Заглавная страница Избранные статьи Случайная статья Познавательные статьи Новые добавления Обратная связь КАТЕГОРИИ: АрхеологияБиология Генетика География Информатика История Логика Маркетинг Математика Менеджмент Механика Педагогика Религия Социология Технологии Физика Философия Финансы Химия Экология ТОП 10 на сайте Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрацииТехника нижней прямой подачи мяча. Франко-прусская война (причины и последствия) Организация работы процедурного кабинета Смысловое и механическое запоминание, их место и роль в усвоении знаний Коммуникативные барьеры и пути их преодоления Обработка изделий медицинского назначения многократного применения Образцы текста публицистического стиля Четыре типа изменения баланса Задачи с ответами для Всероссийской олимпиады по праву Мы поможем в написании ваших работ! ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ?
Влияние общества на человека
Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрации Практические работы по географии для 6 класса Организация работы процедурного кабинета Изменения в неживой природе осенью Уборка процедурного кабинета Сольфеджио. Все правила по сольфеджио Балочные системы. Определение реакций опор и моментов защемления |
Гидролиз солей. Степень и константа гидролиза
Гидролизом называют реакции взаимодействия веществ с водой, приводящие к образованию слабодиссоциирующих веществ: слабых кислот или оснований, кислых или основных солей. Результат гидролиза можно расценивать как нарушение равновесия диссоциации H2O. Рассмотрим процессы при растворении солей в воде. Соли, как правило, – сильные электролиты, поэтому происходит их полная диссоциация на ионы, которые, в свою очередь, могут взаимодействовать с ионами Н+ или ОН- воды. Следовательно, гидролиз солей протекает за счет взаимодействия ионов соли с водой. Этот процесс – частный случай реакций ионного обмена, когда в качестве реагента выступает вода. В зависимости от катионов и анионов соли можно разбить на ряд групп, различающихся между собой по характеру образующих эти соли кислот и оснований: I. Соли слабой одноосновной кислоты и сильного однокислотного основания. Например, растворяется ацетат калия. Являясь сильным электролитом, он полностью диссоциирует на ионы, но вода также частично диссоциирует. Возможно возникновение следующего процесса: CH3COOK + H2O ↔ K+ + CH3COO- + OH- + H+ ↔ CH3COOH + K+ + OH- Так как уксусная кислота – слабый электролит, то при столкновении ее кислотных остатков с ионами Н+ воды, образуются недиссоциированные молекулы уксусной кислоты. Удаление из раствора части ионов Н+ вызывает сдвиг равновесия процесса диссоциации воды слева направо. Содержание ионов ОН- в растворе нарастает. Раствор приобретает щелочную реакцию. В момент достижения равновесия применение закона действия масс приводит к выражению: , [H2O] в разбавленных растворах – величина постоянная, поэтому произведение К [H2O] – тоже константа. Ее называют константой гидролиза Кгидр: Константу гидролиза можно выразить через ионное произведение воды и константу диссоциации кислоты. Для этого умножим числитель и знаменатель на [H+] и запишем: В результате гидролиза число образующихся молекул слабой кислоты равно числу оставшихся от молекул воды несвязанных ионов - [ОН-]:[СН3СООН] = [ОН-] Концентрация ионов соли практически равна концентрации этой соли, так как сильные электролиты диссоциируют полностью: [CH3COO-] = где – концентрация соли в растворе. Подставляем для Кгидр:
откуда [OH-] = (Kгидр– )1/2 Концентрация ионов гидроксила в растворе соли слабой одноосновной кислоты и сильного однокислотного основания равна квадратному корню из произведения константы гидролиза соли на ее концентрацию. Так как , то [OH-] = ()1/2 В тех случаях, когда константа диссоциации кислоты очень мала, нельзя пренебрегать в расчете частью ее анионов, связавшейся в недиссоциированные молекулы. В этом случае расчет ведут по более точному выражению , откуда [OH-] = . II. Соли сильной одноосновной кислоты и слабого однокислотного основания. Примером такой соли является хлорид аммония. Он сильный электролит и диссоциирует полностью NH4Cl → NH4+ + Cl- Вода также частично диссоциирует: H2O ↔ H+ + OH- Столкновение ионов NH4+ с ионами ОН- приводит к образованию соединения NH4ОH, легко превращающееся в аммиак и воду. Общую схему процесса можно представить уравнением: NH4Cl + H2O ↔ NH4+ + Cl- + OH- + H+ ↔ NH4OH + H+ + Cl- Связывание ионов ОН- из раствора вызывает сдвиг диссоциации воды слева направо. Концентрация ионов Н+ в растворе растет. Таким образом, гидролиз солей слабых однокислотных оснований и сильных одноосновных кислот создает кислую среду. Рассуждая аналогично I случаю, получим: . Подставим вместо [NH4ОH] равную ей концентрацию ионов [Н+], а вместо [NH4+] приближенно равную ей концентрацию соли Ссоль. Получим: Если образующееся при гидролизе основание очень слабое, то расчет ведут по более точной формуле . III. Соли слабой одноосновной кислоты и слабого однокислотного основания. При растворении ацетата аммония в воде наступает его практически полная диссоциация: CH3COONH4 → NH4+ + CH3COO- Столкновение ионов NH4+ и СН3СОО- с молекулами воды приводит к образованию слабо диссоциирующих молекул соответственно слабого основания NH4ОH и слабой кислоты СН3СООН по схеме: CH3COONH4 + H2O ↔ NH4OH + CH3COOH Так как образующиеся вещества – слабые электролиты, то в результате соли слабых кислот и слабых оснований подвергаются почти полному гидролизу, а реакция среды в растворах определяется соотношением силы кислоты и основания. Применим к нему закон действия масс для момента равновесия Это выражение можно упростить. Умножим числитель и знаменатель на ионное произведение воды
. Константы диссоциации основания и кислоты выражаются соответственно: ; откуда следуют выражения для [NH4+] и [СН3СОО-] , . Чтобы получить формулу для расчета [Н+], проведем ряд последовательных преобразований. Из уравнения: [NH4+] = [CH3COO-]; [CH3COOH] = [NH4OH] Вместо [NH4ОH] подставим равную ей [СН3СООН], получим Затем в константу диссоциации кислоты введем вместо [СН3СОО-] равную ей [NН4+], получим: Умножаем числитель и знаменатель соотношения на [Н+] и после сокращения [СН3СООН] и преобразований получим: [H+] = Из формулы видно, что концентрация ионов водорода в растворе соли слабой кислоты и слабого основания не зависит от концентрации раствора соли, а только от соотношения констант диссоциации кислоты и основания. IV. Соль сильного основания и сильной кислоты. Такая соль в растворе диссоциирует полностью, например хлорид калия KCl → K+ + Cl- В отличие от рассмотренных выше случаев ионы соли – сильного электролита – не могут образовать с водой слабых электролитов, а раз нет взаимодействия с водой, то, следовательно, соли сильных кислот и сильных оснований гидролизу не подвергаются. Среда в растворе остается нейтральной. Гидролиз многокислотных или многоосновных солей протекаент по ступеням. Для характеристики гидролиза различных солей вводятся две величины. Константа гидролиза (Кгидр) равна в момент динамического равновесия отношению произведения концентраций продуктов гидролиза к произведению концентраций гидролизующихся ионов соли. Степень гидролиза (αгидр) – отношение числа гидролизованных молекул соли к числу растворенных Константы гидролиза соли растут по мере уменьшения констант диссоциации кислот и оснований, образующихся в результате процесса. Следовательно, возрастает и количество гидролизованных молекул. Степень гидролиза соли возрастает по мере уменьшения констант диссоциации кислот и оснований, образующихся в результате процесса.
|
||||||
Последнее изменение этой страницы: 2017-02-05; просмотров: 490; Нарушение авторского права страницы; Мы поможем в написании вашей работы! infopedia.su Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Обратная связь - 18.118.1.232 (0.012 с.) |