Гидролиз солей

ГККП «Колледж транспорта и коммуникаций»

 

 

 

 

 

 

РЕФЕРАТ

Предмет химия

Тема: «Гидролиз солей»

 

 

 

 

 

 

Выполнитель: Калдар Б.А.

Студент 1 курс, группа 1СД-115

Преподаватель: А.Саматовна

 

 

 

 

 

 

Астана - 2015

 

 

Гидролиз солей.

 

Содержание

Введение

1. Гидролиз солей

1.1 Характеристики  гидролиза

1.2 Гидролиз солей  слабых кислот и сильных оснований

1.3 Гидролиз солей  сильных кислот и слабых оснований

1.4 Гидролиз солей  слабых кислот и слабых оснований

1.5 Гидролиз солей  многоосновных кислот и оснований

Список использованной литературы

Введение

Гидролизом называется взаимодействие вещества с водой, при котором составные части вещества соединяются с составными частями воды. Такое определение охватывает и гидролиз органических соединений - сложных эфиров, жиров, углеводов, белков - и гидролиз неорганических веществ - солей, галогенов, галогенидов, неметаллов и т.д. Настоящая работа посвящена гидролизу солей - одному из важных примеров гидролиза веществ, который наиболее хорошо изучен, а так же особенностям почвенного гидролиза солей и его значению в сельском хозяйстве.

1. Гидролиз  солей

В случае реакций нейтрализации, в которых участвуют слабые кислоты и основания, реакции протекают не до конца. Это значит, что при этом в той или иной степени протекает и обратная реакция (взаимодействие соли с водой), приводящая к образованию кислоты и основания. Это и есть гидролиз соли. В реакции гидролиза вступают соли, образованные слабой кислотой и сильным основанием, или слабым основанием и сильной кислотой, или слабой кислотой и слабым основанием. Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, гидролизу не подвергаются; нейтрализация в этом случае сводится к процессу H + + OH - =H2O, а обратная реакция - диссоциация молекул воды на ионы - протекает в ничтожно малой степени: при 25 0С ионное произведение воды

КW = CН+. СОН - = 10-14.

1.1 Характеристики  гидролиза

Рассмотрим гидролиз соли, образованной одноосновной кислотой и одновалентным металлом. Запишем уравнение гидролиза в общем виде. Пусть НА - кислота, МОН - основание, МА - образования или соль. Тогда уравнение гидролиза будет иметь вид: МА + Н2О НА + МОН.

Будем рассматривать достаточно разбавленные растворы. Тогда равновесию реакции (1) при заданной температуре отвечает постоянная величина - константа равновесия

К =	СНА. СМОН
	СМА. СН2О

 

Где Сi - молярные концентрации веществ. Концентрация воды в разбавленных растворах представляет собой практически постоянную величину. Обозначая К. Сн2о = Кг, получим

Кг =	СНА. СМОН	(2)
	СМА

 

Величина Кг называется константой гидролиза соли. Ее значение характеризует способность данной соли подвергаться гидролизу; чем больше Кг, тем в большей степени (при одинаковых температуре и концентрации соли) протекает гидролиз.

Отношение числа молей соли, подвергшихся гидролизу (Сг), к общему числу молей соли в растворе (СМА), называется степенью гидролиза.

=	Сг	(3)
	СМА

 

Для вещества типа МА величина Сг равна концентрации любого из продуктов гидролиза - реакции (1). Поэтому степень гидролиза может быть определена из соотношений вида:

=	Сг	=	Смон	.
	СМА		Сма

 

Используя такие соотношения и выражение (2) для константы гидролиза, можно легко получить уравнение, связывающее степень и константу гидролиза.

1.2 Гидролиз  солей слабых кислот и сильных  оснований

Если соль образована слабой кислотой и сильным основанием, то реакцию гидролиза можно схематически изобразить так:

М+ + А - + Н2О НА + М+ + ОН-. (4)

Связывания иона гидроксония Н+ анионами слабой кислоты А - приводит нарушению равновесия реакции диссоциации воды

Н2О Н+ + ОН-

И появлению избыточной концентрации ОН-. При этом Сн+ < Cон - и раствор имеет щелочную реакцию. Константа гидролиза реакции (4)

Кг=	СНА * Сон-	=	СНА * Сон-	(5)
	СМ+ * СА-		СА-

 

Слабая кислота НА, получающаяся при гидролизе, диссоциирует, хотя и в малой степени, на ионы:

НА Н+ + А - (6)

В противном случае гидролиз шел бы до конца - вся соль превращалась бы в НА и МОН. Выразив константу диссоциации слабой кислоты - константу равновесия реакции (6) - следующим образом:

К кисл. =	СН. СА-
	СНА

 

Можно определить через нее отношение

СНА	=	Сн+	(7)
СА		К кисл.

 

Подставив (7) в (5), получим

Кг=	Сн+ * Сон-	=	Кw	(8)
	К кисл.		К кисл.

 

Константа гидролиза равна отношению ионного произведения воды к константе диссоциации слабой кислоты.  Найдем степень гидролиза соли. Концентрация негидролизованной соли равна СМА (1 - a)  . Негидролизованная соль в разбавленном растворе полностью диссоциирована на ионы и поэтому ее концентрация равна концентрации аниона

СМА - = СМА (1 - a). (9)

При гидролизе образуются эквивалентные количества молекул НА и ионов ОН-. Так как мы рассматриваем соль слабой кислоты, то НА диссоциированна в малой степени. Если пренебречь диссоциацией НА, то можно сказать что, Сон - = СНА. Молекула НА образуется из молекулы соли при гидролизе. Если гидролизовано СМА*a молей, то

Сон - = СНА= СМА*a. (10)

Подставив выражени

я (9) и (10) в уравнение (5), получим

Кг=	С2МА*a2	=	СМА*a2	(11)
	С МА* (1-a)		1-a

 

Откуда

СМА*a2 + Кг * a - Кг = 0 и

a= -  + 

Второй корень уравнения не имеет физического символа, так как a не может быть меньше нуля.

Если степень гидролиза мала (a << 1), то 1-a » 1 и выражение (11) упрощается

Кг » С МА *a2; a »  (12)

Из выражения (12) видно, что увеличение концентрации соли СМА приводит к уменьшению степени гидролиза. Разбавление раствора увеличивает степень гидролиза.

Подставив в уравнение (12) значения Кг из выражения (8), получим

a » . (13)

Сравнение степени гидролиза растворов двух солей одинаковой концентрации дает

a1 » ; a2» ; и

= , (14)

так как (С МА) 1 = (С МА) 2

Степень гидролиза обратно пропорциональна корню квадратному из константы диссоциации слабой кислоты.

Используя выражение (10), можно записать

Сон+ * Сон - = Кw; Сон+ =  = 

Подставив сюда  из выражения (13), получим

Сн+=  =  ;

После логарифмирования и перемены знаков

lg Сн+ = - ½ lg Кw - ½ lg Ккисл. + ½ lg Сма.

Но - lg Сн + = рН; подобные же обозначения можно употребить и для логарифмов констант равновесия.

Тогда

рН= ½ рКw + ½ рКкисл. + ½ lgСМА. (15)

Из выражения (15) видно, что рН растворов солей слабых кислот и сильных оснований растет с уменьшением константы диссоциации слабой кислоты и с ростом общей концентрации соли. Другими словами, щелочность раствора растет с уменьшением Ккисл. И с ростом СМА.

1.3 Гидролиз  солей сильных кислот и слабых  оснований

Реакцию гидролиза соли, образованной сильной кислотой и слабым основанием, схематически можно изобразить так:

М+ + А - + Н2О МОН + Н+ +А - , (16) и константа гидролиза

Кг =  . (17)

Раствор имеет кислую реакцию (Сн+>Сон-). Одним из продуктов гидролиза является слабое основание. Диссоциация слабого основания препятствует протеканию гидролиза до конца

МОН М+ + ОН - ;

К осн. =  ,

Откуда  . (18)

Подставив выражение (18) в (17), получим

Кг =  .

Подобно выводу выражения (12), при гидролизе соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой

a »  . (19)

Как и в первом случае, увеличение концентрации соли в воде приводит к уменьшению степени гидролиза a. Разбавление раствора увеличивает степень гидролиза. Подставив в уравнение (19) значение Кг, получим

a »  . (20)

Степень гидролиза соли обратно пропорциональна корню квадратному из константы диссоциации слабого основания. Рассматривая гидролиз соли слабого основания и сильной кислоты, получим выражение, аналогичное уравнению (15)

РН = ½ рКw - ½рКосн. - ½ lgСМА. (21)

Из выражения (21) видно, что рН уменьшается с уменьшением Косн. и с увеличением Сма, или кислотность раствора возрастает с уменьшением константы диссоциации слабого основания и с ростом общей концентрации соли.

1.4 Гидролиз  солей слабых кислот и слабых  оснований

Особенно глубоко протекает гидролиз солей, образованных слабой кислотой и слабым основанием. Реакция гидролиза:

М+ + А - + Н2О МОН + НА. (22)

Продукты гидролиза все те же, хотя и слабо, диссоциированы на ионы, вследствие чего гидролиз не доходит до конца. Слабая щелочь диссоциирует следующим образом:

МОН М + +ОН-

Косн. = , Откуда  (23).

Слабая кислота диссоциирует так:

НА Н+ + А- ,

Ккисл. =  ,

Откуда  . (24)

Подставляя выражения (24) и (23) в (22), получим

Кг =  . (25)

Если общая концентрация соли СМА, а степень гидролиза a, то концентрация негидролизованной соли См+ = СА - = Сма (1-a). Соответственно СНА= Смон= СМА* a.

Поэтому из выражения (22) можно получить

Кг= ,

или 

и a =  . (26)

Из выражения (26) видно, что при гидролизе соли слабого основания и слабой кислоты степень гидролиза не зависит в первом приближении от общей концентрации соли. Если степень гидролиза a мала, т.е. a<< 1, то 1 - X »1 и выражение (26) упрощается

a » 

Из выражения (24) получим, принимая во внимание уравнения (25) и (26)

Сн+ = Ккисл.  = Ккисл.  =

Ккисл  .

После логарифмирования и перемены знаков

рН= ½рКw + ½рКкисл. - ½рКосн. (27)

Из выражения (27) видно, что если константы диссоциации слабой кислоты и слабого основания одинаковы (Ккисл. = Косн), то рН= ½ рКw. Это означает, что раствор имеет нейтральную реакцию, несмотря на гидролиз. Действительно, в этом случае рН=-lgСн+ = - ½ lgКw, или Сн+ = = (10-14) ½=10-7 Из выражения (27) далее видно, что если Ккисл. >Коснов., то рН< ½рКw, т.е. рН< 7 и раствор имеет кислую реакцию. Если Ккисл. < Коснов., то раствор имеет щелочную реакцию и рН > 7.

1.5 Гидролиз солей  многоосновных кислот и оснований

Рассмотрим теперь гидролиз солей, образованных слабой многоосновной кислотой или слабым основанием многовалентного металла. Гидролиз таких солей протекает ступенчато. Так, первая ступень гидролиза карбоната натрия протекает согласно уравнению

Nа2СО

Nа2СО3 + Н2О  NаНСО3 + NаОН, или в ионно-молекулярной форме:

+ Н2О  НСО3 - + ОН-.

Образовавшаяся кислая соль в свою очередь подвергается гидролизу (вторая ступень гидролиза)

NаНСО3 + Н2О  Nа2СО3 + NаОН, Или НСО3 - + Н2О  Nа2СО3 + ОН-.

Как видно, при гидролизе по первой ступени образуется ион НСО3-, диссоциация которого характеризуется второй константой диссоциации угольной кислоты

НСО3- Н+ + ;

К2, кисл. = 

При гидролизе по второй ступени образуется угольная кислота, диссоциацию которой характеризует первая константа ее диссоциации

НСО3  Н+ +Н ;

К1, кисл. =  .

Поэтому константа гидролиза по первой ступени

Кг,1= 

связана со второй константой диссоциации кислоты, в константа гидролиза по второй ступени

Кг,2= 

с первой константой диссоциации кислоты. Эта связь выражается соотношениями:

Кг,1=  Кг,2=  .

Поскольку первая константа диссоциации кислоты всегда больше второй, то константа гидролиза по первой ступени всегда больше, чем константа гидролиза по второй ступени: Кг,1> Кг,2. По этой причине гидролиз по первой ступени всегда протекает в большей степени, чем по второй. Кроме того, ионы, образующиеся при гидролизе по первой ступени (в нашем примере - ионы ОН -), способствуют смещению равновесия второй ступени влево, т.е. также подавляют гидролиз по второй ступени.

Аналогично происходит гидролиз солей, образованных слабым основанием многовалентного металла. Например, гидролиз CuCl2, который по первой ступени протекает с образованием гидроксохлорида меди