Az ioncserélő reakciók elektrolit oldatok

Híg elektrolitok (savak, bázisok, sók) ionok között folyni kémiai reakció nem kíséri változások oxidációs állapotok. Ezek az úgynevezett ioncserélő reakciót.

Az ioncserélő reakció lezajlásának szinte visszafordíthatatlanul, amikor alakult rosszul oldódó anyagok (kicsapásuknál) illékony anyag (állnak egy gáz) vagy malodissotsiiruyuschie anyag - gyenge elektrolitok (beleértve a vizet), komplex vegyületek.

Ioncserélő reakciót általában rögzített keresztül molekuláris, ionos és teljes rövid ion egyenletek. Például, a molekuláris egyenlet:

csökkentett ion egyenlet:

Pb 2+ + 2I - = PbI2 ↓.

Az ionos terméket víz

Víz - egy nagyon gyenge elektrolit, így az ionok disszociál kis mértékben:

Ehhez egyensúly alapján tömeghatás törvénye, meg tudjuk írni az egyensúlyi állandó - a víz állandó disszociáció (KD)

B az úgynevezett ion terméket víz. 25 ° C-K B = 1 × 10 -14. majd

[H +] × [OH -] = 1 × 10 -14

Az így kapott egyenlet azt mutatja, hogy a víz és híg, vizes oldatok állandó hőmérsékleten, a termék koncentrációban hidrogén-ionok és a hidroxid-ionok állandó. A tiszta víz 25 ° C hőmérsékleten

[H +] = [OH -] = 1 × 10 -7 mol / l

Egy megoldás, amelynek során a hidrogén-ion-koncentráció koncentrációjával egyenlő, hidroxidion, nevezzük semleges. Ha a koncentráció [H +]> [OH -], egy ilyen megoldás az úgynevezett savas. Ha a koncentráció [H +] <[ОН – ], то раствор называют щелочным .

Savasságát vagy lúgosságát az oldatot által kifejezett egy másik kényelmesebb módja: ahelyett, hogy a hidrogénion-koncentráció [H +] és a hidroxid-ionok segítségével a logaritmusa, együttesen a fordított jele:

pH = - lg [H +] pOH = - lg [OH -].

A pH nevezett pH-érték, és használják a több jellemzőjének a közeg:

pH> 7 - a környezet lúgos;

pH <7 – среда кислая;

pH ≈ 7 - a környezet semleges.

Ha a koncentráció-értékek gyakran megfigyelhető eltérés a tömeghatás törvénye, elsősorban az erős elektrolitok. Ezért elektrolit aktívan használni, hanem a koncentrációk (a). Ellentétben a aktivitását elektrolit koncentrációt miatt részleges vagy teljes disszociációját a molekulái ionokra, előfordulása erők elektrosztatikus kölcsönhatás ezen ionok, a kölcsönhatás a ionok az oldószer molekulái. Az aktivitást társított keresztül koncentráció aktivitási koefficiens (# 947):

aktivitási együttható - ellen dolgozik kiváltó erők elhajlás a megoldás tulajdonságok ideális megoldásokat. Például, pH = - lg aH +.

Azt találtuk, hogy az alacsony koncentrációja rastvorahkoeffitsient ion aktivitást meghatározzuk csak elektrosztatikus kölcsönhatások. ezért # 947; csak ez függ az elektrolit koncentráció és az ionos töltés, és nem függ a természet a elektrolit. Egy intézkedés az elektrosztatikus kölcsönhatás ionerősségének az oldatot az (I).

Kommunikációs aktivitási együttható az elektrolit oldat ionerőssége leírja a korlátozó törvénye Debye-Hückel:

ahol A jelentése - együttható, amely függ a hőmérséklettől és dielektromos állandója az oldószer víz 298 K. A = 0,509. Jellemzően, az ionerősség az oldat számítjuk, és ez alapján meghatározzuk a tevékenységet tényező a közelítő kiszámítása a referencia adatok:

Hidrolízise a só az a folyamat kölcsönhatást ionokkal sós víz ionokat a változás a pH-környezetben. Ennek előfeltétele a kialakulását hidrolízis Kis- disszociált anyagok (gyenge elektrolit).

Minőségileg a reakcióközeg alkalmazásával határozzuk meg a mutatók. Négyféle a vízzel való kölcsönhatás sók reakciók:

1. A képződött sót erős bázissal ionok (kationok) és erős sav (anion), nem hidrolizáljuk. Megoldások Ilyen sók semleges közegben pH ≈ 7.

2. A képződött sót egy erős bázis kationok és anionok gyenge (középső) savas hidrolízis anion (pH> 7 oldat).

KCN + H2 O # 8644; KOH + HCN,

ionos egyenlet: K + + CN - + H2 O # 8644; K + + OH - + HCN,

rövidített ionos egyenlet CN - + H2 O # 8644; OH - + HCN.

3. A képződött sót kationjaival gyenge bázis és erős sav anionok, a kation a hidrolizált (pH <7).

ionos egyenlet NH4 + + Cl - + H2 O # 8644; NH4 OH + H + + Cl -,

rövidített ionos egyenlet NH4 + + H2 O # 8644; NH4 OH + H +.

4. A só által alkotott kationok a gyenge bázis és gyenge sav anionok, teljesen hidrolizáljuk, és így egy gyenge sav és egy gyenge bázis (pH ≈7 oldat).

Hidrolízis képződött sók többszörösen töltött ionok bekövetkezik lépésenként. Például, a nátrium-foszfát-hidrolízis három szakaszban megy végbe:

Hidrolízise réz-klorid két stádiumban megy végbe:

1. lépcső CuCI 2 + H2 O # 8644; CuOHCl + HCI;

Cu 2+ + 2CI - + H2 O # 8644; CuOH + + Cl - + H + + Cl -;

2. szakasz: CuOHCl + H2 O # 8644; Cu (OH) 2 + HCI;

Szobahőmérsékleten, sókat hidrolizáljuk, általában csak az egyik szakaszban, kivéve a sók, amelyek egy kationt egy gyenge bázis, és a gyenge sav anion.

Mennyiségileg a hidrolízis reakciót jellemzi hidrolízisfoka b és állandó KG hidrolízis. A hidrolízis foka arányt jelent koncentrációja hidrolizált molekulák teljes koncentrációjára az anyag. A hidrolízis foka függ a hőmérséklettől és az anyagok koncentrációjának. Az egyensúlyi állandója a hidrolízis reakciót úgynevezett hidrolízis állandó. Ez összefügg a hidrolízis mértéke a következő egyenlet szerint:

Hidrolízis állandó kapcsolódó ionos terméket víz segítségével disszociációs állandó gyenge elektrolitok:

- a sót hidrolizálják által alkotott kationok az erős bázisok vagy gyenge anioncserélő (átlag) sav;

- a sót hidrolizálják által alkotott kationok a gyenge bázis és erős sav anionok;

- a sót hidrolizálják által alkotott kationok a gyenge bázis és gyenge sav anionok.

A egyenletek (8.2.12 - 8.2.14) BWW - disszociációs állandója egy gyenge bázis, FTC - disszociációs állandója a gyenge savval.