Водородный показатель. Характер среды

Диссоциация воды протекает по типу очень слабого электролита:

НОН «Н⁺ + ОН^-

К_д (Н₂О) при 25⁰С = 1,8×10‾⁷¹⁶; [Н₂О] в 1л = 55,56 моль/л;

1,8×10‾¹⁶×55,56 = 1×10‾¹⁴. Тогда [Н⁺][ОН‾] = const = 10‾¹⁴ = К_в.

Ионное произведение воды: в чистой воде, а также в любом водном растворе произведение концентрации ионов воды при неизменной температуре является постоянной величиной, которую обозначают К_в или Кн₂о.

В чистой воде [Н⁺]=[ОН‾] = Ö10‾¹⁴ = 10‾⁷моль/л.

 

Водородный показатель среды (рН) – отрицательный десятичный логарифм концентрации водородных ионов.

рН = - lg с(Н⁺ ); где с(Н⁺) – молярная концентрация ионов водорода (Н⁺).

 

Среда водного раствора	с (Н+), моль/л	с (ОН‾), моль/л	рН
Нейтральная	10‾7	10‾7
Кислая	больше 10‾7	Меньше 10‾7	меньше 7
Щелочная	меньше 10‾7	Больше 10‾7	больше 7

 

· рН раствора любой кислоты < 7 (среда кислая). Причем, чем сильнее кислота, тем рН меньше (при одинаковой общей молярной концентрации кислот);

· рН раствора любого основания > 7 (среда щелочная). При одинаковых общих молярных концентрациях оснований наиболее щелочная среда (больше рН в растворе сильного основания).

Гидролиз солей

Гидролиз солей – результат поляризационного взаимодействия ионов соли с их гидратной оболочкой (водой), приводящее к образованию слабого электролита и изменению характера среды водного раствора.

Соль тем сильнее гидролизуется, чем слабее кислота или основание, из которых образована соль.

(1) 1ст. Кⁿ⁺ + H OH → КОН^(n-1)+ + Н⁺; среда кислая

 

(2) 1ст. А^n- + Н ОН → НА^(n-1)- + ОН^-; среда щелочная

(3)

Кⁿ⁺ + А^n- + НОН → К(ОН)_n + Н_nА;

 

Случаи (1), (2), (3) – гидролиз по катиону (соль образована слабым основанием); гидролиз по аниону (соль образована слабой кислотой); гидролиз по катиону и аниону (соль образована слабым основанием и слабой кислотой).

BeCI₂ ® Be²⁺ + 2CI‾

1ст. BeCI₂ + HOH «BeOHCI + HCI; Be²⁺ + H OH «BeOH⁺ (м.д.с.) + Н⁺

Na₂CO₃® 2Na⁺ + CO₃²‾

1ст. Na₂CO₃ + HOH «NaHCO₃ + NaOH; CO₃²‾ + H OH «HCO₃‾ + ОН‾

Если ПВ (ион соли – вода) не может привести к образованию слабого электролита, то говорят, что по такому иону гидролиз не протекает. К ним относятся катионы щелочей и анионы сильных кислот.

ПВ (ион соли – вода) возрастает если:

· ­ по модулю заряд иона: Mg²⁺ ® AI³⁺; SO₃²‾ ® PO₄³‾…

Для солей, гидролизующихся ступенчато, гидролиз ограничи­вается предпоследней ступенью, при этом глубина с каждой сту­пенью уменьшается: h_r^!>h_r²и К_г' > К,².

Например: h_r(А1С1₃) >h_r(А10НС1₂) >h_r(А1(ОН)₂С1).

Отсутствие осадка А1(ОН)₃ в растворе соли А1С1₃ указывает на ограничение гидролиза второй стадией, т.к. соль полностью не разлагается водой.

 

· ¯ радиус иона при одинаковых зарядах: Mg²⁺ ® Be²⁺; Se²‾ ® S²‾…

· ­ деформируемость электронной оболочки иона: Ca²⁺® Fe²⁺; SO₄²‾ ® SO₃²‾

 

Факторы, влияющие на глубину гидролиза

Гидролиз солей - процесс в основном, обратимый (равновес­ный), поэтому усиление (h_pT, К_ГТ) или ослабление (h_ri, К_г-1) про­цесса гидролиза определяются принципом смещения химическо­го равновесия - принципом JleШателье.

Следует отметить, что чём глубже идет гидролиз соли по ка­тиону, тем выше кислотность (рН4), и наоборот, чем глубже идет гидролиз по аниону, тем выше щелочность (рНТ) водного раство­ра соли.

Факторы, влияющие на глубину гидролиза

природа соли - катионы щелочных и щелочно-земельных ме­таллов (Na⁺, К⁺, Rb⁺, Са²⁺, Sr²⁺, Ва²⁺ и т.д.) и анионы сильных кис­лот (СГ, Вг“, Г, С10₄", SO^, N0₃“) гидролизу не подвергаются, т.к. с ионами воды не образуют мдс;

температура среды - гидролиз является эндотермическим про­цессом, следовательно, в соответствии с принципом JleШателье, нагревание раствора усиливает гидролиз;

концентрация раствора - разбавление раствора, усиливает гидролиз;

поляризующее действие ионов - усиление ион-дипольного взаимодействия (при увеличении заряда, деформации электрон­ной оболочки и уменьшении радиуса иона) способствует распаду гидратной оболочки ионов, тем самым усиливает гидролиз.

Гидролиз можно усилить путем связывания одного из про­дуктов гидролиза (ионов Н⁺ или ОН") в молекулы воды (Н₂0) за счет введения:

кислоты, если при гидролизе образуются ионы ОН

щелочи, если при гидролизе образуются ионы Н⁺;

раствора соли, гидролизующейся по аниону, если исходная соль гидролизуется по катиону, и наоборот.

Например: гидролиз соли А1С1₃, гидролизующейся по катиону (среда кислая) усиливается при нагревании или разбавлении рас­твора, а также введении в раствор щелочи (образуется вода) или раствора соли, гидролизующейся по аниону (Na₂C0₃).

Учитывая, что при гидролизе образуется слабый электролит (мд.с.), то по константе диссоциации (К) образовавшегося мд.с. можно судить о глубине гидролиза: чем Ф К (чем слабее электро­лит), тем глубже гидролиз (h_r, К_г).

Например:

h_r (FeCl₃) >h_r (FeCl₂), т.к. К_д(Fe(OH)₃) < К_д(Fe(OH)₂)

 

Полный и неполный гидролиз

Гидролиз, сопровождающийся полным разложением вещес­тва под действием воды, называется полным и является необ­ратимым процессом. В случае неполного разложения вещества наблюдается неполный гидролиз, он протекает обратимо.

Случаи неполного гидролиза

соль гидролизуется по катиону, заряд которого меньше 4:

Be²⁺С1₂^1_ + Н⁺ОН^-BeOHCl+ НС1

соль гидролизуется только по аниону:

Na₂⁺С0₃ ** + Н⁺ОН“ <н>NaHC0₃+ NaOH

Случаи полного гидролиза:

соль гидролизуется по катиону, заряд которого равен или больше:

Ti⁴⁺С1₄+ 4Н⁺ОН" ->Ti(OH)₄i+ 4НС1Т

соль гидролизуется по катиону и аниону одновременно:

(NH₄)₂⁺S^ + 2Н⁺ОНГ ->2NH₄OH + H₂ST

бинарные соединения двух неметаллов или активного металла и неметалла (нитриды, карбиды, силициды, гидриды, пероксиды, фосфиды, арсениды металлов I-А, II-Aподгрупп, кроме берил­лия):

B³⁺ci₃^1_+ зн⁺он" -* н₃во₃4 + 3hciT

Na¹⁺Н + Н⁺.ОН" NaOH+ Н₂Т

В случае полного разложения солей водой (h_r—► 100%) по­лучить их водные растворы лрактически невозможно. Такие соли (сульфиды, карбонаты, силикаты железа, алюминия, хрома) су­ществуют только в сухом виде и в таблице растворимости напро­тив них ставят прочерк. В этом случае, продуктами гидролиза яв­ляются малорастворимые и летучие соединения:

A1₂S₃+ 6Н₂0 2А1(ОН)₃! +3H₂St

Следует отметить, что при смешивании водных растворов двух солей, одна из которых гидролизуется по катиону, а другая по аниону, между ними протекает не реакция обмена,а наблюда­ется реакция взаимного усиления гидролизаобеих солей.

