În soluțiile diluate de electroliți (acizi, baze, săruri) între ioni, pot apărea reacții chimice, fără a fi însoțite de schimbări în gradele de oxidare. Acestea se numesc reacții de schimb ionic.
reacții schimbătoare de ioni trece aproape ireversibil atunci când se formează slab substanțe solubile (le precipita) substanță volatilă (ei stau într-un gaz) sau substanță malodissotsiiruyuschie - electroliții slabi (inclusiv apa), compuși complecși.
Reacțiile de schimb de ioni sunt înregistrate, de obicei, cu ajutorul ecuațiilor moleculare, ionice complete și scurte. De exemplu, ecuația moleculară:
ecuația ionică redusă:
Pb 2+ + 2I - = PbI2 ↓.
Produs ionic de apă
Apa este un electrolit foarte slab, deci se disociază în ioni într-un grad nesemnificativ:
Pentru un echilibru dat pe baza legii acțiunii în masă, putem scrie constanta de echilibru - constanta de disociere a apei (CD):
La B - se numește produsul ionic al apei. La 25 ° C, K = 1,10-14. atunci
[H +] x [OH -] = 1,10-14
Ecuația obținută arată că pentru apa și soluțiile apoase diluate la o temperatură constantă, produsul concentrațiilor de ioni de hidrogen și ioni de hidroxid este constant. În apă pură la 25 ° C
[H +] = [OH-] = 1,10-7 mol / l
O soluție în care concentrația de ioni de hidrogen este egală cu concentrația ionilor de hidroxid se numește neutră. Dacă concentrația [H +]> [OH -], atunci această soluție se numește acidă. Dacă concentrația [H +] <[ОН – ], то раствор называют щелочным .
Aciditate sau alcalinitate a soluției este exprimată printr-un alt mod mai convenabil: în loc de concentrația de ioni de hidrogen [H +] și ionii de hidroxid folosind logaritmi lor, luat cu semnul invers:
pH = - lg [H +], pOH = - lg [OH-].
Valoarea pH-ului se numește indicele de hidrogen și pentru caracterizarea mediului de soluție se utilizează mai des:
pH> 7 - mediul este alcalin;
pH <7 – среда кислая;
pH ≈ 7 - mediul este neutru.
Când se folosesc valori de concentrație, adesea se observă abateri de la legea maselor acționând, în special pentru electroliți puternici. Prin urmare, în loc de concentrații, se utilizează activitățile electrolitului (a). Diferența în activitatea electrolitului din concentrație se datorează disocierii parțiale sau complete a moleculelor sale în ioni, apariția forțelor de interacțiune electrostatică ale acestor ioni, interacțiunea ionilor cu moleculele de solvent. Activitatea este legată de concentrație prin coeficientul de activitate (# 947;):
Coeficientul de activitate - lucrează împotriva forțelor care determină devierea proprietăților soluției de la proprietățile soluțiilor ideale. De exemplu, pH = -lg aH +.
S-a constatat că în soluțiile cu concentrație scăzută, coeficientul de activitate a ionilor este determinat numai de interacțiunile electrostatice. Prin urmare, # 947; depinde numai de concentrația electrolitului și de încărcarea ionului și nu depinde de natura electrolitului. Măsura interacțiunii electrostatice este puterea ionică a soluției (I).
Relația dintre coeficientul de activitate a electrolitului și puterea ionică a soluției descrie legea privind limita Debye-Hückel:
unde A este un coeficient care depinde de temperatura și de constanta dielectrică a solventului. Pentru apă la 298 K, A = 0,509. De obicei, pentru calcule aproximative, se calculează concentrația ionică a soluției și, pe baza acesteia, se determină coeficientul de activitate din datele de referință:
Hidroliza sarii este procesul de interactiune a ionilor de sare cu ionii de apa cu o modificare a pH-ului mediului. O condiție obligatorie pentru hidroliză este formarea unei substanțe ușor disociate (un electrolit slab).
Calitativ, reacția mediului este determinată prin intermediul unor indicatori. Există patru tipuri de reacții ale interacțiunii sărurilor cu apă:
1. Sarea formată de ioni puternici de bază (cationi) și de acid puternic (anioni), nu suferă hidroliză. Soluțiile de astfel de săruri au un pH neutru de aproximativ 7.
2. Sarea formată de cationii puternici de bază și de anionii de acid slab (mediu) este hidrolizată de anion (soluție pH> 7).
KCN + H20 # 8644; KOH + HCN,
ecuația ionică: K + + CN - + H20 # 8644; K + + OH - + HCN,
ecuația ionică redusă CN - + H20 # 8644; OH - + HCN.
3. Sarea formată de cationii slabi de bază și de anionii puternici ai acidului este hidrolizată de cation (pH <7).
ecuația ionică NH4 + + Cl - + H20 # 8644; NH4OH + H + + CI-,
ecuația ionică redusă NH4 + + H2O # 8644; NH4OH + H +.
4. Sarea formată de cationii slabi de bază și de anionii slabi ai acidului este complet hidrolizată pentru a forma un acid slab și o bază slabă (pH-ul soluției este de aproximativ 7).
Hidroliza sărurilor formate de ioni multipli încărcați are loc treptat. De exemplu, hidroliza fosfatului de sodiu are loc în trei etape:
Hidroliza clorurii de cupru are loc în două etape:
Prima etapă CuCl2 + H2O # 8644; CuOHCI + HCI;
Cu2 + + 2CI - + H20 # 8644; CuOH + + CI - + H + + Cl-;
Etapa a doua: CuOHCl + H20 # 8644; Cu (OH) 2 + HCI;
La temperatura camerei, sărurile se hidrolizează, de regulă, numai în 1 etapă, cu excepția sărurilor formate de cationul bazei slabe și a anionului slab acid.
Cantitatea reacției de hidroliză este caracterizată de gradul de hidroliză b și de constanta hidrolizei CG. Gradul de hidroliză este raportul dintre concentrația de molecule hidrolizate și concentrația totală a substanței. Gradul de hidroliză depinde de temperatura și concentrația substanțelor. Constanta de echilibru a reacției de hidroliză se numește constanta de hidroliză. Ea este legată de gradul de hidroliză prin următoarea ecuație:
Constanta de hidroliză este asociată cu produsul ionic al apei prin constantele de disociere ale electroliților slabi:
- hidroliza sarii formata din cationi de baza puternica si anioni de acid slab (mediu);
- hidroliza sarii formata din cationii de baza slaba si anionii de acid tare;
- hidroliza sării formate din cationi slabi de bază și anionii slabi ai acidului.
În ecuațiile (8.2.12 - 8.2.14), BWW este constanta de disociere a unei baze slabe, KDC este constanta de disociere a unui acid slab.
Trimiteți-le prietenilor: