Кислотно-основное равновесие в водных растворах

Кислотно-основное равновесие в водных растворах

Большинство химических реакций протекает в растворах. Среди растворителей исключительное место занимает вода. Это обуслов-лено ее уникальными свойствами, не присущими другим раство-рителям. Так, многие вещества в воде являются сильными электро-литами. Ионизирующая способность воды связана с высоким значе-нием диэлектрической проницаемости (ε = 81) и сольватирующей (гидратирующей) активностью. В этой связи полезно рассмотреть закономерности процессов, протекающих в водных растворах.

Шкала значений pH

Кислотно-основное равновесие в водных растворах - student2.ru Таблица 3. Взаимосвязь концентраций ионов H+ и OH-.

рН
[H Кислотно-основное равновесие в водных растворах - student2.ru ], моль/л 100 10−1 10−2 10−3 10−4 10−5 10−6 10−7 10−8 10−9 10−10 10−11 10−12 10−13 10−14
[OH Кислотно-основное равновесие в водных растворах - student2.ru ], моль/л 10−14 10−13 10−12 10−11 10−10 10−9 10−8 10−7 10−6 10−5 10−4 10−3 10−2 10−1 100
рОН

Расчет значений рН и рОН в разбавленных растворах сильных и слабых кислот и оснований

Зная концентрацию разбавленных растворов кислот и оснований, можно рассчитывать величины водородного показателя (рН) и гидроксидного показателя (рОН), определяя тем самым активную реакцию среды.

1. В водных растворах сильных кислот (HNO3, HCl, H2SO4 и др.):

Кислотно-основное равновесие в водных растворах - student2.ru (11)

или

Кислотно-основное равновесие в водных растворах - student2.ru (11´)

где С( Кислотно-основное равновесие в водных растворах - student2.ru к-ты) - молярная концентрация эквивалента кислоты (для одноосновных кислот она равна молярной концентрации кислоты);

Кислотно-основное равновесие в водных растворах - student2.ru - кажущаяся степень диссоциации (в долях от единицы).

В предельно разбавленных водных растворах сильных кислот кажущаяся степень диссоциации Кислотно-основное равновесие в водных растворах - student2.ru » 1, поэтому [Н+] практически равняется общей концентрации растворов этих кислот:

Кислотно-основное равновесие в водных растворах - student2.ru

Кислотно-основное равновесие в водных растворах - student2.ru

2. В растворах слабых кислот (H2CO3, HCN, СН3СООН и др.):

Кислотно-основное равновесие в водных растворах - student2.ru (12)

или

Кислотно-основное равновесие в водных растворах - student2.ru (12´)

где a - степень диссоциации в долях от единицы;

Кислотно-основное равновесие в водных растворах - student2.ru - константа диссоциации кислоты (для многоосновных кислот, учитывают диссоциацию только по первой ступени);

Кислотно-основное равновесие в водных растворах - student2.ru , pa и рС( Кислотно-основное равновесие в водных растворах - student2.ru к-ты) - отрицательные десятичные логарифмы соответствующих величин.

3. В водных растворах сильных оснований (NaOH, КОН, Са(ОН)2, Sr(OH)2 и др.):

Кислотно-основное равновесие в водных растворах - student2.ru (13)

где Кислотно-основное равновесие в водных растворах - student2.ru С( Кислотно-основное равновесие в водных растворах - student2.ru осн) - молярная концентрация эквивалента основания (для однокислотных оснований она равна молярной концентрации основания);

В предельно разбавленных водных растворах сильных оснований кажущаяся степень диссоциации Кислотно-основное равновесие в водных растворах - student2.ru » 1, поэтому [ОН-] практически равняется общей концентрации растворов этих щелочей:

Кислотно-основное равновесие в водных растворах - student2.ru

Кислотно-основное равновесие в водных растворах - student2.ru

Кислотно-основное равновесие в водных растворах - student2.ru

4. В растворах слабых оснований (NH3∙H2O):

Кислотно-основное равновесие в водных растворах - student2.ru ; (14)
Кислотно-основное равновесие в водных растворах - student2.ru (14´)
Кислотно-основное равновесие в водных растворах - student2.ru (14´´)

где Кислотно-основное равновесие в водных растворах - student2.ru ‑ константа диссоциации основания.

