5.5. Равновесные процессы в растворах электролитов

5. 5. Равновесные процессы в растворах электролитов

 

Теория электролитической диссоциации позволила научно определить понятие кислоты и основания, объяснить процессы ступенчатой диссоциации, процесс гидролиза солей, создать теорию индикаторов и т. п.

 

5. 5. 1. Диссоциация кислот и оснований

 

Теория Аррениуса позволила сформулировать первую теорию кислот и оснований. Согласно ей, кислотой является соединение, диссоциирующее на катины водорода и кислотный остаток ( анион)

          НАn ⇄ Н⁺ + An^-.

Основание – это соединение, диссоциирующее на катионы металла и анионы гидроксида:

МeОН ⇄ Мe⁺ + ОН^- .

Диссоциация многоосновных кислот протекает ступенчато, т. е. на каждой ступени происходит отщепление одного иона водорода. Число стадий равно основности кислоты – числу атомов водорода в составе кислоты.

Так, диссоциация ортофосфорной кислоты будет протекать в три стадии: 1 стадия: Н_ЗРО₄ ⇄ H⁺  + Н₂РО₄^-,   К₁=7, 11∙ 10^-3 

2 стадия: H₂PО₄^- ⇄ Н⁺ + НРО₄^2-, К₂=6, 34∙ 10^-8

З стадия: НРО₄^2- ⇄ Н⁺+  РО₄^3-,   К₃=4, 40∙ 10^-13

Каждая из стадий характеризуется своей константой диссоциации. Каждая последующая константа примерно на 5 порядков меньше предыдущей, что свидетельствует о возрастании затрудненности процесса. Поэтому в разбавленных рас­творах фосфорной кислоты фосфат-ионов (РО₄^3-) очень мало. Для многоос­новных кислот в большинстве случаев процесс диссоциации ограничивается первой стадией.

Диссоциация многокислотных оснований также протекает стадийно, число стадий определяется кислотностью основания (числом ОН^-˗ групп в составе молекулы основания).

Например, диссоциация гидроксида бария Ва(ОН)₂ происходит в две стадии:

1 стадия: Ва(ОН)₂ ⇄ ВаОН⁺ + ОН^-, 2 стадия: ВаОН⁺ ⇄ Ва²⁺ + ОН^-.

 

                               Диссоциация солей

Диссоциация солей определяется типом соли. Различают средние, кислые и основные соли.

Диссоциация средних солей – одностадийный процесс, в котором образуются катионы металла и анионы кислотного остатка. Например, при диссоциации сульфата алюминия в раствор переходят катионы алюминия и сульфат-анионы:

Al₂(SO₄)₃ → 2Al³⁺ + 3 SO₄^2-

Кислые соли содержат в своем составе незамещенные ионы водорода кислоты, поэтому их диссоциация протекает ступенчато: сначала до катиона металла и аниона кислоты, затем анион кислоты распадается на катион гидроксония и анион кислотного остатка. Например, гидрокарбонат натрия NaHCO₃ – кислая соль угольной кислоты и гидроксида натрия диссоциирует в две стадии:

1 стадия: NaHCO₃ ↔ Na⁺ + HCO₃^-,

                         2 стадия: HCO₃^- ↔ H⁺ + CO₃^2-.

В состав основных солей входят незамещенные гидроксид-ионы, их диссоциация протекает ступенчато, на первой стадии с образованием гидроксо-катионов металла и аниона кислотного остатка. Например, диссоциация гидроксохлорида кальция CaOHCl – основной соли гидроксида кальция и соляной кислоты проходит двухступенчато:

1 стадия: CaOHCl ↔ CaOH⁺ + Cl^-

                         2 стадия: CaOH⁺ ↔ Ca²⁺ + OH^- .

 

 

Диссоциация воды. Водородный показатель

Чистая вода относится к разряду очень слабых электролитов. Диссоциация воды описывается уравнением:

2Н₂О ⇄ Н₃О⁺ + ОН^-,

или в упрощенном виде:

Н₂О ⇄ Н⁺ + ОН^-

Константа диссоциации воды:

Кд =  = 1, 8∙ 10-16.

(4. 11)

Учитывая, что степень диссоциации воды a< < 1, можно считать, что [H₂O]~const=55, 56 моль/л. Объединив эту константу с К_д, получаем новую:                              К_д ∙ [H₂O] = const =K_w;    

или Kw = [H+][OH-] = 10-14.

(4. 12)

Константа K_w – называется ионным произведением воды; K_w зависит только от температуры. С повышением температуры диссоциация молекул воды усиливается и K_w увеличивается (при 0⁰С K_w = 10^{-14, 9}; при 60⁰С K_w = 10^-13).   

Учитывая, что носителем кислотных свойств являются ионы Н⁺, а основных ОН^-, равенство концентраций этих ионов предполагает нейтральную среду:

[H⁺]= [OH^-] =  = 10^-7 моль/л.

Для характеристики кислотности растворов введено понятие водородного показателя рН:

 

pH  = -lg [H+],

(5. 13)

где [H⁺] – концентрация ионов водорода, моль/л.

Водородный показатель чистой воды равен: рН = - lg10^-7= 7.

 При стандартных условиях концентрация ионов водорода изменяется от 1 до 10^-14 моль/л, а рН от 0 до 14. Для характеристики кислотности раствора применяется шкала рН:

[H⁺], моль/л: 1                       10^-7                  10^-14

                    0                         7                     14   рН

[ОН^-], моль/л: 10^-14                   10^-7                    1

При рН < 7 – среда кислая, рН = 7 – среда нейтральная, рН > 7 – среда щелочная.

Значение рН можно оценить с помощью индикаторов. Чаще всего индикаторы являются слабыми органическими кислотами или основаниями. Действие индикаторов основано на том, что диссоциированная и недиссоциированная формы индикатора имеют разную окраску. Например, фенолфталеин (слабая органическая кислота) в недиссоциированной форме – бесцветный, а в ионном виде – малиновый. Различают одноцветные (фенолфталеин) и двухцветные индикаторы (лакмус, метиловый оранжевый).

Для каждого индикатора существует определенный интервал рН изменения окраски. Вне этого интервала окраска индикатора практически не изменяется. В табл. 5. 1 представлены изменения окраски для некоторых индикаторов.

⇐ Предыдущая10111213141516171819Следующая ⇒

Поделиться:

Воспользуйтесь поиском по сайту: