении ионно-молекулярного равновесия основано растворение малорастворимого гидроксида магния при добавлении порциями раствора хлорида аммония:
Mg(OH)2 + 2 NH4Cl ↔ MgCl2 + 2 NH4OH,
Mg(OH)2 + 2 NH4+ + 2 Cl¯ ↔ Mg2+ + 2 Cl¯ + 2 NH4OH,
Mg(OH)2 + 2 NH4+ ↔ Mg2+ + 2 NH4OH.
Введение дополнительных порций иона NH4+ смещает равновесие в сторону продуктов реакции.
Кислотно-основные равновесия. Водородный показатель рН
Вода является очень слабым электролитом и диссоциирует по уравнению
Н2О ↔ Н+ + ОН‾.
В любом водном растворе при 22 0С произведение концентраций ионов воды (ионное произведение воды – КW) является величиной постоянной:
КW = [Н+] ∙ [OH─] = 10–14,
где [Н+] ─ равновесная концентрация ионов Н+;
[OH─] ─ равновесная концентрация ионов ОН─.
В нейтральной среде [Н+] = [OH─] = 10–7 моль/л;
в кислой среде [Н+] > [OH─] , т.е. [Н+] >10–7 моль/л ,
например [Н+] = 10–6 моль/л;
в щелочной среде [Н+] < [OH─] , т.е. [Н+] < 10–7 моль/л,
например [Н+] = 10–8 моль/л.
При решении задач будем пользоваться формулой pН = – lg сH+ . В более точных расчётах следует пользоваться активностью ─ pН = – lg аH+ .
Если подставить значения концентраций ионов водорода сH+, полученные в вышеприведённом примере, в формулу для вычисления рН, то получим:
в нейтральной среде: рН = ─ lg 10–7 = 7;
в кислой среде: рН = ─ lg 10–6 = 6;
в щелочной среде: рН = ─ lg 10–8 = 8.
Следовательно:
Данные сведения находят отражение в шкале рН (рис. 4.8).
Рис. 4.8 – Шкала рН
Наиболее простым способом оценки рН среды является использование кислотно-основных индикаторов, которые по своему составу относятся к слабым органическим кислотам или основаниям. Например, индикатор метиловый оранжевый представляет слабую органическую кислоту, электролитическую диссоциацию которой условно можно представить следующим образом:
HJnd ↔ H+ + Jnd– .
кислотная форма основная форма
(красная) (жёлтая)
Окраска индикаторов зависит от строения молекул и определяется наличием особых групп – хромофоров. Изменение окраски индикатора происходит в определённом интервале рН:
Метиловый оранжевый меняет свою окраску в интервале : рН = (3,1 – 4,4 ).
Окраска некоторых индикаторов в различных средах приводится на рис. 4.9.
Рис. 4.9 – Окраска некоторых индикаторов в различных средах
Равновесия в растворах солей. Гидролиз
При растворении соли в воде происходит её электролитическая диссоциация на анионы и катионы, которые могут взаимодействовать с водой. Гидролизу подвергаются ионы слабых электролитов. Если катион соли является остатком слабого основания, то в результате взаимодействия с водой образуется слабое основание (соль гидролизуется по катиону). Если анион соли – остаток слабой кислоты, то в результате гидролиза образуется слабая кислота (соль гидролизуется по аниону).
Хлорид аммония NH4Cl образован слабым основанием NH4OH и сильной кислотой HCl. При растворении соль вступает в обменное взаимодействие с водой. Напишем молекулярное и ионно-молекулярные уравнения гидролиза данной соли
NH4Cl + HOH ↔ NH4OH + HCl;
слабый электролит слабый электролит
NH4+ + Cl‾+ HOH ↔ NH4OH + H+ + Cl‾;
NH4+ + HOH ↔ NH4OH + H+.
В данном случае устанавливается ионно-молекулярное равновесие, так как слабый электролит (Н2О) является одним из исходных веществ и слабое основание NH4OH – один из продуктов реакции.
В результате взаимодействия с водой хлорида аммония в растворе накапливаются свободные ионы Н+ и реакция среды становится кислой, т.к. СН+ > СОН ˉ . Раствор данной соли окрасит лакмус и универсальный индикатор в красный цвет. NH4Cl гидролизуется по катиону, который является остатком слабого основания.
Нитрит натрия NaNO2 образован слабой кислотой HNO2 и сильным основанием NaOH. Уравнения гидролиза нитрита натрия выглядят так:
NaNO2 + HOH ↔ NaOH + HNO2;
слабый электролит слабый электролит
Na+ + NO2‾ + HOH ↔ Na+ + OH‾ + HNO2;
NO2‾ + HOH ↔ OH‾ + HNO2.
