Студопедия

КАТЕГОРИИ:


Архитектура-(3434)Астрономия-(809)Биология-(7483)Биотехнологии-(1457)Военное дело-(14632)Высокие технологии-(1363)География-(913)Геология-(1438)Государство-(451)Демография-(1065)Дом-(47672)Журналистика и СМИ-(912)Изобретательство-(14524)Иностранные языки-(4268)Информатика-(17799)Искусство-(1338)История-(13644)Компьютеры-(11121)Косметика-(55)Кулинария-(373)Культура-(8427)Лингвистика-(374)Литература-(1642)Маркетинг-(23702)Математика-(16968)Машиностроение-(1700)Медицина-(12668)Менеджмент-(24684)Механика-(15423)Науковедение-(506)Образование-(11852)Охрана труда-(3308)Педагогика-(5571)Полиграфия-(1312)Политика-(7869)Право-(5454)Приборостроение-(1369)Программирование-(2801)Производство-(97182)Промышленность-(8706)Психология-(18388)Религия-(3217)Связь-(10668)Сельское хозяйство-(299)Социология-(6455)Спорт-(42831)Строительство-(4793)Торговля-(5050)Транспорт-(2929)Туризм-(1568)Физика-(3942)Философия-(17015)Финансы-(26596)Химия-(22929)Экология-(12095)Экономика-(9961)Электроника-(8441)Электротехника-(4623)Энергетика-(12629)Юриспруденция-(1492)Ядерная техника-(1748)

Лекция № 16. Равновесия в растворах электролитов




 

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

- реакции обмена между молекулами воды и ионами соли с образованием слабых электролитов.

 

Процесс гидролиза:

· обратный реакции нейтрализации

· эндотермический, Δ Н Г>0 (всегда)

· в большинстве случаев – обратим

· сопровождается изменением рН раствора соли

· 4 типа солей

·

· Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой

 

(Na2SO4, KI, NaВr, СsCl, RbNО3 и т. п.)

- гидролизу не подвергаются

Na2SO4 ® Na+ + SO42-

NaOH H2SO4

сильное основание сильная кислота

среда нейтральная: рН = 7

2) Соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой

– гидролиз по катиону

(NH4Cl, AgNO3, AlBr3, CuSO4 и т. п.)

 

Диссоциация соли: NH4Cl ® NH4+ + Cl

NH4ОН HCl

слабое основание сильная кислота

Гидролиз – по слабому иону:

NH4+ + НОН NH4ОН + Н+

Н+ОН- кислая среда, рН < 7

Гидролиз многозарядных ионов протекает ступенчато:

 

Диссоциация соли: Zn(NO3)2 ® Zn2+ + NO3

Zn(ОН)2 HNO3

слабое основание сильная кислота

Гидролиз – по слабому иону:

I ступень гидролиза: Zn2+ + НОН ZnОН+ + Н+

Н+ОН-
кислая среда, рН < 7

 

! Раствор – электронейтральная система:

зарядность в левой и правой частях уравнения одинакова

 

В обычных условиях (Т комн, не слишком разбавленный раствор) гидролиз идет только по I ступени

 

Усилить гидролиз (сместить гидролитическое равновесие →)

можно:

· разбавлением (↑ С Н2О)

· ↑ Т (эндотермическая реакция, Δ Н Г > 0)

· удалением продуктов гидролиза из сферы реакции (связывание ионов Н+ и ОН-)

 

СN- + НОН НСN + ОН-

НСl ® Cl- + H+

Н+ + ОН-Н2О

 

II ступень гидролиза: ZnОН+ + НОН → Zn(ОН)2 ↓+ Н+

кислая среда, рН ↓

 

Если в результате гидролиза образуются малорастворимые или газообразные вещества Þ гидролиз необратимый

 

3) Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой

– гидролиз по аниону

2SiO3, Na2S, Ba(СН3СОО)2 и т. п.)

 

Диссоциация соли: Na2S ® 2Na+ + S2-

NaOH H2S

сильное основание слабая кислота

Гидролиз – по слабому иону:

I cт.: S2- + HOН HS- + ОН-

Н+ОН-
щелочная среда, рН > 7

 

II ст.: HS- + HOН H2S + ОН- рН ↑

4) Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой

– гидролиз по катиону и аниону

(NН4СN, РbCO3, Аl2S3 и т. п.)

 

Диссоциация соли: NН4СN → NН4+ + CN-

NH4ОН HCN

слабое основание слабая кислота

Гидролиз – по слабым ионам:

4+ + СN- + Н2О 4ОН + НСN

Н+ОН-

 

 

Растворы таких солей могут быть кислыми, нейтральными или щелочными в зависимости от соотношения К Д слабых электролитов, образующихся при гидролизе.

 

К Д NH4OH = 1,8 ∙ 10 -5 , К Д HCN = 7,9 ∙ 10 -10

К Д NH4OH ˃ К Д HCN Þ рН > 7, слабощелочная среда

 

Количественная характеристика гидролиза - степень гидролиза b-

- отношение концентрации гидролизованных ионов соли к исходной концентрации соли

b £ 1 а иона с иона

 

Гидролиз – обратимый равновесный процесс:

NH4+ + НОН NH4ОН + Н+

 

- константа гидролиза

х числитель и знаменатель на С ОН-

К W

 

К Д NH4OH

 

Þ

 

В общем случае:

К Г иона соли по определенной ступени равна ионному произведению воды, деленному на К Д слабого электролита, образующегося на данной ступени гидролиза.

Диссоциация: Na2S ® 2Na+ + S2-

Гидролиз:

 

I cт. S2- + HOН HS- + ОН-

 

II ст. HS- + HOН H2S + ОН-

 

 

Выражения К Г через равновесные С ионов:

 

 

Диссоциация H2S:

I ст. H2S HS- +

II ст. HS- S2- + Н+

 

К Г1=10-14/10-14 = 1 К Г2=10-14/1,1.10-7 = 9,1.10-8

 

К Г1>> К Г2 (всегда) Þ

все количественные расчеты по I ступени!

 

Для соли, образованной слабой кислотой и слабым основании

 

Чем ↓ К Д продукта гидролиза, тем ↑ К Г

К Г зависит:

от Т (сильно), с ↑ ТК Г (D Н Г < 0)

от природы гидролизующегося иона

не зависит от концентрации

 

Связь между b и К Г (аналогично закону Оствальда):

Если b << 1

 

 

Расчет рН растворов солей с гидролизом по аниону:

ЗАДАЧА.

Рассчитайте К Г, b и рН 0,01 М раствора К23.

 

Решение.

Диссоциация сильного электролита К23:

со 2 со со

К23 ® 2К+ + SО32-

       
   
 


КОН Н23

сильное основание слабая кислота

 

Гидролиз по SО32- (слабый ион):

 

I ст.: SО32-+ НОН НSО3-+ ОН- щелочная среда

с равн: c 0 - х х х

 

II ст.: НSО3- + Н2О Н23 + ОН-

 

 
 

 


Þ расчет по I ступени гидролиза

 

I способ - через материальный баланс:

32-+ НОН НSО3-+ ОН-

  SO32- НSO3- -
c исход со    
D c x x x
c равн с о - x x x

 

Þ x = [ОН-] = 4×10-5 моль/л

 

pOH = -lg[ОН-] = 4,4 pH = 14 - 4,4 = 9,6

 

II способ - через степень гидролиза:

рОН = - lg C OH- = -lg 4 ∙ 10 -5 = 4,4

рН = 14 – рОН = 14 – 4,4 = 9,6 рН ˃ 7

 

 

Расчет рН растворов солей с гидролизом по катиону:

ЗАДАЧА. Рассчитайте рН 0.5 М раствора АlСl3, учитывая только 1-ю ступень гид­ролиза.

Решение.

со со 3 со

Диссоциация соли: АlСl3 ® Аl3+ + 3Сl-

       
   
 


Al(ОН) 3 НCl

слабое основание сильная кислота

 

Гидролиз по Аl3+ (слабый ион):

I ст. Аl3+ + Н2О АlОН2+ + Н+ кислая среда

с равн: c 0 - х х х

К Г очень мало (<10-4) Þ

 
 

b << 1 Þ расчет по приближенной формуле правомерен

[H+] = [AlOH2+] = bc 0= 3,81×10-3×0,5 = 1,91×10-3.

Þ рН = – lg [H+] = – lg 1,91×10-3 = 2,6. рН < 7

 




Поделиться с друзьями:


Дата добавления: 2014-10-31; Просмотров: 982; Нарушение авторских прав?; Мы поможем в написании вашей работы!


Нам важно ваше мнение! Был ли полезен опубликованный материал? Да | Нет



studopedia.su - Студопедия (2013 - 2024) год. Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав! Последнее добавление




Генерация страницы за: 0.011 сек.