загрузка...
загрузка...
На головну

гідроліз солей

  1. В) Отримання солей реакцією нейтралізації.
  2. гідроліз апппараттари
  3. ГІДРОЛІЗ СОЛЕЙ
  4. Гідроліз солей. Роль в живому організмі.
  5. Графічне зображення формул солей
  6. Засолені грунти, їх освіту і умови накопичення солей в грунтах

Іонний добуток води. Застосовуючи закон дії мас до рівноваги дисоціації води:

H2O-H+ + OH~ отримуємо

визначення Додисс методом вимірювання електропровідності при 22 ° С дає величину, рівну 1,8 • 10-16 Тому можна вважати концентрацію недіссоціірованних молекул води величиною постійною. Молярна концентрація дорівнює:

.

Підставивши це значення у вираз константи дисоціації, отримаємо іонний добуток води (  ):

Таким чином, у водних розчинах електролітів, і в кислотних, і в лужних, це іонний добуток залишається постійним, при 22 ° С дорівнює 1 • 10-14. При підвищенні температури іонний добуток підвищується. Так, при 55 ° С воно стає рівним 5,6 • 10 -14.

У нейтральному розчині:

Концентрацію іонів водню і гідроксилу зручніше висловлювати в логарифмічною шкалою. Тому, позначивши через рН негативний логарифм концентрації іонів водню (водневий показник), Отримуємо: рН = -lgС (Н+)

Тоді в нейтральному середовищі рН = -lg10-7= 7.

Додаток до води кислот і лугів змінює концентрацію водневих і гідроксильних іонів, і рівновагу зміщується, але числове значення  залишається постійним.

У кислому середовищі концентрація іонів водню змінюється в межах від 10-1 до 10-7, Отже, рН змінюється в інтервалі від 1 до 7, тобто в кислому середовищі рН <7.

У лужному середовищі концентрація іонів гідроксилу більше концентрації іона водню >  тобто концентрація іона водню  буде визначена в межах від 10-7 до 10-14, А рН - від 7 до 14.Значіт, в лужному середовищі рН> 7.

Для визначення реакції середовища користуються індикаторами: лакмусом, Метилоранж, фенолфталеїном і т.д. Вони змінюють своє забарвлення залежно від рН середовища.

Точні визначення рН середовища виробляються спеціальними приладами рН-метрами.

У водних розчинах хімічну рівновагу дисоціації води Н2О-Н+ + ОН- зміщується в результаті зв'язування розчинених речовин з водою.

Так, при наявності в воді солі, що містить катіон слабодіссоціірующего з'єднання До+ йде взаємодія

К+ + Н2Про - КОН + Н+

з утворенням слабодіссоціірующего підстави КОН. Зв'язування іонів ОН- води призводить до зміщення хімічної рівноваги води вправо і накопичення в розчині іонів водню Н+, Що обумовлюють кислу реакцію середовища (рН <7).

Сіль, що містить в розчині аніон слабкої кислоти А-, Пов'язує Н+ в слабодіссоціірующую кислоту на:

А- + Н2Про - НА + ОН-.

Накопичуються в розчині іони ОН- створюють лужне середовище (рН> 7).

Обмінну реакцію речовин з водою, що супроводжується зміною концентрації водневих іонів називають гідролізом. Гідролізу піддаються різні речовини: солі, карбіди, вуглеводи, білки, жири і т.д. Гідроліз - широко поширений процес: руйнування гірських порід обумовлено значною мірою гідролізом складових їх мінералів - алюмосилікатів. На гідролізі грунтується отримання мила, осахаривание крохмалю і багато інших виробництв.

Реакції гідролізу є оборотними реакціями, при яких встановлюється новий стан рівноваги з рН-середовища, що відрізняються від нейтральної.

Гідролізу піддаються тільки ті солі, до складу яких входять або іони слабкої кислоти, або іони слабкої основи. Солі, утворені сильними основами і сильними кислотами, гідролізу не наражати, так як іони таких солей не можуть утворювати з іонами води слабодіссоціірующіх або важкорозчинних речовин. Так, наприклад, у водному розчині NaCl існує іонну рівновагу:

NaCl + Н2Про - NaOН + HCl;

Na+ + C1- + H2O - Na+ + OH- + Н+ + C1-.

Після скорочення отримуємо: Н2Про - ОН- + Н+.

Тому для водних розчинів таких солей, як NaCl, KNO3, Na2SO4 і ін., рН = 7.

