В В Приседський, В М Виноградов, О І Волкова - Курс загальної хімії у прикладах - страница 32

Страницы:
1  2  3  4  5  6  7  8  9  10  11  12  13  14  15  16  17  18  19  20  21  22  23  24  25  26  27  28  29  30  31  32  33  34  35  36  37  38  39  40  41  42  43  44  45  46  47  48  49  50  51  52  53  54  55  56  57  58  59  60  61  62  63  64  65  66  67 

 

m2              80 10 -3      _2 .

CM =         2=                        - = 10   моль/л.

M   M2-V   40 ■ 200-10_3

Отже

[ОН_] = 10_2-11 = 10_2 моль/л, рОН = _^[ОН_] = _lg10_2 = 2.

Оскільки рН + рОН = 14, то рН = 14 - рОН = 12. Концентрація іонів Н+

10_14    10_14 _

дорівнює:       [H + ] =---------- =------ — = 10    моль/л.       Тепер знаходимо

[OH _ ] 10_2

співвідношення:

 

[Off] = кг2, = 10ю

[H + ]    10_12 .

тобто, концентрація іонів ОН_ у розчині більше концентрації Н+ в 1010 (десять мільярдів) раз.

Контрольні питання: Чи може рН розчинів мати значення менше нуля і більше 14? Обчислить, якою повинна бути концентрація розчину лугу, щоб рН = 15?

 

Гідроліз солей

При розчиненні багатьох солей у воді перебігають реакції обміну між іонами солі і молекулами води, у результаті яких можуть утворитися слабкі електроліти, газоподібні і малорозчинні речовини. Внаслідок цього рівновага

дисоціації води Н2О ^ Н+ + ОН_ зміщується в праву сторону. Залежно від того, які іони (Н+ або ОН_) зв'язуються в продукти гідролізу, водний розчин солі може мати або кисле (рН < 7), або лужне (рН > 7), або близьке до нейтрального (рН » 7) середовище.

Процес обмінної взаємодії іонів солі з водою називається гідролізом солі. Гідролізу піддаються солі слабких кислот або слабких основ. Солі, які утворені сильною кислотою і сильною основою, гідролізу не піддаються, оскільки в цьому випадку не можуть утворитися слабкі електроліти.

Наприклад, спробуємо формально написати реакцію обмінної взаємодії солі з водою в розчині NaClNaCl + Н2О +± NaOH + НС1 З іонно-молекулярного запису цієї реакції

 

Na+ + C1_ + Н2О +± Na+ + OH_ + H+ + С1_

 

Н2О +± H+ + OH_

витікає, що в цьому випадку іони солі фактично не вступають в обмінну взаємодію, іонна рівновага в розчині не змінюється, тобто гідроліз відсутній.

Гідроліз солі є процесом зворотним відносно реакції нейтралізації. Для солей типу АВ це можна виразити рівнянням

гідроліз АВ + H2O <ї=±" АOH + НВ нейтралізація Можливі три випадки гідролізу.

I. Гідроліз солей, що утворені слабкою кислотою і сильною основою

(наприклад, ^СОз, KCN, K2S, СНзСООШ).

В цьому випадку з молекулами води взаємодіють аніони _ з'єднуючись з катіонами H+, вони утворюють слабкі кислоти. Внаслідок цього зростає відносна концентрація іонів OH_ і утворюється лужне середовище (рН > 7). Наприклад, при гідролізі KCN з молекулами води взаємодіють ціанід-іони CN_, утворюючи дуже слабку синильну кислоту НCN, що можна представити такою схемою

KCN ® К+ + CN_

CN_ + НОН +±        + OH_ або в молекулярній формі

 

+ НОН +± HCN + КОН.

При розчиненні у воді солей, що містять багатозарядні аніони (S , CO2_, PO4_ та інші), має місце ступінчастий гідроліз. Наприклад, гідроліз Na2CO3 перебігає в два ступеня:

а)  CO2_ + НОН +± HCO_ + OH_ або

 

^СОз + НОН +± NaНСОз + NaOH

 

б)    HCO_ + НОН +± Н2COз + OH_ NaHCOs + НОН ^ H2CO3 + NaOH

Як правило, гідроліз за наступним ступенем перебігає значно слабше, чим за попереднім.

II.  Гідроліз солей, що утворені сильною кислотою і слабкою основою

(наприклад, NH4O, ZnCl2, Al(NO3)3).

В цьому випадку з водою взаємодіють катіони, які утворюють слабкі основи. В результаті цього підвищується відносна концентрація іонів Н+ і розчин стає кислим (рН < 7). Наприклад, гідроліз NH4Cl перебігає за схемою:

NH4Cl ® NH4+ + Cl-

NH4+ + НОН т± NH4OH + Н+ або в молекулярній формі

 

NH4Cl + НОН т± NH4OH + На.

Якщо катіони подібних солей багатозарядні, то перебігає ступінчастий гідроліз. Наприклад, гідроліз ZnCl2 перебігає за двома ступенями:

а)  Zn2+ + НОН т± ZnOH+ + Н+ або

ZnCl2 + нон т± zna + На

б)  ZnOH+ + НОН т± Zn(OH)2 + Н+ або

ZnOHCl + НОН т± Zn(OH)2 + HCl

III.    Гідроліз солей, що утворені слабкою кислотою і слабкою

основою_(наприклад NH4CN, MgS, Zn(CH3COO)2).

Такі солі гідролізуються найсильніше, тому що з водою реагуватимуть як катіони, так і аніони. Наприклад, при гідролізі NH4CN перебігають такі процеси:

NH4CN ® NH4+ + CN-NH4+ + НОН т± NH4OH + Н+ CN- + НОН т± HCN + OH-

NH4CN + НОН т± NH4OH + HCN

Оскільки внаслідок гідролізу таких солей одночасно утворюються і слабкі основи, і слабкі кислоти, то рН розчинів буде близький до 7. Точнавеличина рН в цьому випадку залежить від значень констант дисоціації основи і кислоти.

Приклад 14.8. Визначить, які з приведених нижче солей піддаватимуться гідролізу: BaS, РЬ(Ж)3)2, ВаСЬ, K2SO4. Складіть в іонно-молекулярному і молекулярному вигляді рівняння гідролізу цих солей і вкажіть кислотно-лужний характер середовища в їх розчинах.

Розв 'язання. Із заданих солей не піддаватимуться гідролізу ВаСЬ і K2SO4, тому що вони утворені сильними основами (Ва(ОН)2 і КОН відповідно) і сильними кислотами (Hd і H2SO4 відповідно). Гідроліз перебігатиме при розчиненні у воді BaS і РЬ(Ж)3)2.

Складемо рівняння гідролізу BaS. Ця сіль дисоціює за схемою

BaS ® Ba2+ + S2_

З молекулами води взаємодіють іони S , утворюючи слабку кислоту. Оскільки заряд цього іона _2, гідроліз перебігає в два ступені

а)  S2_ + НОН +± HS_ + ОН_ або
2BaS + 2HOH ^ Ва(Ш)2 + Ва(ОН)2

б)  HS_ + НОН +± H2S + ОН_ або

Ва(Ш)2 + НОН +± H2S + Ва(ОН)2

Розчин даної солі має лужне середовище (рН > 7), тому що іони Н+ зв'язуються в слабкий електроліт і в розчині концентрація іонів ОН_ стане більше концентрації іонів Н+.

Розглянемо гідроліз РЬ(Ж)3)2. Ця сіль дисоціює за схемою

РЬ(ЖЬ)2 ® РЬ2+ + 2NO3_

2+

З молекулами води взаємодіють іони РЬ2+, утворюючи слабку основу. В даному випадку також має місце двоступінчатий гідроліз, оскільки заряд іона Плюмбуму дорівнює +2.

а)  РЬ2+ + НОН +± РЬОН+ + Н+ або
РЬ(NO3)2 + НОН +± РЬOHNO3 + HNO3

б)         РЬОН+ + НОН +± РЬ(ОН)2 + Н+ або
РЬOHNO3 + НОН +± РЬ(ОН)2 + HNO3Розчин набуває кислого середовища (рН < 7), тому що іони ОН-зв'язуються в слабку основу і концентрація іонів Н+ виявляється більшою за концентрацію іонів ОН-.

Кількісною характеристикою процесу гідролізу є ступінь гідролізу (аг) і константа гідролізу (Кг). Ступінь гідролізу показує частку розчинених молекул, що піддаються гідролізу. Він може мати значення від 0 до 1 (від 0 до 100%).

Оскільки реакції нейтралізації є екзотермічними, то зворотний ним процес гідролізу - ендотермічний.

Контрольне питання. Керуючись принципом Ле Шательє, покажіть, як змінюватиметься ступінь гідролізу солі АВ, що перебігає за схемою

 

АВ + НОН ^ АОН + НВ; АН > 0

а)  при підвищенні температури;

б)  при розведенні розчину водою.

Якщо Ви знайдете вірну відповідь, то можна прийти до висновку, що гідроліз посилюється (аг збільшується) при зниженні концентрації (розведенні) розчину і при підвищенні температури.

Більш загальною кількісною характеристикою гідролізу є константа гідролізу (Кг), яка є константою рівноваги процесу гідролізу.

Для солі типу АВ процес гідролізу має вигляд:

АВ + НОН т± АОН + НВ. Цій рівновазі відповідає константа:

K = [AOH][HB] або K [H,O] =[AOH1[HB1.

 

Оскільки концентрація води є величина практично стала, то добуток К-р^ДО] = Кг також є сталим. Ця величина (Кг) і називається константою гідролізу. Таким чином, для солі АВ

K = [AOH] - [HB] Г        [AB] '

Константа гідролізу не залежить від концентрації розчину, але збільшується при підвищенні температури. (Поясніть, чому. Пригадайте, як залежить від температури константа рівноваги ендотермічного процесу). Чим більше Кг, тим більшою мірою дана сіль піддається гідролізу.Величина Кг залежить від іонного добутку води (КН2О) і констант

дисоціації (КАОН і КНВ) слабких електролітів - кислоти НВ і (або) основи АОН, що утворюються при гідролізі. Ця залежність виражається наступними співвідношеннями.

а) Для солей, що утворені слабкою кислотою НВ і сильною основою:

К Н2О

K HB

б)  Для солей, що утворені слабкою основою АОН і сильною кислотою:

 

K = К Н2О

K г " K         

 

в)  Для солей, що утворені слабкою кислотою НВ і слабкою основою

АОН:

 

K   = КН2О

K ЛОН " K HB

Для солей типу АВ взаємозв'язок між ступенем гідролізу аг, константою гідролізу Кг і молярною концентрацією розчину солі СМ виражається аналогічно закону розведення:

 

K   —     г см1


гЯкщо ступінь гідролізу солі мала, що характерно для багатьох солей, можна прийняти (1 - аг) за 1 і тоді

 

 


СДеякі солі, що, головним чином, утворені слабкою леткою кислотою і слабкою малорозчинною основою, можуть гідролізуватись повністю, тобто для них ступінь гідролізу аг близький до 1 (100%). У таблиці розчинності проти таких солей стоїть прочерк «-». Це необхідно враховувати при складанні рівнянь реакцій обміну в розчинах електролітів. Наприклад, при зливанні водних розчинів А1С13 і Na20O3 карбонат алюмінію А12(СО3)3, який повинен утворитися за обмінною реакцією, піддається повному гідролізу,унаслідок чого в осад випадає гідроксид алюмінію, що можна виразити такими рівняннями

а)   2А1СІ3 + 3Na2m3 = АЬ3)3 + 6ШС1

б)   А12(СО3)3 + 6Н2О = 2А1(ОН)3 + 3Н2СО3

Сумарне рівняння процесу повного гідролізу: 2А1С13 + 3Na2m3 + 6Н2О = 2А1(ОН)3І + 6NаС1 + 3Н2СО3

Страницы:
1  2  3  4  5  6  7  8  9  10  11  12  13  14  15  16  17  18  19  20  21  22  23  24  25  26  27  28  29  30  31  32  33  34  35  36  37  38  39  40  41  42  43  44  45  46  47  48  49  50  51  52  53  54  55  56  57  58  59  60  61  62  63  64  65  66  67 


Похожие статьи

В В Приседський, В М Виноградов, О І Волкова - Курс загальної хімії у прикладах