ГИДРОЛИЗ

Растворение веществ в воде часто сопровождается химическим взаимодействием обменного характера.

Разложение веществ, проходящее с обязательным участием воды и протекающее по схеме:

AB + H-OH ⇄ AН + BОН

называется гидролизом.

Гидролизу могут подвергаться самые различные вещества: органические (эфиры, жиры, углеводы и др.), неорганические (соли, карбиды, нитриды и др.), а также высокомолекулярные соединения (белки).

Процессы ферментативного гидролиза играют важнейшую роль в пищеварении и тканевом обмене веществ всех живых организмов. Так, высокомолекулярные соединения, гидролизуются до низкомоле-кулярных продуктов (аминокислоты, глюкоза и т. п.), которые затем всасываются из кишечника и переносятся в различные ткани, где подвергаются дальнейшим превращениям.

Наибольшее практическое значение имеет гидролиз:

а) органических полимеров (белков, полисахаридов и т. п.), обычно протекающий в присутствии биологического катализатора;

б) сложных эфиров, в частности, жиров;

в) солей.

Ниже более подробно будет рассмотрен гидролиз солей, который играет большую роль в регулировании кислотности среды и в поддержании в организме кислотно-основного гомеостаза.

Гидролиз солей

Практика показывает, что водные растворы многих средних солей (К2СО3, MgCl2, CH3COONa, FeSO4 и др.) имеют неодинаковые значения рН. Причиной этого является гидролиз солей.

Гидролизом солей называется обменное взаимодействие ионов соли с водой, приводящее к образованию малодиссоциированных соединений или ионов, что вызывает изменение рН раствора.

Процесс гидролиза солей включает в себя две стадии: электро-литическую диссоциацию соли на ионы с последующим переходом протона от молекулы воды к аниону:

CO32- + H-OH ⇄ НCO3- + ОН-,

либо от гидратированного катиона металла к молекуле воды:

Fe3+×nH2O + H-OH ⇄ FeOH2+×(n-1)H2O + Н3O+.

Следует отметить, что вторая стадия процесса протекает в заметной степени, если в результате образуются малодис-социированные или малорастворимые соединения.

В обоих случаях происходит смещение равновесия диссоциации воды:

H2O ⇄ Н+ + ОН-.

В результате в растворе увеличивается концентрация ионов Н+ или ОН-, что находит отражение в изменении значения рН раствора.

Рассмотрим некоторые частные случаи гидролиза солей.

Соли, образованные катионами сильных оснований и анионами сильных кислот(Na2SO4, CaCl2, KI, Sr(NO3)2 и др.), не гидролизуются, так как катионы и анионы этих солей не образуют с водой малодиссоциированных электролитов. Водные растворы таких солей имеют нейтральную реакцию среды (рН = 7).

Гидролизу подвергаются три типа солей.

1. Соли, образованные катионами сильного основанияи анионамислабой кислоты(CH3COONa, KCN, Ca(OCl)2, NaF и др.).

Соли этого типа за счет гидролиза в водных растворах имеютщелочнуюреакцию. Этот случай гидролиза называется гидролизом по аниону.

Соли, образованные многоосновнымислабыми кислотами (Na2S, Na2CO3, K3PO4, Na2SO3 и др.), гидролизуются ступенчато, образуя в качестве промежуточных продуктов кислые соли.

Пример 1. Гидролиз ацетата натрия CH3COONa.

Эта соль образована слабой кислотой (CH3COOH) и сильным основанием (NaOH). Гидролиз данной соли протекает по аниону (CH3COO-) в одну ступень и описывается при помощи либо полного молекулярного уравнения:

CH3COONa + H-OH ⇄ CH3COOH + NaОН, pH > 7;

либо сокращенно-ионного уравнения:

CH3COO- + H-OH ⇄ CH3COOH + ОН-.

