На головну

Лекція 14. Гідроліз солей. буферні розчини

  1.  Антонов А. і., Борисов В. а. Лекції по демографії. М., 2011. Лекція 7. С. 373-416.
  2.  Асфальтораствори і асфальтобетони
  3.  буферної системи
  4.  Буферні системи їх класифікація та механізм дії. Ємність буферних систем.
  5.  Буферні системи крові.
  6.  Вступна лекція
  7.  Вступна лекція

Ключові слова: Гідроліз, гідроліз по катіону, гідроліз за аніоном, гідроліз по катіону і аніону, константа гідролізу (Кг), ступінь гідролізу (h), рH розчинів солей, буферні розчини, буферна ємність, розрахунок рН буферних сумішей.

Гідроліз солей -це іонно-обмінна взаємодія солі з водою. Реакція протікає, якщо в продуктах утворюється слабка кислота і / або слабка основа. Вона заснована на поляризующем дії іонів солі на молекули води, в результаті якого порушується рівновага дисоціації води: Н2О Н+ + ОН-.Гідроліз - це реакція зворотна нейтралізації, і йде, отже, з поглинанням тепла, тобто гідроліз ендотермічний процес.

Солі, утворені сильними основами і сильними кислотами (NаСl, КNO3, Rb2SO4), Не містять іонів, здатних до взаємодії з водою, тому гідролізу не наражати. Реакція середовища в розчині таких солей нейтральна (рН = 7).

Гідроліз по катіонухарактеризує солі, утворені сильною кислотою і слабкою основою (NH4Cl, ZnSO4, Al (NO3)3). В результаті катіон солі пов'язує іони ОН- з води. У розчині збільшується концентрація іонів Н+ і реакція середовища стає кислою (рН <7). наприклад:

NH4+ + HOH  NH4OH + H+ (Рівняння в короткій іонної формі)

NH4Cl + HOH  NH4OH + HCl (повне молекулярне рівняння)

Кількісно гідроліз характеризується константою гідролізу (Кг) І ступенем гідролізу (h). Константа гідролізу солі сильної кислоти і слабкої основи розраховується за формулою

Кг = [Кв / Косн], де Кв - Іонний добуток води, Косн - Константа дисоціації слабкої основи.

Розрахунок рН в розчині солі слабкої основи і сильної кислоти здійснюють за формулою

рН = 7 + ? lgKосн - ? lgСсолі, Де Ссолі - Молярна концентрація солі.

Гідроліз за аніономхарактеризує солі, утворені слабкою кислотою і сильною основою (NаF, Na2CO3, Rb3PO4). Анион солі пов'язує катіон Н+ води і в розчині накопичуються іони ОН-, Середовище лужне (рН> 7).

F- + H2O H+ + OH- (Рівняння в короткій іонної формі)

NaF + HOH  HF + NaOH (повне молекулярне рівняння)

Константа гідролізу солі сильного підстави і слабкої кислоти розраховується за формулою Кг= [Кв / Ккисл], Де Ккисл - Константа дисоціації слабкої кислоти.

Розрахунок рН в розчині солі сильної основи і слабкої кислоти здійснюють за формулою рН = 7 - ? lgKкисл + ? lgСсолі.

Гідроліз по катіону і аніону протікає в розчинах солей, утворених слабкою кислотою і слабкою основою (NH4CN, NH4СH3COO). Реакція середовища в розчинах таких солей близька до нейтральної. Може бути слабокислою або слабощелочной і визначається здатністю до дисоціації продуктів гідролізу: слабкої кислоти і слабкої основи.

NH4F + HOH  NH4OH + HF (повне молекулярне рівняння)

Константа гідролізу солі слабкої однокіслотного основи і слабкої одноосновної кислоти:Кг = [Кв / (Ккисл• Доосн)].

Розрахунок рН в розчині солі слабкої основи і слабкої кислоти:

рН = 7 - ? lgKкисл + ? lgКосн.

Солі, утворені слабкою основою і слабкою кислотою (Al2S3, Cr2S3, Al2(СО3)3), Можуть піддаватися необоротного розкладання водою, якщо в продуктах утворюються опади або виділяється газ. Водні розчини таких солей не існують. Наприклад: Al2S3 + 6 HOH  2 Al (ОН)3 + 3H2S ^

ступінь гідролізу солі (h)- Це відношення кількості речовини солі, яка зазнала гідролізу, до загальної кількості речовини солі. Константа гідролізу (Кг) і ступінь гідролізу (h) пов'язані співвідношенням

Кг= Ссолі.h2/ (1-h), де Ссолі- Молярна концентрація солі в розчині.

якщо h << 1, то Кг = Ссолі.h2; .

Ступінь гідролізу солі визначається наступними факторами:

1.Так як гідроліз - процес ендотермічний, то підвищення температури підсилює гідроліз.

2. Чим слабкіше кислота і / або підстава, що утворюються при гідролізі, тим вище ступінь гідролізу їх солей.

3. Чим менше молярна концентрація солі, тим ступінь гідролізу вище, т. Е. З розведенням гідроліз посилюється.

4. За принципом Ле-Шательє, додавання продуктів гідролізу його пригнічує.

буферний розчин- Це розчин, що містить рівноважну систему, здатну підтримувати практично постійне значення рН при розведенні або при додаванні невеликих кількостей кислоти або лугу. Буферні розчини володіють амфотерними властивостями, взаємодіють з сильними кислотами і підставами. Їх характеризують робочої областю рH і буферною ємністю.

Контрольні питання:

1. Гідроліз: визначення, основні поняття.

2. Типи гідролізу солей, приклади, реакції.

3. Константа гідролізу. Ступінь гідролізу.

4. Фактори, що впливають на ступінь гідролізу.

5. Розрахунок рН розчинів солей.

6. Буферні розчини.

Список рекомендованої літератури:

1. Глінка Н. л. Загальна хімія: навч. посібник для вузів / Н. л. Глінка. - М .: КНОРУС, 2009. - С. 264 - 270.

2. Коровін Н. в. Загальна хімія: підручник для технічних направл. і спец. вузів - 7-е изд., испр. - М .: Вища школа, 2006. - С. 234 - 238.


О. б. Чалова




 КОРОТКИЙ КУРС ЛЕКЦІЙ |  РГР (домашні завдання або контрольні роботи), залік - 0, іспит - 1 |  Для студентів нехімічних спеціальностей: ПГ, БПГ, ПС, БПС, ВВ, ДС, ЕС, ГФ |  Лекція 1. Квантово-механічна модель будови атома |  Лекція 2. Електронні конфігурації атомів. Періодичний Закон. Періодична система Д. і. Менделєєва |  Лекція 3. Основні типи хімічного зв'язку. ковалентний зв'язок |  Полярність і поляризованість ковалентного зв'язку і молекул |  Лекція 5. Міжмолекулярні взаємодії. воднева зв'язок |  Лекція 6. Хімічна термодинаміка |  Лекція 7. Хімічна кінетика |

© um.co.ua - учбові матеріали та реферати