Классификация электролитов

Класс соединений	Сильные электролиты	Слабые электролиты
Кислоты	НCl, H2SO4, HNO3, HClO4	H2CO3, CH3COOH, H2SO3, H3PO4, HCN, H2S, HNO2
Основания	KOH, NaOH, Ca(OH)2	Fe(OH)3, Zn(OH)2, NH4OH, Al(OH)3
Соли	K2SO4, NaNO3, LiCl	BaSO4, CaCO3, AgCl

В растворах электролитов реакции протекают между ионами и идут до конца в случае образования труднорастворимых, малодиссоциированных и легколетучих веществ.

Пример записи уравнения ионной реакции:

FeSO₄ + 2NaOH = Fe(OH)₂ + Na₂SO₄; (87)

Fe²⁺ + 2OH^ = Fe(OH)₂.

Многие химические реакции протекают при определенной реакции сре-ды – определенном соотношении ионов H⁺ и OH^.

Применение закона действия масс к процессу диссоциации воды приводит к понятию об ионном произведении воды:

H₂О = H⁺ + OH^; K = . (88)

Поскольку в разбавленных растворах концентрация нейтральных молекул воды Н₂О практически постоянна, то величина

K_B = K[H₂О] = [H⁺][OH^] (89)

при данной температуре тоже является постоянной. Эта величина получила название ионного произведения воды. Из опытных данных известно, что K_B = 1,810^-16, а концентрация молекул воды в одном литре определяется по формуле:

H₂О = H₂О = = 55,56. (90)

Следовательно,

K_B = 1,810^-1655,56 = 110^-14; (91)

[H⁺] = [OH^] 110^-14 = 110^-7. (92)

21

Прологарифмировав уравнение (1.87) и обозначив отрицательные лога-рифмы концентраций ионов Н⁺ и ОН^ через рН и рОН, получим:

pH = lg[H⁺]; pOH = lg[OH^]; (93)

pH + pOH = 14.

Шкала рН имеет вид:

К ислая Нейтральная Щелочная

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14

В нейтральной среде [Н⁺] = [ОН^], следовательно,

pH = pOH = 7. (94)

В кислой среде, где концентрация Н⁺ больше, pH < 7, в щелочной, где концентрация Н⁺ меньше, pH > 7.

Гидролиз  взаимодействие катионов и анионов солей с водой. Результатом гидролиза является образование слабых (малодиссоциирующих) электролитов  оснований или кислот.

Рассмотрим основные случаи гидролиза солей.

1) Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой (например, NaCl, KNO₃, Na₂SO₄). Реакция раствора соли практически нейтральная, гидролизу такие соли не подвергаются.

В водном растворе хорошо растворимый сильный электролит диссоциирован нацело: NaCl = Na⁺ + Cl^, взаимодействие ионов Na⁺ и Cl^ с молекулами воды к образованию слабого электролита не приводит, реакция гидролиза отсутствует.

2) Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой (например, Na₂CO₃, K₂S, CH₃, COONa). Реакция раствора соли щелочная, в результате реакции гидролиза образуется слабый электролит  кислота:

Na₂CO₃ = 2Na⁺ + CO₃^2; (95)

CO₃^2 + H₂O ⇄ HCO₃^ + OH^; (96)

HCO₃^ + H₂O  H₂CO₃ + OH^; (97)

CH₃COONa = CH₃COO^ + Na⁺; (98)

CH₃COO^- + H₂O ⇄ CH₃COOH + OH^. (99)

3) Соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой (например, FeSO_4, CuCl₂, AlCl₃). Реакция раствора соли кислая, в результате реакции гидролиза образуется слабый электролит – основание:

CuCl₂ = Cu²⁺ + 2Cl^–; (100)

22

Cu²⁺ + H₂O ⇄ CuOH⁺ + H⁺; (101)

CuOH⁺ + H₂O ⇄ Cu(OH)₂ + H⁺; (102)

FeSO₄ = F²⁺ + SO₄^2–; (103)

Fe²⁺ + H₂O ⇄ FeOH⁺ + H⁺; (104)

FeOH⁺ +H₂O ⇄ Fe(OH)₂ + H⁺. (105)

Напомним, что реакции гидролиза обратимы, поскольку вода – один из самых слабых электролитов, и равновесие реакции гидролиза сильно смещено влево, до конца гидролиз практически никогда не идет.

4) Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой (например, CH₃COONH₄, Al₂S₃, Cr₂S₃). Реакция гидролиза идет практически до конца, она является в данном случае необратимой. Образующиеся при гидролизе катиона ионы Н⁺ связываются образующимися при гидролизе аниона ионами ОН^–:

CH₃COONH₄ = CH₃COO^– + NH₄⁺; (106)

CH₃COO^– + H₂O ⇄ CH₃COOH + OH^–; (107)

NH₄⁺ + H₂O ⇄ NH₄OH + H⁺; (108)

H⁺ + OH^–  H₂O; (109)

2 Al³⁺ + 6H₂O ⇄ Al(OH)₃ + 6H⁺,

A l₂S₃ + H₂O  (110)

3S^2– + 6H₂O ⇄ 3H₂S + 6OH^–;

H⁺ + OH^–  H₂O.

Соль Al ₂S₃, таким образом, водой разлагается полностью:

Al ₂S₃ + 6H₂O = 2 Al(OH)₃ + 3H₂S. (111)