Например, между водными растворами солей ВаС1₂ и Na₂C0₃протекает реакция обмена, так как соль ВаС1₂ гидролизу не под­вергается, а соль Na₂C0₃гидролизуется по аниону:

, ВаГ^ + Na₂C0₃^ ВаС0₃4 + 2NaClВ случае смешивания водных растворов солей CrCl₃nNa₂C0₃протекает реакция взаимного усиления гидролиза, так как соль

CrCLгидролизуется по катиону, а соль Na₂C0₃гидролизуется по аниону. Образующиеся в результате гидролиза ионы Н⁺ от соли СгС1₃ и ионы ОН" от соли Na₂C0₃связываются между собой в воду (Н₂0), раствор при этом разбавляется, и соответственно уси­ливает гидролиз обеих солей:

2СгС1₃ + 3Na₂C0₃+ ЗНОН -► 2Cr(OH )₃1 + ЗСО/Г + 6NaCl

Следует отметить, что гидролитические процессы прини­мают активное участие в поддержании в организме кислотно­щелочного равновесия (КЩР) необходимого для нормального течения процессов обмена веществ. При нормальном состоянии здоровья в составе крови преобладает слабощелочная среда, pH 7,45. Крайне кислое рН=7,32 или крайне щелочное рН=7,56 со­стояние крови вызывает различные заболевания. Поскольку ми­неральный состав пищи богат как катионами (кальций, магний, калий, натрий), имеющих щелочную ориентацию, так и аниона­ми (фосфаты, сульфаты, хлориды), имеющих кислую среду очень важно правильное питание

 

ВОПРОС

Основные понятия об ОВР

Окислительно востоновительными называют реакции, в которых происходит изменение степени окисления элементов, образующих молекулы реагирующих веществ.

Изменение степени окисления атома может произойти только в результате присоединения или отдачи электронов, поэтому ОВР можно определить как реакции в которых происходит переход электронов от одних атомов к другим.

Частицы отдающие электроны, называются востановителями, а сам процесс отдачи электронов называется процессом окисления.

При окислении степень окисления элемента повышается.

Например:

Zn⁰-2e->zn²⁺

2Br^—-2e->

Частицы присоединяющие электрон называют окислителями, а сам процесс востановлением.

При окислении степень окисления понижается

Например:

Cu²⁺+2e->Cu⁰

В процессе овр востановитель окисляется, а окислитель востанавливается.

В реакции ОВР окисление и востановление происходит одновременно.

К ОВР относятся реакции замещения, некоторые реакции присоединения и разложения. Реакции обмена не являются ОВР.

Например:

Ba+h₂so₄-> baso₄+h₂

Na₂o+h₂o=2naoh

2nh₃=n₂+h₂

ОПРЕДЕЛЕНИЕ РОЛИ ВЕЩЕСТВА В ОВР

В качестве окислителя и востановителя могут выступать простые и сложные вещества. Металлы в свободном состоянии могут быть только востановителями, а не металлы кроме фтора, проявляют как окислительные так и востановительные свойства.

По значеню степени окисления атома элемента в сложном соединении можно определить в целом роль вещества в ОВР:

При минимальной степени окисления элемента, вещества проявляют только востановительные свойства.

При максимальной степени окисления, окислительными свойствами

При промежуточной степени окисления, востановительными, окислительными и двойственными свойствами.

