Реакции ионного обмена. Диссоциация воды, водородный показатель. Теория кислот и оснований. Гидролиз солей. Произведение растворимости.

Реакции ионного обмена.

Реакции ионного обмена.

Реакции между водными растворами электролитов – это реакции, в которыз участвуют ионы. Поэтому такие реакции называют ионными реакциями.

Обмен – в-ва обмениваются между собой своими составными частями без изменения составных частей.

K₁A₁ + K₂A₂<->K₁A₂  + K₂A₁     - реакция идёт, если сдвинуто равновесие в сторону продуктов реакции.

Условия протекания реакций ионного обмена до конца.

1.Выпадение осадка (трудно растворимое вещество)

2.Выделение газа

3.Образование слабого электролита, малодиссоциирующего вещества.

4.Образование комплексного иона.

Pb(OH)₂ + 2NaOH ->Na₂(Pb(OH)₄)

Если в растворах нет таких ионов, которые могут связываться между собой с образованием осадка, газа, слабого электролита или комплексного иона, то реакция является обратимой. При сливании подобных растворов получается смесь ионов.

Диссоциация воды.

Вода – слабый амфотерный электролит. И как слабый электролит в незначительной степени диссоциирует на ионы, которые находятся в равновесии с недиссоциированными молекулами:

H₂O<->H⁺ + OH^-

K_H2O = (H⁺)(OH^-)/ (H₂O)

Учитывая значение константы диссоциации воды и концентрацию недиссоциированных молекул воды в моль/л, получим выражение, называемое ионным произведением воды:

K_H2O= (H⁺)(OH^-)= 10^-14

Постоянство произведения (H⁺)(OH^-) означает, что в любом водном растворе ни концентрация ионов водорода, ни концентрация гидроксид-ионов не может быть равна нулю. Иными словами, любой водный раствор кислоты, основания или соли содержит как H⁺ , так и OH^- -ионы. В чистой воде: (H⁺)= (OH^-)= 10^-7 моль/л. Если в неё добавить кислоту, то  (H⁺)станет больше 10^-7, а (OH^-)меньше. И наоборот.

Из постоянства произведения (H⁺)(OH^-) следует, что при увеличении концентрации одного из ионов воды соответственно уменьшает концентрация другого иона. Это позволяет вычислить концентрацию одного вида ионов, когда известна концентрация другого.

Концентрации ионов водорода, выраженные в моль/л, обычно составляют малые доли единицы. Использование таких чисел не всегда удобно. Поэтому введена особая единица измерения концентрации ионов водорода, называемая водородным показателем и обозначается  рН.

Водородным показателем рН называется отрицательные десятичный логарифм концентрации ионов водорода: рН = -lg(H⁺).

Гидроксильный показатель рОН называется  отрицательные десятичный логарифм ионов гидроксония: рОН = -lg(OH^-).

рН + рОН = 14

рН = 7 – нейтральная среда;

рН < 7 – кислая среда;

рН > 7 – щелочная среда.

Одним из способов определения кислотности растворов является использование индикаторов (это сложные органические кислоты или основания):

Теория кислот и оснований.

Согласно теории кислот и оснований Бренстеда – Лоури: кислотами называют молекулы или ионы, способные отдавать протон, т.е. быть донорами ионов водорода (протонов); основаниями называют молекулы или ионы, способные присоединять протоны, т.е. быть акцепторами ионов водорода (протонов).

Молекулу и ион (или два иона), отличающиеся по составу на один протон, называют сопряженной кислотно-основной парой. В водных растворах кислот и оснований всегда имеются, как минимум, две сопряженные пары, одну из которых образует растворитель.

Равновесия, устанавливающиеся в растворах между кислотами и сопряжёнными основаниями, называют протолитическими. К протолитическим реакциям относят процессы ионизации кислот и оснований, например:

NH₃ + H₂O<->NH₄⁺ + OH^-

О-е      к-та        к-та    о-е

H₂O + HCl<->H₃O⁺ + Cl^-

Гидролиз солей – взаимодействие ионов соли с водой, в результате которого образуются слабые электролиты.

Механизм гидролиза солей определяется взаимодействием ионов с их гидратной оболочкой. В молекуле воды (их гидратной оболочке) ослабляется связь между О и Н за счёт появления связи Э-О (при гидратации катионов) или О-Н (при гидратации анионов). Ослабленная связь легко разрывается и в раствор уходят либо гидроксид-ионы, либо протоны. В большинстве случаев гидролиз сопровождается изменением рН.

Виды гидролиза:

1.Соль образована слабой кислотой и слабым основанием (гидролиз протекает совместно) рН=7

К⁺А^-<-> К⁺ + А^-

К⁺А^- + HOH<-> К⁺OH + HА^-

2.Соль образована сильным основанием и сильной кислотой (гидролиз не протекает) рН=7

3.Соль образована слабым основанием и сильной кислотой (гидролиз протекает по катиону)

рН < 7 кислая среда

К⁺А^- + HOH<-> КОН + Н⁺ + А^-

4.Соль образована сильным основанием и слабой кислотой (гидролиз протекает по аниону) рН > 7

К⁺А^- + HOH<->HА^-+ К⁺ + ОН^-

Степень гидролиза (h) – отношение числа молекул соли подвергшихся гидролизу е числу молекул растворённых.

h = h^­_гид. / h_раст.

Процесс гидролиза – обратимый процесс; протекает до тех пор, пока не образуется молекула. Гидролиз всегда протекает по слабому!

Произведение растворимости (ПР, K_sp) — произведение концентрации ионов малорастворимого электролита в его насыщенном растворе при постоянной температуре и давлении. Произведение растворимости — величина постоянная.

При постоянной температуре в насыщенных водных растворах малорастворимых электролитов устанавливается равновесие между твердым веществом и ионами, образующими это вещество. Например, в случае для CaCO₃ это равновесие можно записать в виде:

CaCO₃(s)<=>Ca²⁺(aq)+CO₃^2-(aq)

Константа этого равновесия рассчитывается по уравнению:

K=(Ca²⁺(aq))(CO₃^2-(aq))
         (CaCO₃(s))

В приближении идеального раствора с учетом того, что активность чистого компонента равна единице, уравнение упрощается до выражения:

K_sp=[Ca²⁺(aq)][CO₃^2-(aq)]

Константа равновесия такого процесса называется произведением растворимости.

В общем виде, произведение растворимости для вещества с формулой AmBn, которое диссоциирует на m ионов An+ и n ионов Bm-, рассчитывается по уравнению:

K_sp=[Aⁿ⁺(aq)]^m[B^m-(aq)]ⁿ

где [Aⁿ⁺] и [B^m-] — равновесные молярные концентрации ионов, образующихся при электролитической диссоциации.

Из произведений растворимости можно рассчитать концентрации катионов и анионов в растворе малорастворимого электролита. Значения произведений растворимости приведены в справочниках.