Студопедия


Авиадвигателестроения Административное право Административное право Беларусии Алгебра Архитектура Безопасность жизнедеятельности Введение в профессию «психолог» Введение в экономику культуры Высшая математика Геология Геоморфология Гидрология и гидрометрии Гидросистемы и гидромашины История Украины Культурология Культурология Логика Маркетинг Машиностроение Медицинская психология Менеджмент Металлы и сварка Методы и средства измерений электрических величин Мировая экономика Начертательная геометрия Основы экономической теории Охрана труда Пожарная тактика Процессы и структуры мышления Профессиональная психология Психология Психология менеджмента Современные фундаментальные и прикладные исследования в приборостроении Социальная психология Социально-философская проблематика Социология Статистика Теоретические основы информатики Теория автоматического регулирования Теория вероятности Транспортное право Туроператор Уголовное право Уголовный процесс Управление современным производством Физика Физические явления Философия Холодильные установки Экология Экономика История экономики Основы экономики Экономика предприятия Экономическая история Экономическая теория Экономический анализ Развитие экономики ЕС Чрезвычайные ситуации ВКонтакте Одноклассники Мой Мир Фейсбук LiveJournal Instagram

Водородный показатель




Водные растворы различных соединений могут давать кислую, щелочную или нейтральную реакцию. Реакция среды зависит от соотношения концентраций ионов гидроксония и гидроксид–ионов в растворе.

Если концентрации этих ионов равны между собой, то есть [Н3О+] = [ОН-], то реакция среды нейтральная. Следовательно, вода принадлежит к типичным амфотерным соединениям, совмещающим кислотные и основные свойства, выраженные в одинаковой степени.

Если концентрация ионов гидроксония больше концентрации гидроксид–ионов, то есть [Н3О+] > [ОН-], то реакция среды становится кислой. Кислотность тем выше, чем больше концентрация ионов гидроксония. Если наоборот, концентрация ионов гидроксония меньше концентрации гидроксид–ионов, то есть [Н3О+] < [ОН-], то реакция среды становится щелочной. Следовательно, по значению концентрации этих ионов можно количественно охарактеризовать реакцию среды.

Кислотность или основность раствора можно выразить, взяв вместо концентрации ионов водорода ее десятичный логарифм. Чтобы избавиться от отрицательной степени в значении концентрации ионов водорода, предложено пользоваться отрицательным значением логарифма величины [Н+], названным водородным показателем или рН:

рН = -lg[Н+];

В практике принимается Kw = 10-14 (22 °С), отсюда [Н+] = 10-7 г-ион/л и рН = 7.

Соотношения между реакцией среды, концентрациями ионов и значением водородного показателя получаются следующие:

Нейтральная среда [Н3О+] = [ОН-] = 10-7 г-ион/л, рН = 7.

Кислотная среда [Н3О+] > [ОН-] > 10-7 г-ион/л, рН < 7.

Щелочная среда [Н3О+] < [ОН-] < 10-7 г-ион/л, рН > 7.

Это можно представить в виде схемы:

Гидролизпроцесс взаимодействия ионов соли с водой, приводящий к образованию слабого электролита.

Если соль рассматривать как продукт взаимодействия кислоты с основанием, то в зависимости от их силы все соли можно разделить на четыре типа по приведенной схеме.

Таблица: 1

  Кислоты
Сильные Слабые
  Основания Сильные I: NaCl, KNO3; pH=7 гидролиз не идет II: Na2CO3, K2S; рH > 7
Слабые III: ZnCl2, Al(NO3)3; pН < 7 IV: CH3COONH4, Al2S3

Соли первого типа гидролизу не подвергаются, так как при их взаимодействии с водой слабые электролиты не могут быть получены. В системе Н2О ↔ Н+ + ОН- не нарушается равновесие. рН в растворах этих солей будет равно 7.

Рассмотрим гидролиз солей оставшихся трех типов. Соли, образованные многоосновными кислотами или многокислотными основаниями, гидролизируются ступенчато, переходя в первой фазе в кислотные или основные соли.




Гидролиз Na2CO3:

I ступень 2Na+ + CO32- + HOH <=> Na+ + HCO3- + Na+ + OH-

CO32- + HOH <=> HCO3- + OH-;

II ступень Na+ + HCO3- + HOH <=> H2CO3 + Na+ + OH-

HCO3- + HOH <=> H2CO3 + OH-.

При гидролизе Na2CO3 и других солей этого типа в растворе накапливаются ионы OH-, сообщающие ему щелочную реакцию с рН > 7. Более сильно выражена первая ступень гидролиза, чем вторая.

