Ионные равновесия в растворах электролитов. Гидролиз солей

Учебниковая опора

• Оспанова М. К., Аухадиева К. С., Белоусова Т. Г. «Химия. 9 класс», часть 1, 9 класс, Мектеп, 2019, с. 14–21
• Оспанова М. К., Аухадиева К. С., Белоусова Т. Г. «Химия. 9 класс», часть 1, 9 класс, Мектеп, 2019, с. 27–44
• Оспанова М. К., Аухадиева К. С., Белоусова Т. Г. «Химия» (ОГН), 11 класс, Мектеп, 2019, с. 124, 146, 162, 180, 228, 251
• Википедия, «Константа диссоциации», https://ru.wikipedia.org/wiki/Константа_диссоциации
• Википедия, «Гидролиз», https://ru.wikipedia.org/wiki/Гидролиз
• Chemistry LibreTexts, «Relative Strengths of Acids and Bases», https://chem.libretexts.org/Bookshelves/General_Chemistry/Chemistry_1e_(OpenSTAX)/14%3A_Acid-Base_Equilibria/14.3%3A_Relative_Strengths_of_Acids_and_Bases
• Chemistry LibreTexts, «Solutions of Salts of Polyprotic Acids», https://chem.libretexts.org/Bookshelves/General_Chemistry/Map%3A_General_Chemistry_(Petrucci_et_al.)/17%3A_Additional_Aspects_of_Acid-Base_Equilibria/17.5%3A_Solutions_of_Salts_of_Polyprotic_Acids

Главное

• Теория электролитической диссоциации — С. Аррениус, 1887 г. (Нобелевская премия 1903 г.).
• Электролиты в растворе или расплаве распадаются на ионы; катионы идут к катоду, анионы — к аноду.
• Степень диссоциации $\alpha = n/N$; при разбавлении растёт.
• Ионное произведение воды $K_w = [H^+][OH^-] = 10^{-14}$ (25 °C); $pH + pOH = 14$.
• Гидролиз — обмен соли с водой; среда зависит от силы образовавших соль кислоты и основания.

Теория

Положения ТЭД. Свойства растворов определяются ионами. Ион отличается от атома: атом Na активен, ион $Na^+$ с водой не реагирует. Ионы бывают простые ($Na^+$, $S^{2-}$) и сложные ($OH^-$, $CO_3^{2-}$, $NH_4^+$), бесцветные ($K^+$, $Ca^{2+}$) и окрашенные ($Cu^{2+}$, $Fe^{3+}$, $MnO_4^-$).

• Кислоты дают катионы $H^+$: $HCl = H^+ + Cl^-$.
• Основания дают анионы $OH^-$: $NaOH = Na^+ + OH^-$.
• Соли дают катионы металла (или $NH_4^+$) и анионы кислотного остатка: $K_3PO_4 = 3K^+ + PO_4^{3-}$.

Сила электролитов

Тип	$\alpha$	Примеры
Сильные	> 30 %	$H_2SO_4$, $HCl$, $HNO_3$, $HI$; щёлочи; растворимые соли
Средние	3–30 %	$H_3PO_4$, $HNO_2$
Слабые	< 3 %	$H_2CO_3$, $HF$, $H_2S$, $Fe(OH)_3$, $Mg(OH)_2$, $NH_4OH$, вода

Реакции ионного обмена идут до конца при образовании осадка, газа или воды. Нейтрализация: $H^+ + OH^- = H_2O$; $BaCl_2 + H_2SO_4 = BaSO_4\downarrow + 2HCl$; $Na_2S + H_2SO_4 = Na_2SO_4 + H_2S\uparrow$.

Теории кислот и оснований

Теория	Кислота	Основание
Аррениус	даёт $H^+$ в воде	даёт $OH^-$
Бренстед — Лоури	донор протона	акцептор протона
Льюис	акцептор электронной пары	донор электронной пары

Бренстед: $NH_3 + H_2O \rightleftharpoons NH_4^+ + OH^-$; сопряжённая пара $CH_3COOH/CH_3COO^-$. Льюис: $F_3B + {:}NH_3 \rightarrow F_3B{:}NH_3$. Чем сильнее кислота, тем слабее её сопряжённое основание.