Розрізняють три випадки гідролізу солей:

1. Солі, утворені сильною основою і слабкою кислотою (наприклад, KCN, СН3СООН, Na2CO3, K2S). Їх гідроліз обумовлений зв'язуванням іонів водню води в слабодіссоціірующую кислоту, наприклад:

KCN + НОН - KOН + НCN

в іонному вигляді:

К+ + CN- + НОН - К+ + ОН- + HCN.

Іони CN- зв'язуються іонами Н+ води в слабодіссоціірованние молекули HCN. Середовище стає лужний за рахунок накопичення іонів ОН-.

Аналогічно протікає реакція з ацетатом натрію CH3COONa:

CH3COONa + НОН-СН3СООН + NaOH,

або в іонному вигляді:

СН3СОО- + Na+ + Н2Про -СН3СООН + Na+ + ОН-.

Гідроліз в даному випадку зводиться до зв'язування іонів водню анионами солей в слабодіссоціірующее з'єднання, тому солі цього виду гідролізуються по аніону.

Солі, що містять многовалентние аніони Na2CO3, K2S, Na3PO4, До23, Гідролізуються по стадіях:

1ступень Na2CO3 + Н2Про - NaHCO3 + NaOH,

або в іонної формі:

CO32 + НОН - НCO3- + ОН-.

Іони СО32 зв'язуються з іонами Н+ молекул води з утворенням іонів НСО3-, Але не молекул Н2СО3. Це пояснюється тим, що іони НСО3- диссоциируют набагато важче, ніж молекули Н2СО3.

Друга стадія гідролізу цієї солі:

NaHCO3 + Н2Про - NaOН + Н2СО3,

Na+ + НСО3- + Н2Про - NaOН + Н2СО3

призводить до підвищення лужності середовища; тк як накопичуються в розчині іони ОН-. Прикладом ступеневої гідролізу є також реакція фосфату натрію з водою:

1 ступінь: Na3PO4 + НОН -Na2HPO4 + NaOH;

2 ступінь: Na2HPO4 + НОН - NaH2PO4 + NaOH;

3 ступінь: NaH2PO4 + НОН -Н3РВ4 + NaOH.

При гідролізі цією типу солей створюється лужна реакція середовища рН> 7, а індикатор лакмус забарвлюється в синій колір.

2. Солі, утворені слабкою основою і сильною кислотою (наприклад, NH4C1, Al2(SO4)3, ZnCl2, CuSO4, Fe2(SO4)3,), Також піддаються гідролізу. Гідроліз цих солей обумовлений зв'язуванням іонів гідроксилу води в слабодіссоціірующее підставу, наприклад:

NH4Cl + НОН - NH4ВІН + HCl,

або в іонної формі:

NH4+ + Cl- + НОН - NH4ВІН + H+ + Cl-,

У розчині накопичуються надлишкові іони водню і рН розчину таких солей менше семи (РН <7), тобто розчин кислий Солі з багатозарядними катионами гідролізуються ступінчасто, так як в результаті гідролізу утворюється основна сіль, а не вільне підставу, наприклад:

2ZnSO4 + 2Н2Про - (ZnOH)2SO4+ H2SO4,

2Zn2+ + 2SO42 + 2H2O - 2ZnOH+ + SO42 + 2H+ + SO42.

Після скорочення отримуємо:

2Zn2++ 2Н2Про - 2ZnOH+ + SO42 + 2 H+.

Тільки другий ступінь гідролізу дає підставу:

(ZnOH)2SO4 + 2Н2Про - 2Zn (OH)2v + H2SO4.

Солі з трехзаряднимі катионами гідролізуються в три стадії:

CrCl3 + H2O - CrOHCl2 + HCl;

СrOНСl2 + Н2Про - Cr (OH)2Cl + HCl;

Сг (ОН)2Сl + Н2Про -Сг (ОН), + НСl.

Реакція розчину таких солей буде кислою, рН <7.

Солі утворені слабкою основою і сильною кислотою, пов'язують іони ОН- молекул води в слабодіссоціірованние з'єднання NH4OH або в складні катіони типу ZnOHl+, CrOH2+ і ін. В такому випадку вважається, що солі гідролізуються по катіону. Найлегше проходить перша стадія гідролізу, друга - важче, третя - мізерно мала.

