Файл: Закон сталості cкладу.docx

3. Скласти скорочене іонне рівняння реакції (іноді його називають іонно-молекулярним рівнянням реакції). Для цього в повному іонному рівнянні необхідно скоротити в лівій і правій частинах рівняння однакові іони. У нашому випадку однаковими є іони SO₄^2- та К⁺. Одержуємо:



У разі потреби можна ще скоротити кратні коефіцієнти в рівнянні:



 

Умови протікання реакцій обміну в розчинах

 

Протилежно заряджені іони в розчинах притягуються й можуть утворювати продукти реакції. Згідно із теорією дисоціації, можливі два варіанти протікання реакцій обміну в розчинах:

а) утворювані речовини — сильні електроліти, добре розчинні у воді й повністю дисоціюються на іони;

б) одна (або кілька) з утворюваних речовин — газ, осад (речовина, яка погано розчиняється у воді) або слабкий електроліт (добре розчинний у воді).

Розгляньмо перший випадок — взаємодію натрій хлориду та калій сульфату — і запишімо молекулярне та іонне рівняння із цими речовинами:



І натрій сульфат, і калій хлорид є добре розчинними сполуками й сильними електролітами, тому в цьому разі при складанні скороченого іонного рівняння всі іони скорочуються. Це свідчить про те, що при змішуванні розчинів натрій хлориду та калій сульфату реакція не відбувається, а утворюється суміш іонів Na⁺, К⁺, Сl^- і SO₄^2-.

Другий випадок розгляньмо на прикладі двох реакцій:



У іонній формі рівняння (1) та (2) матимуть такий вигляд:



Барій сульфат є практично нерозчинним і вилучається зі сфери реакції, тому його записують у молекулярній формі. Однакові іони в обох частинах рівнянь скорочуються, й обидва рівняння перетворюються на однакові скорочені іонні рівняння:

---

Очевидно, що при взаємодії інших сульфатів з будь-якою розчинною сіллю Барію реакція буде описуватися таким самим скороченим іонним рівнянням. Отже, іонне рівняння, на відміну від молекулярного, належить не до однієї якої-небудь реакції між конкретними речовинами, а до цілої групи аналогічних реакцій.

Таким чином, якщо в результаті реакції одна з речовин вилучається зі сфери реакції, то реакція обміну відбувається повністю. Це можливо, якщо одним із продуктів реакції є: 1) слабко-розчинний газ, який виділяється з розчину; 2) слабко-розчинна речовина, що випадає в осад; 3) слабко-дисоційована речовина (слабкий електроліт) — слабкі кислоти, вода. У іншому разі реакція не відбувається, а утворюється суміш іонів.

16.

Дисоціація води. Водневий показник (рН середовища)
Дисоціація води.pH

 

Водa і як слабкий електроліт незначною мірою дисоціює на іони Н⁺ і ОН^-, що перебувають у рівновазі з недисоційованими молекулами:

Н₂O ⇆ Н⁺ + ОН^-.

Концентрацію іонів звичайно виражають у молях іонів в 1 л. Як видно з рівняння дисоціації води, в ній величини [Н⁺] і [ОН^-] однакові. Експериментально встановлено, що в одному літрі води за кімнатної температури (22 °С) дисоціації піддається лише 10^-7 моль води і при цьому утворюється 10 моль/л іонів Н⁺ і 10^-7 моль/л іонів ОН^- .

Добуток концентрації іонів гідрогену і гідроксид-іонів у воді називається іонним добутком води (позначається K_в). За певної температури К_в — величина стала, чисельно дорівнює при 22 °С 10^-14 :

K_в = [Н⁺] [ОН^-] = 10^-7 • 10^-7 = 10^-14.     (5.4)

Сталість добутку [Н⁺] [ОН^-] означає, що в будь-якому водному розчині ні концентрація іонів гідрогену, ні концентрація гідроксид-іонів не може дорівнювати нулю. Іншими словами, бyдь-який водний розчин кислоти, основи або солі містить як Н⁺, так і ОН^- -іони. Дійсно, для чистої води [Н⁺] = [OН^-

---

] =  10^-7 моль/л. Якщо до води додати кислоту, то [Н⁺] стане більшою ніж 10^-7, а [ОН^- ] — меншою ніж 10^-7 моль/л. Навпаки, якщо до води додати луги, то [Н⁺] стає меншою ніж 10^-7 , а [ОН^-] — більшою ніж 10^-7  моль/л.

Зі сталості добутку [Н⁺] [ОН^-] випливає, що при збільшенні концентрації одного з іонів води відповідно зменшується концентрація іншого іона. Це дає змогу обчислити концентрацію Н⁺ -іонів, якщо відома концентрація ОН^- -іонів, і навпаки. Наприклад, якщо у водному розчині [Н⁺] = 10^-3 моль/л, то [ОН^-] визначатиметься так:

[ОН^-] = Kв/[Н⁺] = 10^-14/10^-3 = 10^-11 моль/л.

Отже, кислотність і основність розчину можна виражати через концентрацію або іонів Н⁺, або іонів ОН^-. На практиці користуються першим способом. Тоді для нейтрального розчину [Н⁺] = 10^—7 моль/л, для кислого [Н⁺] > 10 ^-7, для лужного [Н⁺] < 10-⁷ моль/л.

Щоб уникнути незручностей, пов’язаних із застосуванням чисел з від’ємними показниками ступеня, концентрацію іонів гідрогену прийнято виражати через водневий показник, що позначається символомpH (читається “пе-аш”).

