Ионное произведение воды. рН растворов.

Гидролиз солей.

Теоретическая часть

Вода является очень слабым электролитом. Диссоциация молекул воды протекает незначительно с образованием ионов водорода и гидроксид-ионов:

H₂O D H⁺ + OH^-

Константа диссоциации воды имеет вид:

K = [H⁺][OH^-]/[H₂O]

Необходимо отметить, что в растворе ионы водорода не существуют в свободном виде, а образуются ионы гидроксония Н₃О⁺.

Равновесная концентрация недиссоциированных молекул воды практически равна общей концентрации воды, поэтому

                [H⁺][OH^-]=K[H₂O]=K_w

Ионное произведение воды (K_w) представляет собой постоянную величину, при температуре 25°С концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов одинаковые и равны 10^-7 моль/л. Следовательно, при этой температуре K_w = 10^-14.

Диссоциация молекул воды – процесс эндотермический. При увеличении температуры она увеличивается, значение K_w возрастает.

Если при 25°С [H⁺] = [OH^-] = 10^-7 моль/л, растворы называют нейтральными. В кислых растворах [H⁺] > [OH^-], а в щелочных [H⁺] < [OH^-].

Отрицательные десятичные логарифмы концентраций ионов H⁺ и OH^- называются соответственно водородным и гидроксильным показателями:

pH = - lg[H⁺]; p О H = - lg[ О H^-]

pH + p О H = K_w = 14.

При температуре 25°С pH = 7 в нейтральных растворах, в кислых 0 ≤ pH < 7, в щелочных 7 < pH ≤ 14.

При растворении в воде соли, состоящей из аниона слабой кислоты или катиона слабого основания, протекает процесс гидролиза – обменного взаимодействия соли с водой, в результате которого образуется слабая кислота или слабое основание.

В результате гидролиза соли слабой кислоты и сильного основания, образуются гидроксид-ионы, среда щелочная (7 < pH ≤ 14):

CH₃COOK + H₂O D CH₃COOH + KOH,

CH₃COO^- + H₂O D CH₃COOH + OH^-.

 Кратое ионное уравнение характеризует гидролиз соли:

К_г = [ CH ₃ COOH ][ OH ^- ]/[ CH ₃ COO ^- ] = K_w / K _кисл, К_г – константа гидролиза.

При гидролизе соли сильной кислоты и слабого основания, возрастает концентрация ионов водорода, среда кислая (0 ≤ pH < 7):

AlCl₃ + H₂O D AlOHCl₂ + HCl,

Al³⁺ + H₂O D AlOH²⁺ + H⁺.

К_г = [AlOH²⁺][ H⁺]/[ Al³⁺] = K_w/K _осн

При взаимодействии с водой соли слабой кислоты и слабого основания, образуются как гидроксид-ионы, так и ионы водорода. В этом случае среда раствора зависит от силы кислоты и основания, образующих соль. Если К_кисл ≈ К_осн, то pH ≈ 7; К_кисл > К_осн, среда будет слабокислой; К_кисл < К_осн, среда будет слабощелочной:

CH₃COONH₄ + H₂O D CH₃COOH + NH₄OH,

так как константы диссоциации уксусной кислоты и аммиака практически равны K(CH₃COOH) = 1,74∙10^-5, а K(NH₃∙H₂O) = 1,76∙10^-5, pH ≈ 7.

Соли сильного основания и сильной кислоты гидролизу не подвергаются.

Степень гидролиза (h) – количество электролита, подвергшегося гидролизу:

К_г = h ² ∙ C _м ,        h = √( K _г / C _м ).

Степень гидролиза соли тем больше, чем меньше ее концентрация. Следовательно, при разбавлении раствора соли, степень гидролиза возрастает.

Экспериментальная часть

Опыт 1. Определение реакции среды при гидролизе солей

В отдельных пробирках растворить в 1-2 мл дистиллированной воды несколько кристаллов следующих солей: карбоната натрия, фосфата натрия, хлорида натрия, сульфата алюминия, хлорида железа(III), карбоната аммония. На предметное стекло положить кусочки универсальной индикаторной бумаги. С помощью чистой стеклянной палочки смочить индикаторную бумагу раствором каждой из солей. По цвету индикаторной бумаги определить рН раствора, предварительно определив рН дистиллированной воды. Результаты эксперимента записать в таблице. Написать уравнения I стадии реакций гидролиза солей в молекулярном и ионном виде.

 

№	Соль	рН раствора	Реакция среды
1	H2O
2	Na2CO3
3	Na3PO4
4	NaCl
5	Al2(SO4)3
6	FeCl3
7	(NH4)2CO3

 

Опыт 2. Влияние температуры на гидролиз

Реакция гидролиза - это эндотермический процесс, поэтому в соответствии с принципом Ле Шателье повышение температуры раствора соли увеличивает степень гидролиза. Для определения рН раствора ацетата натрия готовят ее раствор и прибавляют к нему индикатор (фенолфталеин). По изменению интенсивности окраски индикатора при нагревании или охлаждении раствора судят об увеличении или уменьшении концентрации ионов ОН^- и, следовательно, об изменении степени гидролиза.

Порядок выполнения опыта.

Налить в пробирку 1-2 мл раствора ацетата натрия и прилить к нему 1-2 капли фенолфталеина. Нагреть раствор на водяной бане. Как меняется интенсивность окраски раствора фенолфталеина? Написать уравнения гидролиза ацетата натрия в молекулярной и ионной формах. Записать наблюдения и объяснить изменение окраски фенолфталеина при нагревании.

 

---

Дата добавления: 2018-11-24; просмотров: 810; Мы поможем в написании вашей работы!

Поделиться с друзьями:

---

---

Мы поможем в написании ваших работ!