3. Солі, утворені слабкою основою і слабкою кислотою (наприклад, A12S3, CH3COONH4). Солі даного типу легше за інших піддаються гідролізу, так як їх іони одночасно пов'язують іони H+ і ОН-, Зрушуючи рівновагу дисоціації води в бік утворення нових іонів. Залежно від зарядності катіона і аніона при гідролізі солей, утворених слабкою основою і слабкою кислотою можуть утворитися:

а) слабка основа і слабка кислота (якщо катіон і аніон однозарядними), наприклад:

CH3COONH4 + НОН - СН3СООН + NH4OH,

або в іонної формі

СН3СОО- + NH4+ + НОН > СН3СООН + NH4OH;

б) слабка кислота і основна сіль (якщо катіони Багатозарядний), наприклад:

Fe (CH3COO)3 + Н2Про > FеОН (СН3СОО)2 + СН3СООН,

або в іонної формі

Fe3+ + ЗСН3СОО- + Н2Про > FeOH2+ + 2СН3СОО- + СН3СООН;

в) слабка основа і кисла сіль (якщо аніон багатозарядний), наприклад:

(NH4)2S + Н2Про > NH4НS + NH4OH;

або в іонної формі

2NH4+ + S2 + Н2Про > NH4+ + HS- + NH4OH.

При гідролізі солей, утворених слабкою основою і слабкою кислотою, рН розчину може бути 7 (якщо утворюються кислота і підставу однакові за силою). Реакція розчину буде слабокислою, якщо кислота сильніше підстави, або слаболужною, якщо підстава сильніше кислоти.

У більшості випадків гідроліз є оборотним процесом, але деякі з солей, утворених дуже слабкою основою і дуже слабкою кислотою, піддаються необоротного гідролізу. Прикладом можуть служити реакції:

Cr2S3 + 6Н2Про > 3H2S ^ + 2Cr (OH)3v;

А12(СО3)3 + 6Н2Про > 2А1 (ОН)3v + ДТ2Про + ЗСО2^

Тут процес йде необоротно, тому що продукти гідролізу йдуть зі сфери реакції у вигляді опадів і газів. Солі данноговіда гідролізуються по катіону і аніону.

Кількісно гідроліз солей визначається ступенем гідролізу, як відношення числа гідролізованих молекул до загального числа молекул солі, що є в розчині. Ступінь гідролізу виражається в частках і в процентах.

Ступінь гідролізу залежить від хімічної природи взятої солі, від її концентрації, від температури. Для солей, які зазнали ступенчатому гідролізу, найбільша величина ступеня гідролізу - в першій стадії.

Гідроліз - процес оборотний, тому він підкоряється закону дії мас. Змінюючи концентрацію одного з компонентів, що беруть участь в рівновазі, можна змістити цю рівновагу в певному напрямку.

Ступінь гідролізу зростає зі збільшенням кількості води і з підвищенням температури. Ці ж фактори підвищують ступінь електролітичноїдисоціації.

Навіть невеликі числові значення ступеня гідролізу значно змінюють реакцію середовища. Так. 0,1 н. розчин Na2CO3 має ступінь гідролізу 2,9%, а реакція середовища в результаті гідролізу змінює рН від 7 до 10.

Додавання кислоти пли лугу призводить до зменшення гідролізу. Додаток кислоти до розчину солі MgCl2 пригнічує гідроліз цієї солі:

MgCl2 + НОН - MgOHCl + НСl;

Mg2+ + НОН - MgOH+ + H+.

Аналогічну дію має додана луг до солі сильної основи і слабкої кислоти:

K2SO3 + НОН - KHSO3 + КОН,

SO32 + НОН - HSO32 + ОН-.

Чим сильніше прібавляеміе для змішування рівноваги кислоти або лугу, тим більше зсув рівноваги вліво.

Гідроліз солей посилюється при розведенні їх розчинів водою і при підвищенні температури (як будь-яка хімічна реакція). З цієї причини деякі солі існують тільки в твердому стані або в концентрованих розчинах, а багато солі руйнуються при нагріванні їх розчинів

 



Попередня   24   25   26   27   28   29   30   31   32   33   34   35   36   37   38   39   Наступна

основи термохіміі | Швидкість хімічної реакції | хімічна рівновага | Швидкість гетерогенних хімічних реакцій | Види сорбції; адсорбційна рівновага | СИСТЕМИ | Розчини. | осмотичний тиск | Відносне зниження тиску насиченої пари розчинника над розчином дорівнює молярної частки розчиненої речовини. | Електролітична дисоціація |

загрузка...
© um.co.ua - учбові матеріали та реферати