Водневим показником pH називається десятковий логарифм концентрації водневих іонів, взятий з протилежним знаком:

pH = -lg[Н⁺]                   (5.5)

або

[Н⁺] = 10^-рН,                  (5.6)

де [Н⁺] — концентрація іонів гідрогену, моль/л.

Поняття “водневий показник” введене датським хіміком С. Серенсеном у 1909 p.: літера “р” — початкова літера датського слова potenz — математичний ступінь, буква “Н” — символ гідрогену.

За допомогою 

---

pH реакція розчинів характеризується так: нейтральна — pH =7, кисла — pH < 7, лужна — pH > 7.
Наведемо значення pH деяких найвідоміших розчинів і зазначимо відповідну їм реакцію середовища: шлунковий сік — pH = 1,7 (сильнокисла реакція), торф’яна вода — pH = 4 (слабкокисла), дощова вода — pH = 6 (слабкокисла), вода з водопроводу — pH = 7,5 (слабколужна), кров — pH = 7,4 (слабколужна), слина — pH = 6,9 (слабкокисла), сльози — pH = 7 (нейтральна).

Винятково значна роль pH в найрізноманітніших явищах і процесах — і в природі, і в техніці. Багато виробничих процесів у хімічній, харчовій, текстильній та інших галузях промисловості відбуваються лише за певної реакції середовища. Так само необхідна для нормального розвитку сільськогосподарських культур і одержання високих урожаїв і певна реакція ґрунтового розчину. Залежно від значення pH ґрунтового розчину ґрунти поділяються на сильнокислі (pH = 3...4), кислі (pH= 4...5), слабкокислі (pH = 5...6), нейтральні (pH = 6...7), слабколужні (pH = 7...8), лужні (pH = 8...9) і, нарешті, сильнолужні (pH = 9... 11).

Найчастіше рослини страждають від підвищеної кислотності, для усунення якої застосовують вапнування ґрунтів — внесення в них вапняків — карбонатів кальцію або магнію. Якщо ж ґрунти відрізняються підвищеною лужністю (солонцюваті і солончакові ґрунти), то для її усунення застосовують гіпсування — внесення розмеленого гіпсу CaSO₄ • 2Н₂О.

Необхідність вапнування або гіпсування ґрунтів встановлюють із урахуванням водневого показника розчину (сольової витяжки); залежно від величини pH визначають за таблицями і дози речовин, які вносять.


17.

Гідроліз солей.

 

Означення. Досвід показує, що розчини середніх солей мають лужну, кислу або нейтральну реакцію, хоча вони і не містять ні водневих, ні гідроксильних іонів. Пояснення цьому факту слід шукати у взаємодії солей з водою.

Взаємодія іонів солі з водою, що приводить до утворення слабкого електроліту, називається гідролізом солі.
1. Усі солі, утворені слабкою кислотою і сильною основою, піддаються гідролізу. Вони надають розчину лужної реакції (pH > 7).

---

2.    Солі, утворені сильною кислотою і слабкою основою, також піддаються гідролізу. Вони надають розчину кислої реакції, як це має місце в розчині хлориду амонію NH₄Cl. В цьому разі утворюється слабкий електроліт NH₄OH. У результаті частина іонів ОН^- зв’язується іонами NH⁺₄ , а іони Н⁺залишаються в надлишку. Отже, внаслідок гідролізу NH₄Cl розчин цієї солі набуває кислої реакції (pH > 7). Рівняння гідролізу можна записати так:

NH⁺₄ + Н₂О ⇆ NH₄OH + Н⁺,

або точніше

NH+ + Н₂O ⇆ NH₃ ⇆ Н₂O + Н⁺.

3. Ще легше піддаються гідролізу солі, утворені слабкою кислотою і слабкою основою. Наприклад:CH₃COONH₄.

Іони цієї солі одночасно зв’язують іони Н⁺ і OН^-, зміщуючи рівновагу дисоціації води:

СН₃СОО^- + NH⁺₄ + Н₂O ⇆ СН₃СООН + NH₄OH (NH₃ • Н₂О).

У цьому разі реакція розчину залежить від ступеня дисоціації продуктів гідролізу — кислоти й основи; якщо переважають іони ОН^- , вона лужна, а якщо іони Н⁺ — кисла, якщо ж їх число однакове — нейтральна. Оскільки у прикладі, що розглядається, ступені дисоціації СН₃СООН і NH₄OH, які утворюються внаслідок гідролізу, приблизно однакові, то розчин солі буде нейтральним.

Однак реакція водного розчину карбонату амонію (NН₄)₂СО₃ — також солі слабкої кислоти і слабкої основи — слабколужна:

NH⁺₄ + СО^2-₃ + Н₂O ⇆ NH₄OH + НСО^-₃,

оскільки ступінь дисоціації NH4OH більший, ніж ступінь дисоціації іона НСО₃ .

4. Солі, утворені сильною основою і сильною кислотою, гідролізу не піддаються. Іони таких солей не можуть утворювати з водою слабких електролітів. У цьому випадку солі практично в реакції участі не беруть, і рівновага дисоціації води не порушується, концентрація Н⁺- і ОН^- -іонів залишається такою самою, як і в чистої   води, а значить, розчин матиме нейтральну реакцію (pH = 7).
Складання рівнянь гідролізу солей.
Гідроліз солей, утворених слабкими багатоосновними кислотами і сильними основами, відбувається ступінчасто (відповідно зворотному процесу — ступінчастій дисоціації), і при цьому утворюються кислі   солі (точніше, аніони кислих солей).

Аналогічно під час гідролізу солей, утворених багатокислотними слабкими основами і сильними кислотами, утворюються основні солі (точніше, катіони основних солей). Гідроліз відбувається в

---