Реакция среды в растворе нитрита натрия щелочная вследствие накопления свободных ионов ОН ˉ, так как СН+ < СОНˉ. Причиной гидролиза является образование слабой кислоты – HNO2 , т.о. NaNO2 гидролизуется по аниону, раствор нитрита натрия фенолфталеин окрасит в малиновый цвет, лакмус, метилоранж и универсальный индикатор − в красный цвет.
Нитрит аммония образован слабым основанием NH4OH и слабой кислотой HNO2. При взаимодействии с водой образуются данные слабые электролиты:
NH4 NO2 + НОН ↔ NH4OH + HNO2;
слабый электролит слабый электролит
NH4+ + NO2‾ + НОН ↔ NH4OH + HNO2.
В данном случае рН среды меняется незначительно, т.к. СН+ ≈ СОН–.
NH4NO2 гидролизуется как по катиону, так и по аниону.
Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, гидролизу не подвергаются, и pH среды не меняется, например:
NaCl + HOH ↔ NaOH + HCl;
слабый электролит
Na+ + Cl‾ + HOH ↔ Na+ + OH– + H+ + Cl‾;
HOH ↔ H+ + OH‾ .
Формально реакция гидролиза соли обратна реакции нейтрализации, в результате которой соль образуется.
Влияние различных факторов на полноту течения гидролиза
Константа диссоциации кислоты и основания, образующих соль, определяет степень смещения ионно-молекулярного равновесия в сторону продуктов гидролиза, т.е. большую полноту гидролиза.
Полнее протекает гидролиз тех солей, которые образованы кислотами и основаниями с меньшей константой диссоциации.
Константа и степень и гидролиза. В растворе устанавливается равновесие между солью и образующими её кислотой и основанием. Данное равновесие характеризуется константой равновесия ─ константой гидролиза Кг.:
КW
КГ = ——————— ,
К слабого электролита
где КW − ионное произведение воды, равное 10 ─ 14,
К слабого электролита − константа диссоциации слабого электролита, образовавшего соль.
Чем меньше константа диссоциации кислоты и основания, тем больше константа гидролиза, т.е. соль гидролизуется полнее.
Степень гидролиза β представляет собой отношение концентрации прогидролизовавшихся молекул к исходной концентрации растворённых молекул соли:
Степень гидролиза зависит от константы равновесия, температуры и концентрации соли.
Влияние внешних факторов. Процесс гидролиза соли во многом обратен экзотермическому процессу нейтрализации, а поэтому сопровождается поглощением теплоты. В соответствии с правилами смещения химического равновесия нагревание раствора соли должно смещать равновесие в сторону процесса, который идёт с поглощением тепла, то есть усиливать гидролиз соли. Разбавление раствора водой также способствует протеканию гидролиза, так как увеличивается число ионов H+ и OH¯, взаимодействующих с ионами соли.
Если реакция среды в растворе кислая, то уменьшить гидролиз можно добавлением сильной кислоты (увеличивается концентрация продуктов реакции и равновесие смещается в сторону исходных веществ), а усилить ─ добавлением щёлочи ( ионы Н+ связываются ионами ОН¯ в слабый электролит Н2О, что вызывает уменьшение концентрации продуктов реакции и смещение равновесия в сторону их образования). В случае щелочной среды добавлением кислоты гидролиз усиливается, а добавлением щёлочи ─ уменьшается.
4.5 ЗАКЛЮЧЕНИЕ
Растворы ─ очень важное состояние вещества, они имеют весьма большое значение для промышленности и для жизненных процессов. Растворы встречаются всюду, и одной их причин этого является самопроизвольность их образования.
Получение строительных материалов на основе минеральных вяжущих веществ идёт через стадию затворения их водой, твердение вяжущих материалов сопровождается процессами гидролиза и гидратации.
Многие сооружения находятся под воздействием промышленных и природных вод, а т.к. вода является универсальным растворителем, то, по сути дела ─ под воздействием растворов и долговечность сооружений зависит от взаимодействия их с растворами, причём, важное значение имеет рН среды. В строительной практике используется явление понижения температуры замерзания растворов.
Основная литература:
1. Коровин Н.В. Общая химия. М.: Высшая школа, 2008. – 557 с. §§ 8.1– 8.6
2. Глинка Н.Л. Общая химия. Л.: Химия, 1983. – 704 с. Глава VII – VIII.
PAGE 1
Растворами называются гомогенные, самопроизвольно образовавшиеся системы переменного состава.
Образование растворов ─ сложный физико-химический процесс, в котором наблюдаются как физические (непостоянство состава, диффузия), так и химические (образование неустойчивых соединений непостоянного состава) явления. Вся совокупность процессов, приводящих к появлению растворяемого вещества в растворе, называется сольватацией. Если растворителем является вода, то говорят о гидратации.
