Уравнение диссоциации na2co3 в водном растворе

Гидролиз карбоната натрия

Na₂CO₃ — соль образованная сильным основанием и слабой кислотой, поэтому реакция гидролиза протекает по аниону.

Первая стадия (ступень) гидролиза

Полное ионное уравнение
2Na + + CO₃ 2- + HOH ⇄ Na + + HCO₃ — + Na + + OH —

Сокращенное (краткое) ионное уравнение
CO₃ 2- + HOH ⇄ HCO₃ — + OH —

Вторая стадия (ступень) гидролиза

Полное ионное уравнение
Na + + HCO₃ — + HOH ⇄ H₂CO₃ + Na + + OH —

Сокращенное (краткое) ионное уравнение
HCO₃ — + HOH ⇄ H₂CO₃ + OH —

Среда и pH раствора карбоната натрия

В результате гидролиза образовались гидроксид-ионы (OH — ), поэтому раствор имеет щелочную среду (pH > 7).

Сборник описаний лабораторных работ (стр. 5 )

Из за большого объема этот материал размещен на нескольких страницах: 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11

1 – валентность натрия; 2 – число атомов натрия в молекуле соли.

Тогда

Зная степень диссоциации, можно найти изотонический коэффициент

Из уравнение диссоциации соли Na2CO3 → 2Na+ + видно, что молекула образована тремя ионами (2 иона натрия и 1 карбонат — ион), поэтому

Подставляем полученные данные в формулу зависимости осмотического давления

Ответ: осмотическое давление 272,4 кПа.

3.3 Ионное произведение воды и водородный показатель. Гидролиз солей

3.3.1. Ионное произведение воды и водородный показатель

Вода – самый слабый электролит, всего 1 из 10 молекул диссоциирует на ионы

Степень диссоциации воды 1/ = 10-7

Константа диссоциации воды

.

Поскольку молярная концентрация воды и константа диссоциации воды КД = 1,8 ∙ 10─16 (н. у.), то произведение этих постоянных также величина постоянная и называется константой ионного произведения воды или константой воды – . Таким образом

;

при н. у. = 10─14.

Для количественной оценки характера водной среды введен водородный показатель:

Для нейтральной среды:

Для кислой среды:

3.3.2. Гидролиз солей

Гидролиз солей – взаимодействие ионов соли с ионами воды, в результате которого образуется слабый электролит.

1. Соли слабого основания и сильной кислоты

слабое основание сильная кислота

Растворы таких солей имеет, кислую реакцию.

Константа гидролиза соли в этом случае:

(КД – справочное значение).

,

где СВ – молярная концентрация раствора соли.

2. Соли сильного основания и слабой кислоты

сильное основание слабая кислота

+ HOH ↔ OH— + HNO2

Раствор таких солей имеет щелочную реакцию.

Константа гидролиза в этом случае:

Степень гидролиза рассчитывается по формуле приведенной выше.

3. Соли слабого основания и слабой кислоты

слабое основание слабая кислота

Среда в растворах таких солей близка к нейтральной (слабокислая, если КД (кисл) > КД (осн) или слабощелочная, если КД (кисл) 7

II ступень NaHCO3 + HOH ↔ H2CO3 + NaOH

HCO3- + HOH ↔ H2CO3 + OH-

Обратите внимание, что константа гидролиза по I ступени определяется константой II ступени диссоциации слабой кислоты (слабого основания) и наоборот. Поскольку для ступенчатого гидролиза КГ1 >> КГ2, то в расчетах часто второй и более высокими ступенями гидролиза пренебрегают.

3.3.3. Примеры решения задач

Найти рН 0,1 М раствора азотистой кислоты.

Концентрация ионов водорода:

(-значение взято из справочника)

[H+] = 0,083 · 0,1 = 0,0083

Рассчитать рН 0,05 М раствора гидроксида аммония.

(-значение взято из справочника)

[ОH–] = 0,019 · 0,05 = 0,0009

Какая соль гидролизуется полнее: хлорит калия или нитрит калия. Написать уравнения гидролиза.

Чтобы ответить на вопрос, какая соль гидролизуется полнее, необходимо рассчитать константы гидролиза этих солей, и та соль, у которой КГ больше, гидролизуется полнее.

Напишем уравнения гидролиза этих солей и найдем константы гидролиза:

сильное основание слабая кислота

+ HOH ↔ OH— + HClO2

сильное основание слабая кислота

NO2─ + HOH ↔ OH — + HNO2

Ответ: нитрит калия гидролизуется полнее, т. к. .

Вычислить рН раствора азотной кислоты, в 300 см3 которого содержится 1,5 г кислоты.

Азотная кислота – сильная, α = 1, поэтому

;

рН раствора гидроксида кальция 12. Найти молярную концентрацию раствора.

Т. к рН = 12 можно найти концентрацию ионов водорода.

[H+] = 10–pH = 10─12

.

Ответ: концентрация раствора 0,005.

Рассчитать константу гидролиза, степень гидролиза и рН раствора хлорида аммония концентрацией 0,1 М.