Гидролиз ZnCl2:

I ступень: Zn2+ + 2Cl- + HOH <=> ZnOH+ + Cl- + H+ + Cl-

Zn2+ + HOH <=> ZnOH+ + H+;

II ступень: ZnOH+ + HOH + Cl- <=> Zn(OH)2 + H+ + Cl-

ZnOH+ + HOH <=> Zn(OH)2 + H+.

При гидролизе ZnCl2 и других солей этого типа в растворе накапливаются ионы H+, сообщающие ему кислотную реакцию с рН < 7.

Гидролиз СН3СООNH4:

NH4 + CH3COO- + HOH <=> NH4OH + CH3COOH.

Соли этого типа подвергаются гидролизу относительно легко. Реакция и рН раствора определяется относительной силой образующихся оснований и кислот. В рассматриваемом случае константы электролитической диссоциации NH4OH и CH3COOH при 25 ºС соответственно равны 1,79·10-5 и 1,76·10-5, а поэтому реакция раствора практически нейтральна (рН = 7).

Процесс гидролиза солей количественно может быть охарактеризован с помощью двух величин: степени гидролиза h, константы гидролиза Кгидр.

Степенью гидролиза называется отношение количества молекул соли, подвергшихся гидролизу, к общему количеству молекул соли в растворе.

Очевидно, степень гидролиза h может изменяться в следующих пределах:

гидролиз полный

отсутствует гидролиз

0 £ h £ 1 в долях единицы



0 £ h £ 100 в %

Константа гидролиза определяет состояние химического равновесия в растворе гидролизированной соли.

Например, для равновесного состояния I ступени гидролиза Na2CO3 и ZnCl2 Кгидр выразится уравнениями:

.

В общем случае Кгидр изменяется в следующих пределах:

гидролиз полный

отсутствует гидролиз

0 £ Кгидр £ .

На состояние равновесия гидролиза сильно влияют различные факторы: главным образом концентрация воды в растворе и температура системы.

Как видно из общего уравнения гидролиза

соль + вода <=> основание + кислота

и уравнения константы гидролиза

увеличение концентрации воды (или изменение концентрации соли) в растворе в силу постоянства Кгидр смещает равновесие слева направо. Поэтому разбавленные растворы солей гидролизируются полнее и быстрее, чем концентрированные, и степень гидролиза возрастает с разбавлением раствора.

Изменение температуры также резко влияет на состояние гидролитического равновесия: при повышении температуры степень гидролиза увеличивается, что объясняется резким возрастанием ионного произведения воды.

Литература

1. Глинка Н.Л. Общая химия. – М.: Химия, 1978. – С. 228-260.

2. Шиманович И.Е., Павлович М.Л., Тикавый В.Ф., Малашко П.М. Общая химия в формулах определениях, схемах. – Мн.: Унiверсiтэцкае, 1996. – С. 121-136.

3. Воробьев В.К., Елисеев С.Ю., Врублевский А.В. Практические и самостоятельные работы по химии. – Мн.: УП «Донарит», 2005. – С. 52-65.

Тема 8. Бинарные жидкие системы

Рассматриваемые вопросы:

1. Характеристика жидкого состояния вещества.

2. Давление насыщенного пара бинарных систем.

3. Перегонка жидких смесей. Ректификация.





Дата добавления: 2014-02-24; просмотров: 1239; Опубликованный материал нарушает авторские права? | Защита персональных данных | ЗАКАЗАТЬ РАБОТУ


Не нашли то, что искали? Воспользуйтесь поиском:

Лучшие изречения: Увлечёшься девушкой-вырастут хвосты, займёшься учебой-вырастут рога 9457 - | 7497 - или читать все...

Читайте также:

  1. Абсолютный показатель дохода
  2. Азотистый баланс - общий показатель обмена белков
  3. Анализ производительности труда. Анализ использования фонда рабочего времени Показатель На одного рабочего Изменение t0 t1 На одного рабочего на всех
  4. Анализ эффективности использования персонала предприятия. Большое значение для оценки эффективности использования трудовых ресурсов на предприятии в условиях рыночной экономики имеет показатель рентабельности
  5. Атом водорода. Водородный атом является атомом химического элемента водорода
  6. ВВП (ВНП) как основной показатель производства и потребления
  7. Взаимоуважение – показатель дружбы и доверия
  8. Водородный показатель
  9. ГЛОССАРИЙ. № п/п Новое понятие Содержание Основные понятия Валовой внутренний продукт (ВВП) показатель
  10. ГРОМКОСТЬ ГОЛОСА КАК ПОКАЗАТЕЛЬ УРОВНЯ ЭНЕРГИИ В ОРГАНИЗМЕ
  11. Диссоциация воды. Водородный показатель


 

54.243.26.210 © studopedia.ru Не является автором материалов, которые размещены. Но предоставляет возможность бесплатного использования. Есть нарушение авторского права? Напишите нам | Обратная связь.


Генерация страницы за: 0.004 сек.