Например: вещества окислители: KMn⁷⁺o, HN⁵⁺o₃

Вещества востановители: N^3-H₃

ОКС ВОСТ ДВОЙСТВ: Mn⁴⁺0₂

11.2. Влияние различных факторов на ход ОВР

На ход ОВР влияют:

· Среда, в которой протекает ОВР

MnO₄^- восстанавливается в кислой среде до Mn²⁺ (а), в нейтральной среде до MnO₂(б), а в щелочной среде до MnO₄^2- (в) :

 

(а) 5NaNO₂ + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ ® 5NaNO₃ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 3H₂O

(б) NaNO₂ + 2KMnO₄ + 2KOH ® NaNO₃ + 2K₂MnO₄ + H₂O

(в) 3NaNO₂ + 2KMnO₄ + H₂O ® 3NaNO₃ + 2MnO₂¯ + 2KOH

· Концентрация реагентов

* H₂SO₄ (разб.) + Fe ® FeSO₄ + H₂­; H₂SO₄ (конц.) + Fe ¹(холод);

6H₂SO₄ (конц.) + 2Fe ® Fe₂(SO₄)₃ + 3SO₂­ + H₂O (T­)

* Zn + Н₂SO₄ (разб.) ® ZnSO₄ + Н₂­

4Zn + 5Н₂SO₄ (конц, с₂) ® 4ZnSO₄ + Н₂S­ + 4Н₂О

3Zn + 4Н₂SO₄ (конц, с₁) ® 3ZnSO₄ + S­ + 4Н₂О; с₁< с₂

· Температура

· Cl₂ + 2NaOH ® NaClO + NaCl + H₂O (охлаждение, Т↓);

3Cl₂ + 6NaOH ® NaClO₃ + 5NaCl + 3H₂O (нагревание, T­)

· Природа и участие катализатора

 

NaI Na₂S₄O₆ + H₂O

* Na₂S₂O₃ + H₂O₂ Na - тетратионаты

Na - тиосульфаты

H₂MoO₄ NaHSO₄ + H₂O

Na – гидросульфаты

 

* 2КClO₃ ® 2KCl + 3 O₂­ (с участием Кt – MnO₂)

4КClO₃ ® KCl + 3KClO₄ (без Кt)

11.3. Типы ОВР

ОВР подразделяются на:

· Межмолекулярные ОВР – это ОВР, в которых электроны переходят от одного вещества к молекулам другого вещества. Атомы восстановители и атомы окислители входят в состав различных исходных веществ.

Например :Mn⁴⁺ O₂ + 4H Cl ^- ® Mn²⁺ Cl₂ + Cl₂ ⁰ ­ + 2H₂O

· Внутримолекулярные ОВР - это ОВР, в которых электроны переходят от атомов восстановителей к атомам окислителей внутри молекул одного и того же вещества. Атомы восстановители и атомы окислители входят в состав молекул одного и того же исходного вещества и являются атомами различных элементов или одного элемента, но с различной степенью окисления.

Например: 2K Cl⁵⁺O^2- ₃ ® 2K Cl ^- + 3 O⁰ ₂

· ОВР диспропорционирования (самоокисления-самовосстаноления) - это ОВР, в которых одна часть молекул выступает в роли восстановителя, а другая – в роли окислителя. Атомы восстановители и атомы окислители входят в состав молекул одного и того же исходного вещества, являются атомами одного и того же элемента и имеют одинаковую степень окисления.

Например: 4 K₂ S^{4 +}O₃ ® K₂ S ^2- + 3 K₂ S ⁶⁺O₄

· ОВР конпропорционирования - эти реакции противоположные реакциям диспропорционирования. Атомы восстановители и атомы окислители входят в состав различных исходных веществ, но являются атомами одного и того же элемента с различной степенью окисления, в результате реакции образуются молекулы одного и того же продукта.

Например: S ⁴⁺O₂ + 2 H₂ S ^2- ® 3 S ⁰ + 2 H₂O

 

ВОПРОС 17

---

Дата добавления: 2016-01-03; просмотров: 94; Мы поможем в написании вашей работы!

Поделиться с друзьями:

---

---

Мы поможем в написании ваших работ!