Курс общей химии. Мингулина, Масленникова, Коровин_1990 -446с (996867), страница 41
Текст из файла (страница 41)
Осадок выпадет, если полученное значение произведения активностей ионов превышает табличное. В соответствии с уравнением (Ч1.20) при увеличении активности одного из ионов малорастворимого электролита активность второго иона уменьшается. Поэтому, если в раствор малорастворимого электролита внести какой-нибудь хорошо растворимый сильный электролит, содержа!ций одноименный ион, то растворимость малорастворимого электролита уменьшится. Например, при добавлении 1')атСОэ в раствор СаСОэ повысится концентрация иона СОэ эи поэтому уменьшится концентрация иона Са'" и соответственно снизится растворимость СаСОв.
Таким методом можно осаждать из раствора малорастворимые электролиты. Реакции в растворах электролитов. В растворах электролитов в отличие от неэлектролитов имеются положительно и отрицательно заряженные ионы. Подавляющее большинство химических реакций в растворах принадлежит к быстрым реакциям. В то же время для протекания любой химической реакции необходимо столкновение реагирующих частиц, т. е. сближение их до расстояния, на котором возможны электронные переходы. А так как скорость движения ионов в растворе значительно превышает скорость движения молекул, то именно ионы определяют реакционную способность растворов не только сильных, но и слабых электролитов. Таким образом, химические свойства раствора электролита складываются из свойств образующих его ионов.
Группа электролитов, содержа!цая один и тот же вид ионов, обладает сходными химическими свойствами. Так, все растворы, содержащие ионы С1, при добавлении к ним раствора нитрата серебра АдХОэ дают белый осадок хлорида серебра АдС!. Подобные качественные реакции на данный вид ионов широко используются в аналитической химии прн определении состава растворов. Смещение равновесия в растворах электролитов. Многие факторы могут приводить к смещению равновесия в растворах электролитов. При этом в приложении к обратимым процессам в растворах изменение давления дает незначительный эффект из-за малой сжимаемости жидкостей.
Изменение температуры раствора позволяет повышать или понижать растворимость вещества, а также вызывает некоторое изменение степени диссоциации слабого электролита. Однако основным фактором, позволяющим смешать положение равновесия в растворах электролитов, служит изменение концентрации ионов в растворе. Реакции, протекающие в растворе без изменения степени тб8 окисления элементов, идут в сторону образования малорастворимых веществ или слабых электролитов. Это правило легко объяснимо, так как в результате протекания таких процессов один или несколько видов ионов выводятся из сферы реакции, что в соответствии с принципом Ле Шателье должно привести к ее более полному протеканию.
Малорастворимые вещества могут выводится из раствора или в виде осадка, или в виде газа. Например, при добавлении щелочи в раствор хлорида магния образуется осадок Мд(ОН)г (ПРмагонн= 5,5 10 "): Мяга-!-2С! -(-2ыаа+2ОН ~МК(ОН(г(+2(Ча++2СГ Равновесие сдвигается вправо из-за образования осадка Мп(ОН)г. Сократив одинаковые ионы в левой и правой частях уравнения реакции, получим Мя'++ 20Н МК(ОН)г! Примером реакции, протекающей в сторону образования газа, может быть 2ыа ".(-СОз +2На+2С! — 2ыа++2С! + НгСОз з 2(Чаа-(-2С! +СОг(+НгО СОз' + 2Н «НгСОз -СОг! + НгО Пример ионной реакции, протекающей в сторону образования малодиссоциированного электролита: 2маа+20Н +2На+БО( 2ыаа+БО» +2НгО На+ОН - Н,О Гидролнз солей.
Гидролизом солей называют реакции обмена между водой н растворенными в ней солями. В результате протекания процесса гидролиза соли в растворе появляется некоторое избыточное количество ионов Нз или ОН, сообщающее раствору кислотные нли щелочные свойства. Таким образом, процесс гидролиза соли во многом обратен процессу нейтрализации, т. е.
процессу взаимодействия кислот с основаниями. Например, рассмотрим процесс нейтрализации между соляной кислотой и гидроксидом натрия: Н" +С!' + Хаа+ОН НгО+На" +С! Равновесие процесса нейтрализации будет смещено в сторону образования наиболее слабого электролита. В приведенной системе единственным слабым электролитом являетсг вода (К'„га= =2,0 !О "). Поэтому положение равновесия системы практически полностью смещено вправо, и при смешении одного моля щелочи с одним молем соляной кислоты количество воды, образующейся в результате реакции, также составит один моль.
