Растворы электролитов. Сильные и слабые электролиты. Константа и степень диссоциации. Гидролиз солей. Буферные растворы. Произведение растворимости.

Вода. Автоионизация воды.

Константа автоионизации:

К_дисс » 10^-16

С(Н2О) » 55 моль/л

Для чистой воды

Чем выше концентрация Н⁺, тем меньше концентрация ОН^-. Концентрация молекул Н₂О больше, чем концентрация Н⁺ в 55×10⁷ раз.

В нейтральном растворе         рН = 7;

в кислом растворе                    рН < 7;

в щелочном растворе     рН > 7.

Диссоциация – это самопроизвольный процесс распада веществ на ионы под действием полярных молекул воды.

Разница между сильными и слабыми электролитами.

Сильные электролиты – вещества, которые в растворе диссоциируют нацело (например, соли).

К₃РО₄ = 3К⁺ + РО₄^3-

Т.е. в растворе молекул К₃РО₄ нет.

Слабые электролиты – вещества, которые в растворе диссоциируют ступенчато.

Н₃РО₄ = Н⁺ + Н₂РО₄^-

Н₂РО₄^- = Н⁺ + НРО₄^2-

НРО₄^2- = Н⁺ + РО₄^3-

Равновесия, существующие в растворах слабых электролитов, выражаются константами равновесия, которые называются константами диссоциации.

Константы диссоциации имеются в таблицах. Для солей констант диссоциации не существует, так как реакция диссоциации в случае солей необратимая.

Равновесия подчиняются закону Ле-Шателье и зависят:

1)     от природы веществ;

2)     от концентрации;

3)     температуры.

Расчет рН в растворах сильных и слабых электролитов

Сильные электролиты.

Найти рH 0,1 M раствора HCl.

HCl = H⁺+Cl^-                          

              

                 

Расчет справедлив для разбавленных растворов (с небольшой концентрацией).

Слабые электролиты.

Найти рН 0,1 М раствора уксусной кислоты (СН₃СООН).

СН₃СООН = СН₃СОО^- + Н⁺

рН = 2,88.

Найти рН 10^-2 М раствора аммиака.

Гидролиз солей.

Гидролиз – это взаимодействие солей с водой с образованием определенной реакции среды вследствие образования слабого электролита.

1.      Соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой. Это соли типа: NH₄Cl, CuSO₄, ZnCl₂.

NH₄Cl = NH₄⁺ + Cl^-

H₂O = H⁺ + OH^-

NH₄⁺ + H₂O = NH₃·H2O + H⁺

Найти рН 0,1 М раствора хлорида аммония NH₄Cl.

рН = 5,12

2.      Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой.

Найти рН 0,1 М раствора карбоната натрия Na₂CO₃.

СО₃2- + Н₂О = НСО₃- + ОН-

К_II – вторая ступень диссоциации кислоты.

 

                       

рН = 11,6

3.      Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой. Это соли типа: (NH₄)₃PO₄, Al₂S₃, (NH₄)₂CO₃.

Здесь возможны два принципиально разных случая:

а) случай полного необратимого гидролиза, т.е. данная соль в растворе не существует:

Al₂S₃ + H₂O = Al(OH)₃¯ + H₂S

б) соль гидролизуется не полностью, а по первой ступени:

NH₄⁺ + PO₄^3- = NH₃×H₂O + HPO₄^2-

4. Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой.

Гидролизу не подвергаются, так как нет возможности образования недиссоциированных молекул. Следовательно в таких растворах рН = 7.

Факторы, влияющие на равновесие.

1)     природа реагирующих веществ;

2)     температура;

3)     концентрация;

4)     реакция среды.

Буферные растворы.

Буферные растворы – растворы, рН которых меняется незначительно при добавлении небольших количеств щелочи или кислоты. Обычно это смеси слабого электролита с его солью.

Рассмотрим, например, «ацетатный буфер» - смесь ацетата натрия СН₃СООNа с уксусной кислотой СН₃СООН.

СН₃СООNа – диссоциирует полностью, С = 0,1 моль/дм³ (С_соли);

СН₃СООН – диссоциирует неполностью, С = 0,1 моль/дм³ (С_к-ты).

СН₃СООН = СН₃СОО^- + Н⁺

рН = 4,76

Рассчитаем, насколько изменится рН раствора при добавлении небольших количеств щелочи (С_NaОН = 0,01 моль/дм³).

СН₃СООН + NаОН = СН₃СООNа + Н₂О

(С_к-ты)_исх. = 0,1М

(С_к-ты)_равн. = (С_к-ты)_исх. – 0,01 = 0,09М

С_соли = (С_соли)_исх. + 0,01 = 0,11М

рН = 4,85

Гидрокарбонатная буферная система живого организма.

(СО₂)_воздух = (СО_2р-р)_кровь

(СО₂)_р-р + Н₂О = Н₂СО_3(р-р)

Н₂СО_3(р-р) = Н⁺ + НСО₃^- _(р-р)

Используя таблицы можно подобрать буферную смесь со строго определенным, фиксированным значением рН. Буферные смеси используются также для проверки рН - метров.

Гетерогенное равновесие «осадок – раствор».

Над осадком в растворе устанавливается гетерогенное равновесие.

BaSO₄(осадок) = Ba²⁺ + SO₄^2-

       (над осадком)

так как , то

ПР – произведение растворимости.

В большинстве случаев можно использовать вместо активности концентрацию.

Произведение растворимости – это константа, зависящая от:

1)     природы веществ;

2)     температуры.

Для всех веществ значения ПР имеются в таблицах, что позволяет использовать эти константы в расчетах.

Условия образования и растворения осадков.

Осадок образуется в том случае, если произведение концентраций ионов в растворе больше произведения растворимости этих ионов.

Найти растворимость AgCl в воде.

AgCl = Ag⁺ + Cl^-

ПР_АgCl = 1,73×10^-10

Растворимость – это равновесная концентрация вещества над осадком. Растворимость обозначают S или L (моль/дм³).

            

L = 1,32×10^-5 (моль/дм³)

Найти растворимость AgCl в 1 М растворе хлорида натрия.

Будет ли осадок гидроксида железа (II) растворяться в 0,01М растворе уксусной кислоты?

Fe(OH)₂ = Fe²⁺ + 2ОН^-

СН₃СООН = СН₃СОО^- + Н⁺

1,4 × 10^-5 > 2,4 × 10^-11

Ионы ОН^- будут уходить из осадка в воду, следовательно, осадок будет растворяться.