Классификация электролитов. Ионное произведение воды. Водородный показатель. Буферные растворы. Реакции гидролиза.

Электролиты можно разделить на две группы: истинные и потенциальные.

Истинные электролиты -это вещества, имею­щие ионную кристаллическую решетку.
Таким образом, вокруг каждого из ио­нов возникает гидратная оболочка из молекул воды, ориенти­рованных определенным образом.

С энергетической точки зрения процесс растворения кри­сталла хлорида натрия с образованием гидратированных ионов Na⁺ и Сl^– можно представить состоящим из двух процессов:

1) превращение кристалла в свободные ионы Na⁺ и Сl^–;

2) гидратация этих ионов
Ион водорода в водных растворах существует в виде соеди­нения с молекулой воды Н₃О⁺, в свою очередь гидратированного. Такой ион называют оксонием или гидроксонием.
Вода — очень слабый электролит, диссоциирующий по схеме:
Н₂О «Н⁺ + ОН^- (или более строго 2Н₂О «Н₃О⁺ + ОН^-)

Выражение для константы диссоциации воды:

можно представить в другой форме:

Так как диссоциирована лишь ничтожная доля молекул воды, то равновесную концентрацию недиссоциированных молекул, равную 55,5 моль/л, можно считать постоянной. Произведение двух постоянных величин K[Н₂О] можно представить в виде одной константы:

Константа К_w, равная произведению концентраций ионов Н⁺ и ОН^-, величина постоянная при данной температуре, получила название ионное произведение воды.

Растворы, в которых концентрации ионов водорода и гид­роксид-ионов равны, называются нейтральными. В кислых растворах концентрация ионов Н⁺ выше, чем ионов ОН^-, а в щелочных - концентрация ионов Н⁺ ниже концентрации ОН^-. Поскольку концентрация ионов водорода выражается числом 10 в отрицательной степени и оперировать такой малой вели­чиной неудобно, то для характеристики кислотности растворов был введен водородный показатель рН, представляющий собой десятичный логарифм концентрации ионов водорода с обрат­ным знаком:

рН = - lg[H⁺]

Очевидно, что для чистой воды при комнатной температуре рН = 7. В кислой среде рН < 7, а в щелочной рН > 7. Зная водо­родный показатель, легко определить при необходимости и гидроксильный показатель рОН.
Буферные растворы

Буферные растворы – это растворы, при добавлении к которым небольших количеств сильных кислот или щелочей значение рН не изменяется
А+В«АВ

рН=8

Буферные растворы являются 2-х компонентные системами и содержат:

– слабую к-ту и соль, образованную этой к-той и сильным основанием

Пример: Ацетатный буфер– СН₃СООН (слабая к-та) + СН₃СООNa

– Сильным основанием и слабой к-той: NaOH + H₃BO₃

– Слабым основанием и солью, образованной этим основанием и сильной кислотой.

Пример: Аммиачный буфер – NH₄OH + NH₄CL;

– Смесью солей.

Гидролиз –это разложение какого-либо вещества под действием воды.

Рассмотрим частный случай гидролиза - гидролиз солей. Гидролиз соли представляет собой реакцию, обратную реакции нейтрализации. Так, если гидролизуется соль, состоящая из ка­тиона А и аниона В (для простоты примем их однозарядными), то имеет место обратимая реакция:

Чтобы гидролиз протекал необходимо, чтобы образовывался осадок.

Возможны, 3 варианта гидролиза:

– соль должна быть образована слабой кислотой и сильным основанием;

– соль должна быть образована слабым основанием и сильной кислотой;

– соль должна быть образована слабым основанием и слабой кислотой.

Соль образованная сильным основанием и сильной кислотой не подвергается гидролизу.

Степень гидролиза

Степень гидролиза (h) – это отношение числа молекул соли, подвергшихся гидролизу к общему числу молекул соли введенных в раствор. Степень гидролиза может быть выражена в долях от нуля до единицы или в процентах.