Вода и pH. $H_2O \rightleftharpoons H^+ + OH^-$; в чистой воде $[H^+] = [OH^-] = 10^{-7}$ моль/л. При нагревании $K_w$ растёт. $pH = -\lg[H^+], \quad pOH = -\lg[OH^-], \quad pH + pOH = 14.$ Кислая среда — $pH < 7$, нейтральная — $7$, щелочная — $> 7$. При разбавлении сильной кислоты в 10 раз pH растёт на 1.

Гидролиз солей

Соль образована	Примеры	Среда	Индикатор
сильное основание + сильная кислота	$NaCl$, $KNO_3$, $BaCl_2$	нейтральная	лакмус фиолетовый
сильное основание + слабая кислота	$K_2CO_3$, $Na_2S$, $NaNO_2$	щелочная (гидролиз по аниону)	лакмус синий, фенолфталеин малиновый
слабое основание + сильная кислота	$ZnCl_2$, $AlCl_3$, $FeCl_3$	кислая (гидролиз по катиону)	лакмус красный, метилоранж розовый

Правило: «среду задаёт сильный». Мыло даёт щелочную среду из-за гидролиза.

Буферные растворы сохраняют pH при добавлении небольших количеств кислоты, щёлочи и при разбавлении; основа — слабые кислоты и основания. Кровь держит $pH \approx 7{,}4$. Применение: медицина, анализ, фармацевтика (глазные капли), пищевая промышленность, гальваника.

Константа диссоциации. Для слабого электролита $HA \rightleftharpoons H^+ + A^-$: $K = \dfrac{[H^+][A^-]}{[HA]}$. Закон разбавления Оствальда: $K = \dfrac{\alpha^2 c}{1-\alpha}$; при $\alpha \ll 1$: $K \approx \alpha^2 c$, $\alpha \approx \sqrt{K/c}$. Для слабой кислоты $[H^+] \approx \sqrt{K c}$. Для сопряжённой пары $K_a K_b = K_w = 10^{-14}$.

Ступенчатый гидролиз. Соли многоосновных кислот и многозарядных катионов гидролизуются по ступеням, первая ступень преобладает: $CO_3^{2-} + H_2O \rightleftharpoons HCO_3^- + OH^-$ (вторая ступень $HCO_3^- + H_2O \rightleftharpoons H_2CO_3 + OH^-$ идёт в малой степени); $Cu^{2+} + H_2O \rightleftharpoons CuOH^+ + H^+$.

Примеры

1. pH 0,01 М HCl. $[H^+] = 10^{-2}$, $pH = 2$.
2. pH 0,005 М $Ba(OH)_2$. $[OH^-] = 2 \cdot 0{,}005 = 10^{-2}$; $pOH = 2$; $pH = 12$.
3. pH 0,005 М $HNO_3$. $pH = 3 - \lg 5 \approx 2{,}3$.
4. Какая среда у раствора $Na_2CO_3$? Соль сильного основания и слабой кислоты — щелочная, $pH > 7$.

Типичные ошибки на ЕНТ

• Забывают умножать на число ионов: $Ba(OH)_2$ даёт два $OH^-$.
• Для щёлочи сразу пишут $pH = -\lg c$; нужно сначала pOH, затем $14 - pOH$.
• Считают, что $NaCl$ гидролизуется и даёт кислую среду.
• Путают: при разбавлении степень диссоциации растёт, а не падает.
• Относят $HF$ и $H_2S$ к сильным кислотам.

Самопроверка

1. Чему равно $K_w$ при 25 °C? — $10^{-14}$.
2. Какая среда у раствора $AlCl_3$? — Кислая.
3. Кислота по Льюису — это…? — Акцептор электронной пары.
4. pH раствора, если $pOH = 4$? — 10.
5. К каким электролитам относится уксусная кислота? — К слабым.