Автор работы: Пользователь скрыл имя, 13 Марта 2015 в 11:05, реферат
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
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
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
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.
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.
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.
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)
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.
Реакцию гидролиза соли, образованной сильной кислотой и слабым основанием, схематически можно изобразить так:
М+ + А - + Н2О МОН + Н+ +А - , (11) и константа гидролиза
Кг = . (12)
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 . (13)
Подставив выражение (13) в (12), получим
Кг = .
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.
Особенно глубоко протекает гидролиз солей, образованных слабой кислотой и слабым основанием. Реакция гидролиза:
М+ + А - + Н2О МОН + НА. (14)
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 (15).
Слабая кислота диссоциирует так:
НА Н+ + А- ,
Ккисл. = ,
Откуда . (16)
Подставляя выражения (16) и (15) в (14), получим
Кг = . (17)
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 (14) можно получить
Кг= ,
или
и a = . (18)
Если константы диссоциации слабой кислоты и слабого основания одинаковы (Ккисл. = Косн), то раствор имеет нейтральную реакцию, несмотря на гидролиз, если Ккисл. >Коснов., то рН< 7 и раствор имеет кислую реакцию. Если Ккисл. < Коснов., то раствор имеет щелочную реакцию и рН > 7.
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
CuCl2 + Н2О CuОНCl +НСl или в ионно-молекулярной форме
Cu2+ + Н2О CuОН+ + Н+.
Гидролиз по второй ступени происходит в ничтожно малой степени:
CuОНCl+ + Н2О Cu (ОН) 2 + НСl Или CuОН+ + Н2О Cu (ОН) 2 + Н.
Примером гидролиза солей многоосновных слабых кислот и слабых оснований может служить гидролиз ацетата алюминия, протекающий до основных солей - гидроксоацетата дигидроксоацетата алюминия:
Аl (СН3СОО) 3+ Н2О Аl (ОН) (СН3СОО) 2+ СН3СООН;
Аl (ОН) (СН3СОО) 2 + Н2О Аl (ОН) 2 (СН3СОО) + СН3СООН.
Рассмотрим для данного случая отдельно гидролиз катиона и гидролиз аниона. Эти процессы выражаются ионно-молекулярными уравнениями:
Аl3++ Н2О АlОН2 +Н+; СН3СОО - + Н2О СН3СООН +ОН - .
Итак, при гидролизе катиона образуются ионы Н+, а при гидролизе аниона - ионы ОН-. Эти ионы не могут в значительных концентрациях сосуществовать; они соединяются, образуя молекулы воды. Это приводит к смещению равновесия вправо. Иначе говоря, гидролиз катиона и гидролиз аниона в этом случае усиливают друг друга. Если кислота и основание, образующие соль, не только слабые электролиты, но и мало растворимы, или неустойчивы и разлагаются с образованием летучих продуктов, то гидролиз соли часто протекает необратимо, т.е. сопровождается полным разложением соли. Так, при взаимодействии в растворе соли алюминия, например АlCl3, с карбонатом натрия выпадает осадок гидроксида алюминия и выделяется диоксид углерода
2АlCl3 + 3 Nа2СО3+ 3Н2О 2Аl (ОН) 3Ї + 3СО2 +6 NаCl или
2Аl3++ 3СО32-+3Н2О 2Аl (ОН) 3Ї+ 3СО2.