У розведених розчинах електролітів (кислот, основ, солей) між іонами можуть протікати хімічні реакції, які не супроводжуються змінами ступенів окислення. Вони називаються реакціями іонного обміну.
Іонно-обмінні реакції протікають практично необоротно, якщо утворюються малорозчинні речовини (вони випадають в осад), легколетучие речовини (вони виділяються у вигляді газу) або малодиссоциирующие речовини - слабкі електроліти (в тому числі вода), комплексні сполуки.
Іонообмінні реакції записують зазвичай за допомогою молекулярного, повного іонного і короткого іонного рівнянь. Наприклад, молекулярне рівняння:
скорочене іонне рівняння:
Pb 2+ + 2I - = PbI2 ↓.
Іонний добуток води
Вода - дуже слабкий електроліт, тому на іони дисоціюють в незначній мірі:
Для даного рівноваги на основі закону дії мас, можна записати константу рівноваги - константу дисоціації води (КД):
До В- називають іонним твором води. При 25 ° С К В = 1 · 10 -14. тоді
[Н +] × [ОН -] = 1 · 10 -14
Отримане рівняння показує, що для води і розбавлених водних розчинів при незмінній температурі твір концентрацій іонів водню і гідроксид-іонів є величина постійна. У чистій воді при 25 о С
[H +] = [ОН -] = 1 · 10 -7 моль / л
Розчин, в якому концентрація іонів водню дорівнює концентрації гідроксид-іонів називають нейтральним. Якщо концентрація [Н +]> [ОН -], то такий розчин називають кислим. Якщо концентрація [Н +] <[ОН – ], то раствор называют щелочным .
Кислотність або лужність розчину виражають іншим зручнішим способом: замість концентрацій іонів водню [H +] і гідроксид-іонів використовують їх десятковий логарифм, узятий з оберненим знаком:
рН = - lg [Н +], рОН = - lg [ОН -].
Величина рН називається водневим показником і для характеристики середовища розчину використовується частіше:
рН> 7 - середовище лужне;
рН <7 – среда кислая;
рН ≈ 7 - середовище нейтральна.
При використанні величин концентрацій часто спостерігається відхилення від закону діючих мас, в основному для сильних електролітів. Тому замість концентрацій користуються активностями електроліту (а). Відмінність активності електроліту від концентрації пов'язано з частковою або повною дисоціацією його молекул на іони, появою сил електростатичного взаємодії цих іонів, взаємодією іонів з молекулами розчинника. Активність пов'язана з концентрацією через коефіцієнт активності (# 947;):
Коефіцієнт активності - робота проти сил, що викликають відхилення властивостей розчину від властивостей ідеальних розчинів. Наприклад, рН = - lg aH +.
Встановлено, що в малоконцентровані растворахкоеффіціент активності іона визначається тільки електростатичними взаємодіями. отже, # 947; залежить тільки від концентрації електроліту і заряду іона і не залежить від природи електроліту. Мірою електростатичного взаємодії є іонна сила (I).
Зв'язок коефіцієнта активності електроліту з іонною силою розчину описує граничний закон Дебая-Хюккеля:
де А - коефіцієнт, що залежить від температури і діелектричної постійної розчинника Для води при 298К А = 0,509. Зазвичай для наближених розрахунків розраховують іонну силу розчину і на підставі цього визначають коефіцієнт активності за довідковими даними:
Гідролізом солі називається процес взаємодії іонів солі з іонами води зі зміною рН середовища. Обов'язковою умовою гідролізу є утворення малодисоційованих речовини (слабкого електроліту).
Якісно реакцію середовища визначають за допомогою індикаторів. Виділяють чотири типи реакцій взаємодії солей з водою:
1. Сіль, утворена іонами сильного підстави (катіонами) і сильної кислоти (аніонами), гідролізу не береться. Розчини таких солей мають нейтральне середовище рН ≈ 7.
2. Сіль, утворена катіонами сильного підстави і аніонами слабкої (середньої) кислоти, гідролізується за аніоном (рН розчину> 7).
KCN + H2 O # 8644; KOH + HCN,
іонне рівняння: K + + CN - + H2 O # 8644; K + + OH - + HCN,
скорочене іонне рівняння CN - + H2 O # 8644; OH - + HCN.
3. Сіль, утворена катіонами слабкої основи і аніонами сильної кислоти, гідролізується по катіону (рН <7).
іонне рівняння NH4 + + Cl - + H2 O # 8644; NH4 OH + H + + Cl -,
скорочене іонне рівняння NH4 + + H2 O # 8644; NH4 OH + H +.
4. Сіль, утворена катіонами слабкої основи і аніонами слабкої кислоти, гідролізується повністю до освіти слабкої кислоти і слабкої основи (рН розчину ≈7).
Гідроліз солей, утворених багатозарядними іонами протікає східчасто. Наприклад, гідроліз фосфату натрію протікає в три ступені:
Гідроліз хлориду міді протікає в дві ступені:
1-й ступінь CuCl2 + H2 O # 8644; CuOHCl + HCl;
Cu 2+ + 2Cl - + H2 O # 8644; CuOH + + Cl - + H + + Cl -;
2-й ступінь: CuOHCl + H2 O # 8644; Cu (OH) 2 + HCl;
При кімнатній температурі солі гідролізуються, як правило, тільки по 1 ступені, за винятком солей, утворених катіоном слабкої основи і аніоном слабкої кислоти.
Кількісно реакція гідролізу характеризується ступенем гідролізу b і константою гідролізу КГ. Ступінь гідролізу представляє відношення концентрації гідролізованих молекул до загальної концентрації речовини. Ступінь гідролізу залежить від температури і концентрації речовин. Константа рівноваги реакції гідролізу називається константою гідролізу. Вона пов'язана зі ступенем гідролізу наступним рівнянням:
Константа гідролізу пов'язана з іонним твором води через константи дисоціації слабких електролітів:
- гідроліз солі, утвореної катіонами сильного підстави і аніонами слабкої (середньої) кислоти;
- гідроліз солі, утвореної катіонами слабкої основи і аніонами сильної кислоти;
- гідроліз солі, утвореної катіонами слабкої основи і аніонами слабкої кислоти.
У рівняннях (8.2.12 - 8.2.14) КДО - константа дисоціації слабкої основи, КДК - константа дисоціації слабкої кислоти.