Вычислим константу гидролиза по первой ступени

Зная концентрацию раствора (0,1 М) можно вычислить степень гидролиза.

.

Чтобы определить рН, необходимо вычислить концентрацию ионов водорода

Так как среда в растворе щелочная, то концентрация гидроксид-ионов равна произведению степени гидролиза и концентрации раствора

[ОH–] = h1· CB = 1,27 ∙ 10–3 ∙ 0,1 = 1,27 ∙ 10–4, а в любом водном растворе [H+] · [ОH—] = 10–14следовательно,

.

Ответ: h1 = 1,27 · 10–3; = 1,61 · 10–7; рН = 10,95.

3.4. Комплексные соединения

3.4.1. Общие понятия о структуре комплексного соединения

Наиболее удачно свойства и строение комплексных соединений объясняет координационная теория, предложенная А. Вернером (1893 г.).

Основные положения этой теории:

1. В молекуле комплексного соединения один из ионов (обычно катион) занимает центральное место и называется комплексообразователем или центральным ионом.

2. Вокруг него в непосредственной близости расположено некоторое число противоположно заряженных ионов или молекул, называемых лигандами (аддендами). Они вместе с комплексообразователем образуют внутреннюю координационную сферу (комплексный ион). Суммарное число лигандов определяется координационным числом.

3. Остальные ионы находятся на более далеком расстоянии от комплексообразователя и составляют внешнюю координационную сферу (ион внешней сферы или внешний ион).

При написании химической формулы комплексного соединения комплексный ион выделяется квадратными скобками, в которых первым ставится комплексообразователь, а за ними лиганды. Частицы, находящиеся за квадратными скобками, составляют ион внешней сферы.

Наиболее часто в качестве комплексообразователя выступают:

В качестве лигандов в комплексном соединении могут быть некоторые молекулы и ионы, примеры названия которых перечислены ниже:

Комплексообразователь и лиганды образуют комплексный ион, заряд которого равен сумме зарядов частиц, составляющих его. Заряд комплексного иона уравновешивается зарядом ионов внешней сферы.

3.4.2. Номенклатура комплексных соединений

Для указания числа лигандов используется греческие числительные:

1 – моно, 2 – ди, 3 – три, 4 – тетра, 5 — пента, 6 – гекса и т. д.

Название комплексного соединения формируется справа налево.

название иона внешней сферы

количество лигандов (греч.)

название лигандов

русское название комплексообразователя в родительном падеже с указанием в скобках валентности

количество лигандов (греч.)

название лигандов

латинское название комплексообразователя с добавлением окончания

«ат», если есть окончание «ум», его заменить на «ат», указать валентность комплексообразователя

русское название иона внешней сферы в родительном падеже

Примеры названий комплексообразователей с измененным окончанием:

Pt – платина — платинат

Co – кобальт — кобальтат

Cd – кадмий – кадмиат

3.4.3. Диссоциация комплексных соединений в водных растворах

В водных растворах молекула комплексного соединения диссоциирует необратимо на комплексный ион и ион внешней сферы, так как между ними ионная связь:

NH4[Cr(CNS)4 (NH3)2] → NH4+ + [Cr(CNS)4(NH3)2]─

Диссоциация комплексного иона на комплексообразователь и лиганды ограничена (между ними донорно-акцепторная связь) и определяется константой диссоциации, называемой константой нестойкости комплексного иона (Кн). Значения констант нестойкости некоторых комплексных ионов приведены в приложении 5.

Чем меньше значение Кн, тем устойчивее комплексный ион.

3.4.3. Разрушение комплексных ионов

Разрушить комплексный ион – это значит сместить равновесие в схеме его диссоциации в направлении прямого процесса. В зависимости от значений Кн комплексные ионы делятся на:

· устойчивые, если Кн > ПР = 2,2 · 10–20

Чтобы получить осадок CuS, кроме ионов Cu2+ необходимы ионы S2–, которые в достаточном количестве содержатся в любом растворимом в воде сульфиде, например, (NH4)2S; K2S; Na2S и т. д.

[Cu(CO3)2]2–+ K2S → CuS ↓ + 2K+ + 2CO32–

Чтобы получить осадок PbCO3 кроме ионов CO32– (лиганды) необходимы ионы Pb2+, которые в достаточном количестве содержатся в любой растворимой соли свинца (II), например, Pb(NO3)2, Pb(CH3COO)2 и т. д.

[Cu(CO3)2]2– + Pb(NO3)2 → PbCO3↓ + Cu2++ CO32– + 2NO3–

3.5. Жёсткость природных вод

3.5.1. Общие понятия о жёсткости воды

Вода самое распространенное на земле вещество. Вода представляет собой бесцветную, прозрачную жидкость, не имеющую ни запаха, ни вкуса. Вода имеет рН = 7,0; т. е. нейтральный характер. Плотность воды при + 4 0С равна 1 г/см3. Массовый состав воды выражается следующими числами: 11,11 % (мас.) водорода и 88,89 % (мас.) кислорода. Простейшая формула воды Н2О, мольная масса равна 18 г/моль.

