Конспект лекций Навои-07. Гоу впо Уральский государственный технический университет упи С. Д. Ващенко, О. А. Антропова

• Название: Гоу впо Уральский государственный технический университет упи С. Д. Ващенко, О. А. Антропова
• Анкор: Конспект лекций Навои-07.doc
• Дата: 04.07.2018
• Размер: 490.5 Kb.
• Имя файла: Конспект лекций Навои-07.doc
• Тип: Документы; #21030
• страница: 8 из 10

5.4. Диссоциация воды. Водородный показатель

Вода является слабым электролитом. Уравнение диссоциации воды упрощенно записывают следующим образом: H₂O  H⁺ + OH^. Константа диссоциации воды:

.

• 
  Произведение называют ионным произведением воды и обозначают :
  

.

Ионное произведение воды при постоянной температуре постоянно не только для воды, но и для водных растворов. Зная концентрацию ионов H⁺, можно рассчитать концентрацию OH^, и наоборот. Понятия кислая, нейтральная и щелочная среда можно оценить количественно по концентрации ионов H⁺ или OH^. Более удобно для характеристики среды пользоваться водородным показателем:

.

Среда	рН	[H+], моль/л	[OH—], моль/л
Нейтральная	= 7	10 —7	10—7
Кислая	< 7	>10—7	<10—7
Щелочная	> 7	<10—7	>10—7

5.5. Гидролиз солей

• 
  Гидролизом солей называют процесс взаимодействия ионов соли с водой, приводящий к смещению ионного равновесия воды и, как правило, изменению рН среды.
  

Гидролиз солей происходит в тех случаях, когда ионы, образующиеся в результате диссоциации соли, способны образовать с ионами воды малодиссоциирующие частицы. Гидролиз чаще всего является обратимым процессом, так как продукты реакции взаимодействуют между собой с образованием исходных веществ.

Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, например NaCl, KNO₃, CaCl₂ и др., гидролизу не подвергаются, их растворы нейтральны.

• 
  Гидролизу подвергаются соли, образованные:
  

 слабыми кислотами и сильными основаниями (Na₃PO₄, K₂SO₃, Na₂S и др.);

 слабыми основаниями и сильными кислотами (NH₄Cl, AlCl₃, ZnSO₄ и др.);

 слабыми кислотами и слабыми основаниями (NH₄CH₃COO, NH₄CN и др.).

• Гидролиз солей слабых кислот и сильных оснований.

Гидролиз NaNO₂.

Диссоциация соли: NaNO₂ = Na⁺ + NO₂^—

краткое ионное уравнение:

NO₂^— + HOH  HNO₂ + OH^— (среда щелочная, рН>7);

молекулярное уравнение:

NaNO₂ + H₂O  HNO₂ + NaOH.

Гидролиз K₂CO₃ (гидролиз солей многоосновных кислот преимущественно происходит по первой ступени).

Диссоциация соли: K₂CO₃ = 2K⁺ + CO₃^{2 —}

краткое ионное уравнение:

CO₃^{2 —} + HOH  HCO₃^ + OH^— (среда щелочная, рН>7);

молекулярное уравнение:

K₂CO₃ + H₂O  KHCO₃ + KOH.

По второй ступени гидролиз практически не идет.

• Гидролиз солей слабых оснований и сильных кислот.

Гидролиз NH₄Cl.

Диссоциация соли: NH₄Cl = NH₄⁺ + Cl^

краткое ионное уравнение:

NH₄⁺ + HOH  NH₄OH + H⁺ (среда кислая, рН<7);

молекулярное уравнение:

NH₄Cl + H₂O  NH₄OH + HСl.

Гидролиз AlCl₃ (гидролиз солей многокислотных оснований преимущественно происходит по первой ступени):

AlCl₃ = Al³⁺ + 3Cl^—

Al³⁺ + HOH  AlOH²⁺ + H⁺ (среда кислая, рН<7);

молекулярное уравнение: AlCl₃ + H₂O  AlOHCl₂ + HСl.

По следующим ступеням гидролиз практически не идет.

• Гидролиз солей слабых оснований и слабых кислот.

В этом случае, если соль растворима, в реакции одновременно участвуют и катион, и анион соли, связывающие ионы OH^— и H⁺ из воды, равновесие сильно смещается вправо, гидролиз усиливается. Значение рН раствора зависит от относительной силы кислоты и основания, образующих соль.

Гидролиз CH₃COONH₄:

CH₃COONH₄ = NH₄⁺ + CH₃COO^—

NH₄⁺ + CH₃COO ^— + HOH  NH₄OH + CH₃COOH

CH₃COONH₄ + H₂O  NH₄OH + CH₃COOH

Константы диссоциации уксусной кислоты и гидроксида аммония равны: и , поэтому реакция раствора данной соли нейтральная.

Растворимые соли, образованные многоосновными слабыми кислотами и многокислотными слабыми основаниями гидролизованы в растворе практически полностью с образованием кислоты и основания:

Сr₂S₃ + 6H₂O = 2Cr(OH)₃ + 3H₂S.

Такие соли в водных растворах существовать не могут. В таблице растворимости им соответствует прочерк.

• Совместный гидролиз солей.

Если в растворе одновременно присутствуют две соли, одна из которых содержит катион слабого основания (Al³⁺, Fe³⁺, Cr³⁺, NH₄⁺), а другая - анион слабой кислоты (СO₃^2—, SO₃^2—, S^2—, SiO₃^2—), то гидролиз необратим, идёт с образованием кислоты и основания. Пример реакции совместного гидролиза солей:

2AlCl₃ + 3Na₂CO₃ + 6H₂O = 2Al(OH)₃ + 3H₂CO₃ + 6NaCl

2Al³⁺ + 3CO₃^2— + 3H₂O = 2Al(OH)₃ + 3H₂CO₃.
6. ОКИСЛИТЕЛЬНО - ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ

6.1. Основные понятия

Окислительно-восстановительными (ОВР) называют реакции, проходящие с изменением степени окисления элементов за счет перехода электронов от одних частиц к другим.

Степень окисления атома – его условный заряд, который вычисляют, исходя из предположения, что молекулы состоят только из ионов. Степень окисления атомов элементов в простых веществах равна нулю, кислорода в большинстве соединений - (–2) , водорода и щелочных металлов - (+1). Высшая степень окисления элемента, как правило, равна номеру группы, в которой расположен элемент в Периодической системе Д.И.Менделеева. Низшая степень окисления для атомов металлов равна нулю, для атомов неметаллов – суммарному заряду электронов, необходимых для достройки последнего энергетического подуровня. В формулах степень окисления при необходимости показывают арабской цифрой над символом элемента, например .

Пример. Определить степень окисления марганца в соединениях: MnO₂, K₂MnO₄ , KMnO₄ .

Решение. Составляем простейшие алгебраические уравнения, обозначив

степень окисления марганца за .

Формула соединения	Алгебраическое уравнение	Степень окисления
MnO2
K2MnO4
KMnO4