В результате образования малодиссоциированного электролита СН3СООН равновесие диссоциации воды смещается в сторону образования ионов Н+ и ОН-. В результате связывания ионов Н+ ионами СН3СОО- в CH3COOH концентрация ионов ОН- в растворе увеличивается и, таким образом, раствор приобретает щелочную реакцию.

Пример 2. Гидролиз сульфида калия K2S.

Гидролиз данной соли протекает по аниону (S2-) в две ступени:

первая ступень:

K2S + H-OH ⇄ KHS + KОН, pH > 7,

S2- + H-OH ⇄ HS- + ОН-;

вторая ступень:

KHS + H-OH ⇄ H2S + KОН,

HS- + H-OH ⇄ H2S + ОН-.

По второй ступени гидролиз протекает значительно слабее, чем по первой и может осуществляться только при нагревании и разбавлении раствора.

2. Соли, образованные катионами слабого основания и анионами сильной кислоты(NH4C1, FeSO4, ZnCl2 и др.).

Соли этого типа за счет гидролиза в водных растворах имеют кислую реакцию. Этот случай гидролиза называется гидролизом по катиону.

Соли, образованные многозарядными катионами слабого основания, гидролизуются ступенчато, образуя в качестве промежу-точных продуктов основные соли.

Пример 3. Гидролиз нитрата цинка Zn(NO3)2.

Эта соль образована сильной кислотой (HNO3) и слабым основанием (Zn(OH)2). Гидролиз данной соли протекает по катиону (Zn2+) в две ступени:

первая ступень:

Zn(NO3)2 + H-OH ⇄ ZnOHNO3 + HNO3, pH < 7,

Zn2+ + H-OH ⇄ ZnOH+ + H+;

вторая ступень:

ZnOHNO3 + H-OH ⇄ Zn(OH)2 + HNO3,

ZnOH+ + H-OH ⇄ Zn(OH)2 + H+.

Пример 4. Гидролиз сульфата хрома Cr2(SO4)3.

Гидролиз данной соли протекает по катиону (Сr3+) в три ступени:

первая ступень:

Cr2(SO4)3 + 2H-OH ⇄ 2CrOHSO4 + H2SO4, pH < 7,

Cr3+ + H-OH ⇄ CrOH2+ + H+;

вторая ступень:

2CrOHSO4 + 2H-OH ⇄ [Cr(OH)2]2SO4 + H2SO4,

CrOH2+ + H-OH ⇄ Cr(OH)2+ + H+;

третья ступень:

[Cr(OH)2]2SO4 + 2H-OH ⇄ 2Cr(OH)3 + H2SO4,

Cr(OH)2+ + H-OH ⇄ Cr(OH)3 + H+.

В обоих случаях по второй (и далее) ступени гидролиз протекает только при нагревании и разбавлении раствора.

3. Соли, образованные катионами слабого основания и анионами слабой кислоты(NH4CN, CH3COONH4, (NH4)2S, (NH4)2CO3 и др.).

Соли этого типа за счет гидролиза в водных растворах имеют слабокислую, слабощелочную или нейтральную реакцию в зависимости от величины констант диссоциации кислот и оснований, образующих данную соль. Гидролиз идет по катиону и аниону одновременно:

а) если Кислотно-основное равновесие в водных растворах - student2.ru > Кислотно-основное равновесие в водных растворах - student2.ru , то реакция раствора слабокислая;

б) если Кислотно-основное равновесие в водных растворах - student2.ru < Кислотно-основное равновесие в водных растворах - student2.ru , то реакция раствора слабощелочная;

в) если Кислотно-основное равновесие в водных растворах - student2.ru = Кислотно-основное равновесие в водных растворах - student2.ru , то реакция раствора нейтральная.

Пример 5. Гидролиз ацетата аммония CH3COONH4.