Вода является всеобщим универсальным растворителем, поэтому вода никогда не бывает совершенно чистой. Вода содержит растворенные газы, микроорганизмы, растворимые примеси, частицы песка, глины и т. д.

Поэтому существует государственный стандарт (ГОСТ), согласно которому контролируется качество питьевой воды.

Контролю подлежат вкус, запах, цветность и мутность воды, определяется жесткость воды.

Контролируются концентрации в воде железа, мышьяка, азотсодержащих веществ, фторидов, меди, сульфатов, алюминия, активного хлора, свинца, цинка, серебра, бериллия, молибдена, полифосфатов, селена, стронция.

Диссоциация кислот, оснований, амфотерных гидроксидов и солей в водных растворах

Кислоты — это электролиты, которые при диссоциации образуют только один вид катионов — катионы водорода Н + . Составим уравнение электролитической диссоциации сильных кислот: а) одноосновной азотной кислоты HNО₃ и б) двухосновной серной кислоты H₂SO₄:

Число ступеней диссоциации зависит от основности слабой кислоты Н_х(Ас), где х — основность кислоты.

Пример: Составим уравнения электролитической диссоциации слабой двухосновной угольной кислоты Н₂СО₃.

Первая ступень диссоциации (отщепление одного иона водорода Н + ):

Константа диссоциации по первой ступени:

Вторая ступень диссоциации (отщепление иона водорода Н + от сложного иона НСО₃ — ):

Растворы кислот имеют некоторые общие свойства, которые, согласно теории электролитической диссоциации, объясняются присутствием в их растворах гидратированных ионов водорода Н + (Н₃О + ).

Основания — это электролиты, которые при диссоциации образуют только один вид анионов — гидроксид-ионы ОН — .

Составим уравнение электролитической диссоциации однокислотного основания гидроксида калия КОН:

Сильное двухкислотное основание Ca(OH)₂ диссоциирует так:

Слабые многокислотные основания диссоциируют ступенчато. Число ступеней диссоциации определяется кислотностью слабого основания Ме(ОН)_у, где у — кислотность основания.

Составим уравнения электролитической диссоциации слабого двухкислотного основания — гидроксида железа (II) Fe(OH)₂.

Первая ступень диссоциации (отщепляется один гидроксид-ион ОН — ):

Вторая ступень диссоциации (отщепляется гидроксид-ион ОН — от сложного катиона FeOH + ):

Основания имеют некоторые общие свойства. Общие свойства оснований обусловлены присутствием гидроксид-ионов ОН — .

Каждая ступень диссоциации слабых многоосновных кислот и слабых многокислотных оснований характеризуется определенной константой диссоциации: K₁, K₂, K₃, причем K₁ > K₂ > K₃. Это объясняется тем, что энергия, которая необходима для отрыва иона Н + или ОН — от нейтральной молекулы кислоты или основания, минимальна. При диссоциации по следующей ступени энергия увеличивается, потому что отрыв ионов происходит от противоположно заряженных частиц.

Амфотерные гидроксиды могут реагировать и с кислотами, и с основаниями. Теория электролитической диссоциации объясняет двойственные свойства амфотерных гидроксидов.

Амфотерные гидроксиды — это слабые электролиты, которые при диссоциации образуют одновременно катионы водорода Н + и гидроксид-анионы ОН — , т. е. диссоциируют по типу кислоты и по типу основания.

К амфотерным гидроксидам относятся Ве(ОН)₂, Zn(OH)₂, Sn(OH)₂, Al(OH)₃, Cr(OH)₃ и другие. Амфотерным электролитом является также вода Н₂O.

В амфотерных гидроксидах диссоциация по типу кислот и по типу оснований происходит потому, что прочность химических связей между атомами металла и кислорода (Ме—О) и между атомами кислорода и водорода (О—Н) почти одинаковая. Поэтому в водном растворе эти связи разрываются одновременно, и амфотерные гидроксиды при диссоциации образуют катионы Н + и анионы ОН — .

Составим уравнение электролитической диссоциации гидроксида цинка Zn(OH)₂ без учета ее ступенчатого характера:

Нормальные соли — сильные электролиты, образующие при диссоциации катионы металла и анионы кислотного остатка.

Составим уравнения электролитической диссоциации нормальных солей: а) карбоната калия K₂CO₃, б) сульфата алюминия Al₂(SO₄)₃:

Кислые соли — сильные электролиты, диссоциирующие на катион металла и сложный анион, в состав которого входят атомы водорода и кислотный остаток.

Составим уравнения электролитической диссоциации кислой соли гидрокарбоната натрия NaHCО₃.

Сложный анион НСО₃ — (гидрокарбонат-ион) частично диссоциирует по уравнению:

Основные соли — электролиты, которые при диссоциации образуют анионы кислотного остатка и сложные катионы состоящие из атомов металла и гидроксогрупп ОН — .

Составим уравнение электролитической диссоциации основной соли Fe(OH)₂Cl — дигидроксохлорида железа (III):

Сложный катион частично диссоциирует по уравнениям:

Для обеих ступеней диссоциации Fe(OH)₂ + .