Чтение онлайн

Для воды при комнатной температуре имеем:

следовательно, в чистой воде:

Это равенство справедливо и для водных растворов:

Практическая шкала рН отвечает интервалу 1—13 (разбавленные растворы кислот и оснований):

В практически нейтральной среде с рН = 6–7 и рН = 7–8 концентрация Н +и ОН – очень мала (1 10 – 6– 1 • 10 – 7моль/л) и почти равна концентрации этих ионов в чистой воде. Такие растворы кислот и оснований считаются предельноразбавленными (содержат очень мало вещества).

Для практического установления типа среды водных растворов служат индикаторы– вещества, которые окрашивают в характерный цвет нейтральные, кислые и/или щелочные растворы.

Распространенные в лаборатории индикаторы – это лакмус, метилоранж и фенолфталеин.

Метилоранж (индикатор на кислотную среду) становится розовымв сильнокислом растворе (табл. 16), фенолфталеин (индикатор на щелочную среду) – малиновым в сильнощелочном растворе, а лакмус используется во всех средах.

В разбавленных растворах электролитов (кислот, оснований, солей) химические реакции протекают обычно при участии ионов. При этом все элементы реагентов могут сохранять свои степени окисления ( обменные реакции)или изменять их ( окислительно-восстановительные реакции).Примеры, приводимые далее, относятся к обменным реакциям (о протекании окислительно-восстановительных реакций см. разд. 14).

В соответствии с правилом Бертолле, ионные реакции протекают практически необратимо, если образуются твердые малорастворимые вещества(они выпадают в осадок), легколетучие вещества(они выделяются в виде газов) или растворимые вещества – слабые электролиты(в том числе и вода). Ионные реакции изображаются системой уравнений — молекулярным, полными кратким ионным.Ниже полные ионные уравнения опущены (читателю предлагается составить их самому).

При написании уравнений ионных реакций надо обязательно руководствоваться таблицей растворимости (см. табл. 8).

Примерыреакций с выпадением осадков:

а)

б)

в)

г)

Внимание!Указанные в таблице растворимости (см. табл. 15) малорастворимые («м») и практически нерастворимые («н») соли выпадают в осадок именно в том виде, как они представлены в таблице (СаF 2V, PbI 2V, Ag 2SO 4V, AlPO 4V и т. д.).

В табл. 15 не указаны карбонаты– средние соли с анионом CO 3 2-. Следует иметь в виду, что:

1) К 2СO 3, (NH 4) 2CO 3и Na 2CO 3растворимы в воде;

2) Ag 2CO 3, ВаСO 3и СаСO 3практически нерастворимы в воде и выпадают в осадок как таковые, например:

3) соли остальных катионов, такие как MgCO 3, CuCO 3, FeCO 3, ZnCO 3и другие, хотя и нерастворимы в воде, но не осаждаются из водного раствора при проведении ионных реакций (т. е. их нельзя получить этим способом).

Например, карбонат железа (II) FeCO 3, полученный «сухим путем» или взятый в виде минерала сидерит,при внесении в воду осаждается без видимого взаимодействия. Однако при попытке его получения по обменной реакции в растворе между FeSO 4и К 2СO 3выпадает осадок основной соли (приведен условный состав, на практике состав более сложный) и выделяется углекислый газ:

Аналогично FeCO 3, сульфидхрома (III) Cr 2S 3(нерастворимый в воде) не осаждается из раствора:

В табл. 15 не указаны также соли, которые разлагаютсяводой — сульфидалюминия Al 2S 3(а также BeS) и ацетатхрома (III) Cr(СН 3СОО) 3:

Следовательно, эти соли также нельзя получить по обменной реакции в растворе:

(в последней реакции состав осадка более сложный; подробнее такие реакции изучают в высшей школе).

Примерыреакций с выделением газов:

Примерыреакций с образованием слабых электролитов:

Если реагенты и продукты обменной реакции не являются сильными электролитами, ионный вид уравнения отсутствует, например:

Гидролиз соли – это взаимодействие ее ионов с водой, приводящее к появлению кислотной или щелочной среды, но не сопровождающееся образованием осадка или газа(ниже речь идет о средних солях).

Процесс гидролиза протекает только с участием растворимыхсолей и состоит из двух этапов:

1) диссоциациясоли в растворе – необратимаяреакция (степень диссоциации = 1, или 100 %);

2) собственно гидролиз,т. е. взаимодействие ионов соли с водой, – обратимаяреакция (степень гидролиза < 1, или 100 %).

Уравнения 1-го и 2-го этапов – первый из них необратим, второй обратим – складывать нельзя!

Отметим, что соли, образованные катионами щелочейи анионами сильныхкислот, гидролизу не подвергаются, они лишь диссоциируют при растворении в воде. В растворах солей КCl, NaNO 3, Na 2SO 4и BaI 2среда нейтральная.

В случае взаимодействия анионарастворенной соли с водой процесс называется гидролизом соли по аниону.