Лекция 4. Вода. Растворы. Электролитическая диссоциация

Лекция 4

• Автопротолиз воды.
• Понятие рН растворов.
• Индикаторы.
• Гидролиз солей. Типы гидролиза.

Вода типичный амфолит:

H 2 O  H + + OH -

Автопротолиз – реакции, в которых одна и та же молекула растворителя может вести себя как и кислота, и как основание.

Константа диссоциации воды равна:

K В = [H + ]·[OH - ] = 1·10 -14 при 25 ° С

Произведение равновесных концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов в воде и разбавленных водных растворах (при постоянной температуре) есть величина постоянная –

ионное произведение воды (K В ) .

• При увеличении температуры K В значительно возрастает:

t, ° С

0

K В ·10 - 14

0,1139

18

25

0,5702

1,0008

30

50

1,469

60

5,474

9,614

[OH - ], т.е. [ H + ] 1·10 -7 моль/л В щелочных растворах: [OH - ] [H + ], [H + ] " width="640"

K В = [H + ]·[OH - ] = 10 -14 при 25 ° С

[H + ] = [OH - ] = 10 -7 моль/л

• В кислых растворах :

[H + ] [OH - ], т.е. [ H + ] 1·10 -7 моль/л

• В щелочных растворах:

[OH - ] [H + ], [H + ]

• Для удобства вместо значений [H + ] используют водородный показатель pH .
• Водор o дный показатель есть отрицательный десятичный логарифм числового значения молярной концентрации ионов водорода :

pH = -lg[H + ]

• По аналогии используют гидроксильный показатель (pOH) :

pOH = -lg[OH - ]

Поскольку при 25 °С K В = [H + ]·[OH - ] = 1·10 -14 , то

pH + pOH = -lg K В

pH + pOH = -lg 1·10 -14 = 14

pH = 14 - pOH

7. " width="640"

Величина pH используется как мера кислотности, нейтральности или щёлочности водных растворов:

• в кислой среде pH
• в нейтральной среде pH = 7,
• в щелочной среде pH 7.

Расчет равновесной концентрации [Н + ] и [ОН - ]

1.Пример ,

концентрация ионов Н + в 0,001М р-ре НС l равна [Н + ] = 0,001 моль/л,

Концентрация ОН - в 0,01М растворе NаОН равна

[ОН - ] = 0,01 моль/л.

2. Если концентрация ионов водорода в растворе равна 10 -3 г-ион/л, реакция среды кислая, величину [ОН - ] в таком растворе можно рассчитать из уравнения ионного произведения воды:

[Н + ][ОН - ] = 10 -14 г-ион/л, следовательно,

[ОН - ] =10 -14 /[Н + ] = 10 -14 /10 -3 =10 -11 г-ион/л.

При этом рН=3, а рОН=11

Кислотно-основные индикаторы - слабые органические кислоты HInd или основания IndOH , подвергающиеся ионизации в водных растворах, причем нейтральная и ионизированная формы индикатора обладают различной окраской .

Уравнение диссоциации кислотных индикаторов:

Н Ind + Н 2 О ↔ Н 3 О + + Ind -

Донор

протона

Окраска 1 Окраска 2

Уравнение диссоциации основных индикаторов:

  Ind ОН + Н + ↔ Н 2 О + Ind +

Акцептор

протона

Окраска 1 Окраска 2

4,4 фиолетовый 5 бесцветный рН синий рН 8 бледно-малиновый 8,0 малиновый рН 9,8 " width="640"

Интервал индикатора - область значений рН, в которой становится видимым изменение окраски индиатора.

• Обычно стараются подобрать индикатор с узким интервалом перехода (не более двух единиц pH).

Индикатор

Цвет индикатора в различных растворах

Метиловый оранжевый

кислый р-р

Лакмус

красный

рН

нейтральный р-р

Фенолфталеин

щелочной р-р

оранжевый

3,1

красный

рН

желтый

рН 4,4

фиолетовый

5

бесцветный

рН

синий

рН 8

бледно-малиновый

8,0

малиновый

рН 9,8

Широко применяются смеси индикаторов, позволяющие определить значение рН растворов в большом диапазоне концентраций (1-10; 0-12). Растворами таких смесей - «универсальных индикаторов» обычно пропитывают полоски «индикаторной бумаги».

• Наиболее точным методом определения pH является потенциометрический , основанный на измерении зависимости потенциала электрода от концентрации ионов водорода в исследуемом растворе.

рН-метры

• называют растворы, обладающие свойством достаточно стойко сохранять постоянство концентрации ионов водорода как при добавлении кислот или щелочей, так и при разведении.

Буферный

раствор

Классификация буферных систем

Кислотные – состоят из слабой кислоты и соли этой кислоты, образованной сильным основанием.

Ацетатный буфер: СН 3 СООН СН 3 СОО Na

Гидрокарбонатный Н 2 СО 3

буфер: NaHCO 3

Основные – состоят из слабого основания и соли этого основания, образованной сильной кислотой.

Аммиачный буфер: NH 4 OH

NH 4 Cl

Солевые – состоят из гидрофосфата и дигидрофосфата Na или К.

Фосфатный буфер: NaH 2 PO 4

роль слабой к-ты Na 2 HPO 4

При растворении солей в воде происходит не только диссоциация на ионы и гидратация этих ионов, но и взаимодействие молекул воды с ионами, приводящее к разложению молекул воды на Н + и ОН – с присоединением одного из них к иону соли и освобождением другого ( гидролиз ).

Гидролиз солей – это взаимодействие солей с водой

В результате гидролиза соли в растворе появляется некоторое избыточное количество ионов Н⁺ или ОН⁻

• При этом изменяется рН раствора .

• Катион слабого основания

Al 3+ ; Fe 3+ ; Bi 3+ и др.

• Анион слабой кислоты

CO 3 2- ; SO 3 2– ; NO 2 – ; CN – ; S 2– и др.

• Катион сильного основания

Na + ; Ca 2+ ; K + и др.

• Анион сильной кислоты

Cl – ; SO 4 2– ; NO 3 – ; и др.

Проходит по катиону , при этом рН раствора уменьшится .

AlCl 3 + H 2 O → Al(OH)Cl 2 + HCl

Al 3+ + Н + ОН – → Al ( OH ) 2+ + H +

Cl - + H 2 O → не идет

среда кислая рН

Fe Cl 3 + H 2 O → Fe(OH)Cl 2 + HCl

Fe 3+ + Н + ОН – → Fe ( OH ) 2+ + H +

среда кислая рН

7 " width="640"

Проходит по аниону , при этом может образоваться слабая кислота или кислая соль. рН раствора увеличится .

NaSO 3 + H 2 O → Na HSO 3 + Na ОН

SO 3 2– + Н + ОН – → HSO 3 – + ОН –

среда щелочная рН 7

7 " width="640"

Na 2 CO 3 + H 2 O → Na HCO 3 + Na ОН

CO 3 2 - + Н + ОН – → HCO 3 – + ОН –

среда щелочная рН 7

Проходит полностью ; рН 7 :

Al 2 (SO 3 ) 3 + 6H 2 O  2Al(OH) 3  + 3H 2 SO 3

H 2 SO 3 → H 2 O + SO 2 ↑

Реакция в этом случае идет до конца, так как при гидролизе катиона образуется Н + :

Al 3+ + Н + ОН – → Al ( OH ) 2+ + H +

при гидролизе аниона  ОН – :

SO 3 2– + Н + ОН – → HSO 3 – + ОН –

далее происходит образование из них Н 2 О (с выделением энергии), что и смещает равновесие гидролиза вправо .

Na 2 SO 4 + H 2 O → не идет

Протекает:

• Гидролиз соли слабого основания и сильной кислоты
• Гидролиз соли слабой кислоты и сильного основания
• Гидролиз соли слабой кислоты и слабого основания

Не протекает:

• Гидролиз соли сильного основания и сильной кислоты

• Степень гидролиза  г (доля гидролизованных единиц)
• К онстант а гидролиза - К г .

• Степень гидролиза  г – показатель глубины протекания гидролиза
• На степень гидролиза влияют :

• природа соли концентрация раствора (чем меньше концентрация, тем сильнее гидролиз) температура (чем выше температура, тем сильнее гидролиз) рН среды
• природа соли
• концентрация раствора (чем меньше концентрация, тем сильнее гидролиз)
• температура (чем выше температура, тем сильнее гидролиз)
• рН среды