Общими называют свойства растворов, которые зависят от концентрации и практически не зависят от природы растворённых веществ. При рассмотрении общих свойств растворов условно принимается, что растворённое вещество является нелетучим неэлектролитом, т.е. не испаряется и не диссоциирует на ионы.
р0Н2О Т ─ const рН2О
рН2О < р0Н2О
Н2О (А) растворённое вещество (В)
пар
жидкость
лёд
раствор
Н2О
Давле- ние, кПа
101
0 0С 100 0С
ΔТ зам. ΔТ кип.
Температура, 0С
полупроницаемая
мембрана
раствор
h
растворитель
─
+
─
─
─
─
─
─
─
─
─
─
─
─
─
─
─
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
─
+
Cl─
Cl─
Cl─
Cl─
К+
К+
К+
К+
Электролитическая диссоциация − это разложение вещества на ионы под действием полярных молекул растворителя. К электролитам относятся кислоты, основания, соли.
кислотами называются электролиты, которые диссоциируют с образованием иона водорода Н+ и кислотного остатка. Серная кислота диссоциирует:
H2SO4 → 2H+ + SO42–.
Основания — это электролиты, которые диссоциируют с образованием гидроксил-ионов OH– и остатков основания. Гидроксид натрия диссоциирует:
NaOH → Na+ + OH–.
Соли при диссоциации разлагаются на основные и кислотные остатки. Нитрат кальция диссоциирует:
Са(NO3)2 → Са2+ + 2NO3–.
[H+] ∙ [NO2‾¯]
HNO2 <══> Н+ + NO2¯ ; КHNO2 = —————— .
азотистая кислота [HNO2]
[NH4+]∙ [OH‾¯]
NH4OH <══> NH4+ + OH¯ ; K NH4OH = —————— .
гидроксид аммония [NH4OH]
Первая ступень диссоциации угольной кислоты ─ Н2СО3:
I. Н2СО3 <══> Н+ + НСО3─ ; КI Н2СО3= EMBED Equation.3 .
Вторая ступень диссоциации Н2СО3:
II. НСО3─ <══> Н+ + СО32─; KII Н2СО3 = EMBED Equation.3 .
Первая ступень диссоциации гидроксида железа (II) ─ Fe(OH)2 :
I. Fe(OH)2 <══> FeOH+ + ОН─; КI Fe(OH)2 = EMBED Equation.3 .
Вторая ступень диссоциации Fe(OH)2 :
II. FeOH+ <══> Fe2++ ОН─ ; KII Fe(OH)2 = EMBED Equation.3 .
(Катион -1) (Анион – 1) + (Катион – 2) (Анион – 2) →
(Катион -1) (Анион – 2) + (Катион – 2) (Анион – 1)
п р о д у к т ы р е а к ц и и
осадок газ слабый электролит
Химическое взаимодействие в растворе электролита возможно в том случае, если ионы одного электролита с ионами другого образуют малорастворимые или малодиссоциирующие вещества (осадки или слабые электролиты) и газы.
CaCl2 NaNO3 CaCl2 Na2SO4
Ca2+
Cl¯
Na+
NO3¯
Na+
Cl¯
CaSO4
Реакция не идёт Реакция идёт
NH4Cl KOH Na2CO3 HCl
Образование Образование
слабого электролита слабого электролита и газа
K+ Cl¯
NH4OH
Na+ Cl¯
H2O + CO2↑
Правило. Условием протекания практически необратимых реакций двойного обмена является образование осадка, слабого электролита и газа.
в нейтральной среде рН=7,
в кислой ─ рН<7,
в щелочной ─ рН>7.
сн+ 10–1 10–2 10–3 10–4 10–5 10–6 10–7 10–8 10–9 10–10 10–11 10–12 10–13 10–14
рН 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
рН
0 рН<7 7 рН>7 14
кислая нейтральная щелочная
c к.ф.
рН = рК Jnd – lg —––,
с о.ф.
где рК Jnd – (– lg К диссоциации) индикатора;
с к.ф. – концентрация кислотной формы;
с о.ф. – концентрация основной формы.
Индикатор Окраска индикаторов в средах:
кислой нейтральной щелочной
Лакмус
Метилоранж
Фенолфталеин
Универсальный
Таким образом, гидролиз солей относится к обратимым реакциям и протекает тем полнее, чем более слабым электролитом будет кислота или основание, образовавшие соль. Причиной гидролиза, то есть веществом, смещающим равновесие гидролиза в сторону образования продуктов реакции, являются слабые кислоты и основания.
Гидролизом называется обменное взаимодействие ионов соли с водой, которое сопровождается образованием слабого электролита и изменением рН среды.
Гидролиз →
Соль + Вода <═══════════════> Основание + Кислота.
← реакция нейтрализации