Иная картина наблюдается, если в процессе нейтрализации участвует слабое основание или слабая кислота, например: СНзСООН-(-Наа+ОН ~ НгО-!-СНзСОО + Ыаа Н++ С(-+ ННзОН= Н,О+ ННТ+ СГ СНзСООН+ (ЧНзОН вЂ” НгО-(- СНзСОО + ННза В рассмотренных примерах слабые электролиты содержатся как в правой, так и в левой частях уравнений реакций (К~"счьсоон= = 1,75. 1О' ', К,",,',,н,он —— 1,77 1О ). Поэтому, хотя равновесие приведенных процессов будет по-прежнему смещено в сторону образования наиболее слабого электролита — — воды, процессы не пойдут до конца и количество воды, образовавшееся при смешении эквивалентных количеств исходных веществ, будет меньше величины, ожидаемой согласно закону эквивалентов.
Но химическое равновесие носит динамический характер, т. е. достигается при одном и том же соотношении концентраций компонентов, с какой бы стороны к нему ни подходили — со стороны прямой или со стороны обратной реакции. Поэтому при растворении в воде солей сильного основания и слабой кислоты (например, СН,СООХа), слабого основания и сильной кислоты (например, ХН,С1), а также слабого основания и слабой кислоты (например, СНзСООМН4) в системе будут образовываться некоторые количества или слабых кислот, или слабых оснований. В таких системах будут протекать реакции гидролиза. Рассмотрим процесс гидролиза соли слабого основания и сильной кислоты, например нитрата аммония: мну + мо~ + нон он~он + и + мо~ ннй+нон ын,он+и В чистой воде концентрации Н+ и ОН одинаковы.
При растворении же в ней соли МН,МОм ко видно из ~равнения реакции, часть ионов ОН связывается с ионами МН, в слабо днссоциируемое соединение МН,ОН. Поэтому концентрация несвязанных ионов водорода в растворе нитрата аммония выше, чем ионов гидроксида, в результате чего раствор становится кислым (рН(7). Итак, водные растворы солей слабого основания и сильной кислоты имеют кислую реакцию. Процесс гидролиза соли сильного основания и слабой кислоты, например ацетата калия, протекает по следующему уравнению; сн,соо-+к'+нон . сн,соон+к'+он- сн.соо-+ нон-..сн.соон+он- Как видно из уравнения реакции, при растворении такой соли в воде анионы слабой кислоты связывают часть ионов Н+, образовавшихся при диссоциации воды, в слабо диссоциируемое соединение.
Прн этом концентрация несвязанных ионов ОН в растворе будет превышать концентрацию ионов Н+ и раствор станет щелочным (рН~7). Таким образом, водные растворы солей сильного основания и слабой кислоты имеют щелочную реакцию. Растворы солей слабых кислот и слабых оснований могут быть нейтральными, кислыми или щелочными в зависимости от соотношения констант диссоциацнн слабых электролитов, образующихся в процессе гидролиза. Показателем глубины протекания процесса гидролнза служит гто степень гидролнза 8, представляющая собой отношение концентрации гидролизованных молекул С„„„к исходной концентрации растворенных молекул электролита: р= с,„„гс.
(Л.21) Степень гидролиза, как правило, невелика. Так, в 0,1 н. СНаСООг(а и 0,1 н. ((НзС! при 298 К она составляет примерно 1О ', т. е. в этих растворах гидролизована лишь одна из 10 000 молекул. Причина столь низкой степени гидролнза кроется в том, что один из участников реакции — вода является очень слабым электролитом. Поэтому положение равновесия реакции гидролиза сильно смещено в сторону исходных веществ. Незначительная степень гидролиза влияет и на характер протекания процесса в растворах солей, образованных многозарядными ионами слабых кислот или оснований, таких, например, как СгС)а (соль слабого основания Сг(ОН) з) или гчазСОз (соль слабой кислотьг НаСОз). Многоосновные слабые кислоты и основания диссоциируют ступенчато, причем константа диссоциации по каждой последующей ступени всегда ниже предыдущей (см. табл. Ч!.1). Так, процесс диссоциации угольной кислоты протекает следующим образом: НзСОз=*Н" + НСОз НСОз На+ СОз Константа первой ступени диссоциацни Н,СОа при 298 К составляет 4,4 ° (О, а константа диссоциации иона НСОа — 4,8Х Х10 ".
Процесс образования угольной кислоты из ионов будет также многоступенчатым н обратным процессу диссоциации: сначала будет образовываться ион НСОа и лишь затем молекулы НзСОаг Так как степень гндролиза невелика, процесс образования многоосновных слабых кислот и оснований, как правило, заканчивается на первой ступени моляризации (первой ступени гидро- лиза). Например, гидролиз раствора карбоната натрия протекает по уравнению 21Ча++СОзз +НОН На+ +НСОз -1-Мат+ОН СОз з+ НОН ~ НСОз + ОН В процессе гидролнза образуется кислая соль, анион которой связывает часть ионов Н+ в растворе, н последний становится щелочным (рН)7).
![](https://s.studizba.com/z.php?f=/templates/si/i/noavatar.png&w=100&h=100&t=1"){kind=avatar}
