Химия: Методические указания к лабораторным работам, страница 18

Количественно этот процесс характеризуется степенью диссоциации a:

 .

Величина a изменяется от нуля до единицы. Степень диссоциации зависит от природы электролита, его концентрации в растворе и температуры. По степени диссоциации в растворе все электролиты можно условно разделить на две группы:

- сильные электролиты: a » 1 и почти не зависит от концентрации раствора. К ним относятся водные растворы большинства солей, щелочи и растворы  кислот HNO₃, HCl и др.;

- слабые электролиты: a < 1 и уменьшается с ростом концентрации. К ним относятся вода, ряд кислот, основания p-, d- и f-элементов.

Между этими двумя группами нет четкой границы. Одно и то же вещество, в зависимости от природы растворителя, может быть как сильным, так и слабым электролитом.

Процесс диссоциации одноосновной кислоты НСl можно выразить уравнением:

НСl D Н⁺ + Сl^-.

Многоосновные кислоты, основания металлов, имеющих степень окисления +2 и выше, диссоциируют ступенчато. Например, диссоциация ортофосфорной кислоты происходит в три ступени:

Н₃РО₄ D Н₂РО₄^- + Н⁺    - 1 ступень,

Н₂РО₄^- D НРО₄^2- + Н⁺   - 2 ступень,

НРО₄^2- D РО₄^3- + Н⁺      - 3 ступень.

Суммарный процесс диссоциации ортофосфорной кислоты можно записать в виде уравнения:

Н₃РО₄ D 3Н⁺ + РО₄^3-.

Как всякая химическая реакция, диссоциация является обратимым процессом, который при достижении равновесия можно охарактеризовать константой диссоциации:

.

В случае ступенчатой диссоциации каждая ступень имеет свою константу диссоциации. Например, для раствора ортофосфорной кислоты при температуре 25°С

;

;

.

Константа диссоциации убывает с ростом номера ступени диссоциации потому, что с повышением отрицательного заряда кислотного остатка возрастает энергия, необходимая для отрыва от него положительно заряженного иона водорода. Константа диссоциации зависит от температуры и природы электролита, но, в отличие от степени диссоциации, не зависит от концентрации.

Ионное произведение воды. Химически чистая вода является слабым электролитом. Условно реакция диссоциации молекул воды записывается так:

Н₂О D Н⁺ + ОН^-,

При температуре 22 ºС концентрация ионов мала:

[Н⁺] = [ОН^-] =10^-7 моль/л,

поэтому концентрацию недиссоциированных молекул воды можно считать постоянной величиной: [Н₂О] - const. Тогда постоянным будет и произведение ионов - ионное произведение воды Пр:

Пр = [H⁺] · [OH^-] = 10^-14.

Водородный показатель. Соотношением концентраций ионов водорода и гидроксида характеризуется основность и кислотность раствора. Чистая вода, в которой концентрации ионов [Н⁺] и [OH^-] равны, считается нейтральной средой. В кислых растворах [H⁺] > 10^-7 моль/л, a [OH^-] < 10^-7 моль/л, в основных растворах [Н⁺] < 10^-7 моль/л, а [OH^-] > 10^-7 моль/л. Для удобства основность или кислотность водных сред принято количественно характеризовать водородным показателем рН - отрицательным десятичным логарифмом концентрации ионов водорода в растворе:

рH = -lg[H⁺].

Очевидно, что для чистой воды рН = 7, для кислых сред рН < 7, а для основных рН > 7.

Задача: Вычислить рН 0,01М раствора соляной кислоты.

Решение.

[Н⁺] = С_нcl = 0,01 = 10^-2 моль/л,

pН = -lg[H⁺] = -lg 10^-2 = 2,

рН = 2.

Гидролиз солей. Гидролизом называют процесс разложения водой веществ, составные части которых в этом процессе соединяются с составными частями воды. При гидролизе солей продукты их диссоциации (анионы An^- и катионы Kt⁺) взаимодействуют с продуктами диссоциации воды с образованием слабого электролита - основания или кислоты по схеме

An^- + Н₂О = НАn + ОН^-,

Кt⁺ + Н₂O = КtOН + H⁺.

Гидролизу подвергаются соли, образованные либо сильной кислотой и слабым основанием, либо сильным основанием и слабой кислотой, либо слабым основанием и слабой кислотой.

Как всякий химический процесс, гидролиз можно представить в виде молекулярных и ионных уравнений.

Для примера рассмотрим гидролиз СuСl₂ - соли, образованной сильной кислотой HCl и слабым многокислотным основанием Cu(OH)₂. В обычных условиях гидролиз этой соли идет ступенчато. Первая ступень гидролиза по катиону представляется молекулярным уравнением: