Учебное пособие Санкт-Петербург 2010



страница18/23
Дата09.08.2019
Размер0.87 Mb.
#127483
ТипУчебное пособие
1   ...   15   16   17   18   19   20   21   22   23

6.6. Гидролиз солей

Под гидролизом понимают процесс взаимодействия ионов растворённой соли с молекулами воды, приводящий к изменению в растворе соотношения между ионами водорода и гидроксила [6].

Гидролиз является частным случаем сольволиза – обменного взаимодействия растворённого вещества с растворителем.

В водных растворах солей катионы или анионы, а иногда и те и другие могут оказывать влияние на равновесие воды:



Н2О  Н+ + ОН

Равенство концентраций водорода и гидроксида нарушается и реакция среды оказывается кислой или щелочной.

В реакции гидролиза вступают соли, образованные:


  1. Слабой кислотой и слабым основанием

  2. Слабой кислотой и сильным основанием

  3. Слабым основание и сильной кислотой.

Гидролизу не подвергаются соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием.

Нужно помнить, что к сильным электролитам относятся:

основания щелочных и щелочно - земельных металлов
,

кроме гидроксидов .

Кислоты: безкислородные

Кислородосодержащие можно разделить на четыре класса в зависимости от числа (m) атомов кислорода, не связанных с гидроксильной группой - по общей формуле кислоты: ЭОm(ОН)n ,

где Э – элемент образующий кислоту, О - кислород,

– гидроксильная группа.


Н – O – Cl , m = 0

H – O – Zn – O – H




m=0-очень слабые кислоты

, это очень слабые кислоты.



H – O – Cl = O, m = 1

H – O – S – O – H

||

O


m=1- это слабые кислоты

O

||

O = Cl = O, m= 2



|

O – H





O

||

H – O – S – O – H



||

O


m=2 – это сильные кислоты

m = 3

O


||

O = Mn – O – H

||

O








m=3 – это очень сильные кислоты

1. Равновесия в растворах солей, образованных сильным основанием и анионами слабых кислот. Гидролиз таких солей идёт по аниону, это случай обратимого гидролиза.

а) Соли, образованные одноосновными слабыми кислотами и сильными основаниями.

При растворении в воде цианистого калия эта соль распадётся на

Ионы , встречаясь в водном растворе с ионами , могут дать на какой - то момент неионизированную молекулу.



Степень гидролиза (h)

это число, показывающее, какая часть общего количества соли подверглась гидролизу, превращена под действием воды в соответствующие кислоту или основание, в кислую или основную соль.

Более строгую качественную оценку процесса гидролиза можно получить, рассчитав степень гидролиза соли.

В общем виде:

K+A‾ + H2O = HA + KOH

K+ - катион, A‾ - анион.



K+ +A‾ +HOH = HA + K+ + OH‾

A‾ + HOH = HA + OH‾

Константа равновесия процесса гидролиза равна отношению равновесных концентраций:

Kг = .

После замены , находим

Кг ==,

где Kw – ионное произведение воды, a Kд – константа диссоциации слабой кислоты.

Зная Кг и молярную концентрацию соли, можно вычислить h


A‾ +H2O HA +OH‾

Если общую концентрацию аниона слабой кислоты А‾ обозначить через Ссоли, моль/л, то Ссоли  h – эта концентрация той части анионов А‾, которая подверглась гидролизу и образовалась Ссоли  h моль/л слабой кислоты и Ссоли  h моль/л гидроксильных ионов, т.к. [HA]=[OH‾]

Kг =

При очень малых значениях h константа гидролиза может быть вычислена по формуле:

Кг = , откуда .

Учитывая, что в момент равновесия [HA]=[OH‾]=h,

приближенная формула расчета константы гидролиза имеет вид:

Кг = , откуда [OH‾] = .

В тех случаях, когда величина h > 0,1 выражение константы гидролиза принимает вид:

Кг =

Кг =

,

.


[OH‾] = моль/л или

[OH‾] = .
Расчет концентраций групп [OH‾] и h в растворе можно провести с учетом баланса всех частиц, находящихся в растворе

A‾ +H2O = HA + OH‾

Кг = .

При диссоциации исходной соли КА ⇄ К+ + А‾ образующиеся анионы частично гидролизуются под действием H2O и переходят в кислоту [HA], а некоторая часть ионов остается негидролизованной, поэтому

СКА(исход) = [HA] + [A‾], а [A‾] = Cсоли - [HA],

Кроме того, при гидролизе в момент равновесия [HA] = [OH‾].

Подставим эти выражения концентраций в уравнение константы гидролиза

Кг = .

Если > 100, то расчет [OH‾] проводим по упрощенной формуле:

Кг = .

Если < 100 , то расчет проводим по формуле:

[OH‾]=
h =, т. к. [HA] = [OH‾], h =


б) Равновесие в растворах солей, образованных сильными основаниями и многоосновным анионом слабой кислоты

К солям этого типа относятся нормальные соли, образованные слабыми кислотами: H2S, H2SO3, H2SeO3, H2CO3, H3PO4 H2SiO3 , H4SiO4, H2AsO4 и катионами щелочных металлов


Пример 1:

K2CO3 + H2O ⇄ KHCO3 + KOH

CO3-2 + H2O ⇄ HCO‾3 + OH‾

Na3AsO4 + H2O ⇄ Na2HAsO4 +NaOH

AsO4-3 + HOH ⇄ HAsO4-2 + OH‾

Протекание гидролиза по первой ступени вполне закономерно, т.к. для угольной кислоты



Kд2 << Кд1 (), для ортомышьяковой кислоты

Kд3 << Кд2 ().

Вторую и тем более третью ступень гидролиза можно не рассматривать т.к. добавка водородных ионов, обусловленная второй ступенью диссоциации очень мала и не превышает погрешность приготовления раствора заданной концентрации, или погрешности определения констант диссоциации.

В соответствии с общей закономерностью равновесий в разных растворах, константы гидролиза многоосновных кислот равны:

Кг(СО3-2) =

Кг(AsO4-3) =
Растворы солей, образованных сильными основаниями и слабыми многоосновными кислотами имеют щелочную реакцию. Расчет pH и степени гидролиза для данных солей аналогичен расчету для растворов одноосновных слабых кислот.
Пример 2:

Вычислить степень гидролиза и рН 0,1М раствора

KNO2 ( = ) при 25о С.

Решение:

KNO2 +H2O ⇄ HNO2 + KOH

NO2‾ + HOH ⇄ HNO2 + pH > 7

Кг =


[OH‾]=Cсоли [OH‾]=моль/л

pOH = -lg[OH‾], pOH = - lg

pH = 14 - 4,85 = 9,15


Пример'>Пример
3:

Вычислить концентрацию групп [OH‾] 0,001М растворе NaCN при 25ºС

Kд HCN =

Решение:

NaCN + H2O = HCN + NaOH

CN‾ +HOH = HCN + OH‾ pH > 7

Кг =


СКCN = [HCN] + [CN‾]
Количество непрогидролизованных групп [CN‾]= CNaCN – [HCN]. В момент равновесия процесса гидролиза [HCN] = [OH‾]. Подставим эти выражения концентраций в уравнение Кг

Кг =

Следовательно, растет [OH‾] ведем по уравнению ,

моль/л
Пример 3:

Определить Кг, h и рН растворов кислых солей, образованных взаимодействием сильных однокислотных оснований и слабых многоосновных кислот ( 0,1М раствор гидросульфида натрия NaHS), если

= (pKH2S = 7,05 )

= (pKHS‾ = 12,89 )

Гидросульфид - ионы (HS‾) гидролизуются и диссоциируют по следующей схеме:

HS‾ +HOH H2S + OH‾



HS‾ H+ + S2-

2HS‾ H2S + S2-

Находим Кг, h и pH этой соли

Кг =


[OH‾] =, [OH‾]=моль/л

pOH=

pH=14 - 3,62=10,38

2. Равновесие в водных растворах солей, образованных катионами слабого основания и анионами сильной кислоты. Это случай обратимого гидролиза. Гидролиз таких солей идет по катиону.

а) Соли, образованные одноосновными слабыми основаниями и сильной кислотой. К этому типу солей относятся: NH4Cl, NH4NO3, (NH4)2SO4, AgNO3, CuCl2 и т.д.

NH4NO3 + H2O ⇄ NH4OH + HNO3

pH < 7


В общем виде

KA + HOH ⇄ KOH + HA K+ - катион А‾ - анион

K+ + HOH ⇄ KOH + H+ pH < 7

Кг =

СKA=[KOH] + [K+] [K+] = CKA [KOH]

В момент равновесия [KOH] = [H+]

Кг =

Если СКА/Кг > 100, то

Кг = [H+] =

Степень гидролиза


Если < 100, то

б) Соли, образованные многовалентными катионами слабого основания и анионами сильной кислоты. К этому типу солей относятся: Cr2(SO4)3, Zn(NO3)3, Pb(NO3)2, Mg(ClO3)2, AlCl3 и т.д.

Zn(NO3)2 +H2O ⇄ ZnOHNO3 + HNO3

Zn+2 + HOH ⇄ ZnOH+ + H+ pH < 7

AlCl3 +H2O ⇄ AlOHCl2 + HCl

Al+3 + HOH ⇄ AlOH+2 + H+

При комнатной температуре и умеренно концентрированных растворах солей гидролиз ограничивается первой стадией. При повышении температуры, а также по мере их разбавления гидролиз солей усиливается и тогда заметно активизируется вторая стадия гидролиза, в результате которой образуются дигидроксоионы

AlOH+2 + H2O ⇄ +H+

FeOH+2 + H2O ⇄ Fe(OH)2+ + H+

При значительном увеличении температуры идет и третья ступень гидролиза

FeCl3 + 3H2O Fe(OH)3 +3HCl

Fe+3+3HOH ⇄ Fe(OH)3↓ + 3H+

В общем виде K+2 – катион А- - анион

K(A)2+H2O ⇄ (KOH)A + HA

K+2 + HOH ⇄ KOH+ + H+ pH <7

Кг =



Пример 5: Al2(SO4)3 + 2H2O ⇄ (AlOH+)2SO4 + H2SO4

Al+3+ HOH ⇄ AlOH+ + 2H+

Кг =

Cu(NO3)2 + H2O ⇄ CuOHNO3 + HNO3

Cu+2 + HOH ⇄ CuOH+ + H+

Кг =

Расчет степени гидролиза и pH раствора проводится подобно расчету для однозарядных катионов.
Пример 6: Рассчитать рН и степень гидролиза 0,1М раствора .

Решение:


,


,

Отношение ,

поэтому

Степень гидролиза



Пример 7:

Рассчитать степень гидролиза и рН 0,002М раствора



Решение:


Отношение

Следовательно, расчёт проводим по уравнению


3. Равновесие в водных растворах солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой.

К таким солям относятся:


При растворении таких солей гидролиз протекает до конца, до образования двух слабых электролитов, рН среды определяется силой одного из электролитов.
Пример 8:


В реакции протекают два процесса:

Степень гидролиза иона находится в обратной зависимости от константы диссоциации образующейся кислоты или основания.

Так как , то


Концентрация образовавшихся ионов прямо пропорциональна степени гидролиза, следовательно, т.е. в рассматриваемом случае раствор соли будет иметь слабощелочную реакцию. А вот в растворе соли среда будет слабокислая, т.к.

Нейтральная реакция раствора соли, образованной слабым основанием и слабой кислотой, возможна лишь при равенстве констант диссоциации основания и кислоты.


Пример 9:

, поэтому соль (СН3СОО)NH4 даёт нейтральный раствор.

Соли, образованные многоосновными кислотами и основаниями, гидролизуются практически необратимо и до конца .

Такие соли, как:

По этой причине такие соли не могут быть получены в растворе.

Рассматривая всё изложенное ранее, легко заметить, что степень гидролиза тем больше, чем меньше концентрация раствора.

Известно, что ионное произведение воды с увеличением температуры от 25ºСдо 100ºС возрастает примерно в 70 раз, тогда как константы диссоциации кислот и оснований в этом температурном интервале, как правило, почти не изменяются. Отсюда следует, что константы гидролиза, а, следовательно и степени гидролиза будут быстро возрастать при нагревании растворов.

Таким образом, степень гидролиза соли будет всегда больше в разбавленных и нагретых растворах.



4. Взаимодействие растворов двух солей, взаимно усиливающих гидролиз друг друга.

В растворах взятых порознь, устанавливаются равновесия

Гидролиз обеих солей ограничивается практически этой первой стадией. Если смешать растворы этих солей, то ионы уходят из среды реакции в виде малодиссоциирующей воды, что смещает оба равновесия вправо и активизирует последующие ступени гидролиза.

Это в конечном счёте приводит к образованию слабого основания и слабой кислоты.


По этой схеме идёт взаимодействие железа (III) и Al (III) с карбонатами щелочных металлов, а также Cr(III) и Al(III) с сульфидом аммония, натрия.

Соли, содержащие однозарядный катион и многозарядный анион – (NH4)2CO3 – при гидролизе приводят к возникновению буферных систем.

(NH4)2CO3+ 2Н2О  NH4OН + NH4НСО3

2NH4+ + CO32– + 2НОН  NH4OН + NH4+ + НСО3.



Буферными называются такие растворы, которые способны сохранять определенное значение рН при добавлении избытка кислоты или основания.

Так добавление в полученную систему ионов водорода приведет к связыванию их в малодиссоциирующую угольную кислоту или дополнительное количество гидрокарбонат ионов, а добавление избытка ионов ОН - увеличит содержание слабого основания. Буферные растворы характеризуются буферной емкостью. Это число эквивалентов кислоты или основания, которые необходимо добавить к 1 л раствора, чтобы изменить рН системы на единицу.



Соли, содержащие сильное основание и сильную кислоту гидролизу не подвергаются, так как их ионы не связываются с ионами воды в малодиссоциирующие соединения. Такой гидролиз сводится к диссоциации воды.


Каталог: wp-content -> uploads -> 2014
2014 -> Программа профессионального модуля техническое обслуживание и ремонт автомобилей Профессия: 23. 01. 03 Автомеханик
2014 -> Нп «палата судебных экспертов»
2014 -> Памятка по протезированию
2014 -> Маникюр маникюр от opi
2014 -> Cборник заданий тестового типа для контроля знаний учащихся по профессии нпо 190631
2014 -> Аир: Часто используется как связующий элемент в заклинаниях или в заговорах, а сам по себе для контроля над личностью. Растущий в саду, аир принесет удачу садовнику и большой урожай растений поблизости. Акация
2014 -> Разбудить сонную артерию
2014 -> Эльмир мамедов


Поделитесь с Вашими друзьями:
1   ...   15   16   17   18   19   20   21   22   23




База данных защищена авторским правом ©vossta.ru 2022
обратиться к администрации

    Главная страница