Химия. Сборник задач и упражнений. Часть I. Лямина Г.В - 76 стр.

UptoLike

ВУЗ: 

ТПУ | Томск

Составители: 

Рубрика: 

151
Кислотность или щелочность раствора выражают другим,
более удобным способом: вместо концентраций ионов водорода
[H
+
] и гидроксид-ионов используют их десятичный логарифм,
взятый с обратным знаком:
рН = – lg [Н
+
], рОН = – lg [ОН
–
].
(8.2.7)
Соответственно,
рН + рОН = 14. (8.2.8)
Величина рН называется
водородным показателем и для
характеристики среды раствора используется чаще:
рН > 7 – среда щелочная;
рН < 7 – среда кислая;
рН ≈ 7 – среда нейтральная.
При использовании величин концентраций часто наблю-
дается отклонение от закона действующих масс, в основном
для сильных электролитов. Поэтому вместо концентраций
пользуются
активностями электролита (а). Отличие активно-
сти электролита от концентрации связано с частичной или пол-
ной диссоциацией его молекул на ионы, появлением сил элек-
тростатического взаимодействия этих ионов, взаимодействием
ионов с молекулами растворителя. Активность связана с кон-
центрацией через коэффициент активности (γ):
а = С· γ. (8.2.9)
Коэффициент активности – работа против сил, вызы-
вающих отклонение свойств раствора от свойств идеальных
растворов. Например, рН = –lg
a
H
+
.
Установлено, что в малоконцентрированных растворах
коэффициент активности иона определяется только электроста-
тическими взаимодействиями. Следовательно, γ зависит только
от концентрации электролита и заряда иона и не зависит от
природы электролита. Мерой электростатического взаимодей-
ствия является
ионная сила раствора (I).
Связь коэффициента активности электролита с ионной си-
лой раствора описывает предельный закон Дебая–Хюккеля:
152
IzAzγ
lg ,
где А – коэффициент, зависящий от температуры и диэлектри-
ческой постоянной растворителя. Для воды при 298 К А = 0,509.
Обычно для приближенных расчетов рассчитывают ионную
силу раствора и на основании этого определяют коэффициент
активности по справочным данным:
2
imi
zC I 1/2
.
(8.2.10)
8.2.4. Гидролиз солей
Гидролизом соли называется процесс взаимодействия ио-
нов соли с ионами воды с изменением рН среды. Обязательным
условием гидролиза является образование малодиссоциирован-
ного вещества (слабого электролита).
Качественно реакцию среды определяют с помощью ин-
дикаторов. Выделяют четыре типа реакций взаимодействия со-
лей с водой:
1. Соль, образованная ионами сильного основания (катио-
нами) и сильной кислоты (анионами), гидролизу не по
двергает-
ся. Растворы таких солей имеют нейтральную среду рН ≈ 7.
K
2
SO
4
+ H
2
O ≠.
2. Соль, образованная катионами сильного основания и
анионами слабой (средней) кислоты, гидролизуется по аниону
(рН раствора 7):
KCN + H
2
O ⇄ KOH + HCN,
ионное уравнение K
+
+ CN
–
+ H
2
O ⇄ K
+
+ OH
–
+ HCN,
сокращенное ионное уравнение CN
–
+ H
2
O ⇄ OH
–
+ HCN.
3. Соль, образованная катионами слабого основания и
анионами сильной кислоты, гидролизуется по катиону (рН 7):
NH
4
Cl + H
2
O ⇄ NH
4
OH + HCl,
ионное уравнение NH
4
+
+ Cl
–
+ H
2
O ⇄ NH
4
OH + H
+
+ Cl
–
,

Страницы