Эта соль образована слабой кислотой (CH3COOH) и слабым основанием (NH3∙H2O). Гидролиз данной соли протекает c образованием двух малодиссоциированных соединений:

CH3COONH4 + H-OH ⇄ NH3×H2O + CH3COOH,

CH3COO- + NH4+ + H-OH ⇄ NH3×H2O + CH3COOH.

Кислотно-основное равновесие в водных растворах - student2.ru (NH3×Н2О) = 1,8×10-5;

Кислотно-основное равновесие в водных растворах - student2.ru (СН3СООН) = 1,8×10-5,

pH » 7 (нейтральная среда).

Пример 6. Гидролиз карбоната аммония (NH4)2СO3.

Гидролиз данной соли протекает ступенчато:

первая ступень:

(NH4)2СO3 + H-OH ⇄ NH3×H2O + NH4HСO3,

NH4+ + СO32- + H-OH ⇄ NH3×H2O + HСO3-;

вторая ступень:

NH4HСO3 + H-OH ⇄ NH3×H2O + H2СO3,

NH4+ + HСO3- + H-OH ⇄ NH3×H2O + H2СO3.

Кислотно-основное равновесие в водных растворах - student2.ru (NH3×Н2О) = 1,8×10-5,

Кислотно-основное равновесие в водных растворах - student2.ru2СО3) = 3,7×10-7,

Кислотно-основное равновесие в водных растворах - student2.ru2СО3) = 4,7×10-11,

pH > 7 (слабощелочная среда).

Из приведенных примеров видно, что гидролизсолей, образованных многозарядными катионами или анионами, протекает ступенчато, но самопроизвольно не доходит до конца (т. е. до образования кислоты и основания, образующих данную соль). Гидролиз по первой ступени протекает в большей степени, чем по последующим ступеням. Это связано с тем, что при гидролизе по первой ступени в растворе увеличивается концентрация ионов Н+ или ОН-, что препятствует дальнейшему протеканию процесса.

Необратимыйгидролиз (т. е. самопроизвольно протекающий до конца) встречается у некоторых солей, образованных катионами слабого основания и анионами слабой кислоты. Для таких солей в соответствующей клетке таблицы растворимости стоит прочерк. Это означает, что вследствие полного гидролиза такие соли в водном растворе не существуют. Необратимый гидролиз возможен только в том случае, когда образующееся в результате гидролиза одно малодиссоциированное соединение является малорастворимым (основание), а другое - летучим (кислота).

Пример 7. Гидролиз сульфида алюминия Al2S3 (в таблице растворимости – прочерк).

При растворении этой соли в воде протекает необратимый процесс гидролиза:

Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3¯ + 3H2

Необратимый гидролиз необходимо учитывать при написании уравнений реакций, протекающих между электролитами в водных растворах.

Пример 8.Смешали водные растворы Na2CO3 и FeCl3. Написать уравнение протекающей реакции.

Здесь имеет место взаимный гидролиз, т.е. гидролиз одной соли усиливает гидролиз другой соли. Таким образом, процесс гидролиза самопроизвольно идет до конца, т. е. до образования малораст-воримого гидроксида железа (III) Fe(OH)3 и углекислого газа СО2:

3Na2CO3 + 2FeCl3 + 3H2O = 2Fe(OH)3¯ + 3CO2­ + 6NaCl

3СO32- + 2Fe3+ + 3H2O = 2Fe(OH)3¯ + 3CO2­

кислотно-основное равновесие в водных растворах

Большинство химических реакций протекает в растворах. Среди растворителей исключительное место занимает вода. Это обуслов-лено ее уникальными свойствами, не присущими другим раство-рителям. Так, многие вещества в воде являются сильными электро-литами. Ионизирующая способность воды связана с высоким значе-нием диэлектрической проницаемости (ε = 81) и сольватирующей (гидратирующей) активностью. В этой связи полезно рассмотреть закономерности процессов, протекающих в водных растворах.

Наши рекомендации