Гидролиз солей

Буферные растворы

Ионное произведение воды. рН раствора.

Особенности воды как электролита.

Особенности воды как растворителя связаны с особенностями её электронного строения и наличием между молекулами воды водородных связей. Молекула воды является полярной и имеет высокий дипольный момент. Высокий дипольный момент воды определяет высокую дтэлектрическую проницаемость воды. Это значит, что такие соединения как аммиак, диоксид углерода, серный оксид при растворении в воде являются электролитами.

С позиции протолитической теории кислота – молекула, ион или др. частица, которая отдает электрон; основание – частица, которая принимает. Вода диссоциирует так:

H₂O + H₂O ↔ OH^- + H₃O⁺ характеризует ионное про-

^{к-та осн-е}

К_рав = С_ОН^- • С_Н ⁺ изведение воды(1атм,25^оС)

H₂O ↔ H⁺ + OH^- С_Н2О

К_рав • С_Н2О = С_ОН^- • С_Н⁺ ≈ 10^-14

Это равновесие сохраняется при добавлении к воде кислоты или щелочи, меняется только соотношение H⁺ и OH^-.

С_Н⁺ = С_ОН^- = 10^-7моль/л – рН = 7 – нейтральная реакция

С_Н⁺ > С_ОН^- 10^-1 – 10^-6 моль/л – кислая реакция

С_Н⁺< С_ОН^- 10^-8 - 10^-13моль/л щелочная реакция

Для определения кислотности растворов введена величина рН.

рН=-lgC_H⁺

0,01моль/л 0,01моль/л

Пример: HNO₃→H⁺+NO₃^-; рН=-lg 10 ^-2= 2

10 ^-3моль/л 10 ^-3моль/л

Щелочь: NaOH→Na⁺+OH^-; рОН=-lg 10 ^-3=3 (рН=14-рОН) рН=14-3=11

При вычислении рН слабых электролитов следует учитывать их К_дис.

Шкала водородных показателей:

рН=7-нейтральная среда

рН<7-кислая среда

рН>7-щелочная среда.

Чаще всего при добавлении к воде кислоты или щелочи, то произойдет значительное изменение рН, но есть растворы, при добавлении к которым к которым 90% кислоты или щелочи (к 1 л р-ра) – рН смещается лишь в сотых долях- это растворы, представляющие собой смеси слабых кислот с солью с одноименным анионом, или слабого основания с солью с одноименным катионом такие растворы - буферные растворы.

Буферные растворы:

CH₃COOH+CH₃COONa – ацетатный буфер

NH₄OH+NH₄Cl – аммонийный

NaH₂PO₄+Na₂HPO₄ – фосфатный.

Буферные растворы – практически не меняютрН при добавлении к ним кислоты или щелочи.

Пример: CH₃COOH+CH₃COONa – ацетатный буфер (рН≈5,3)

а) + HCl – кислота: CH₃COONa+ HCl→ CH₃COOH+ NaCl

б) + NaOH- щелочь: CH₃COOH+ NaOH→ CH₃COONa+ H₂O

Т.о. буферная система поддерживает определенное значение рН р-ра.

В организме человека действует 4 буферных системы: Карбонатная, фосфатная, аминокислотная и белковая.

Но добавление кислоты или щелочи не безразмерно. Каждая буферная система характеризуется собственной буферной емкостью – β

β=кол-во молей кислот добавл к 1 л буфера /Δ рН на 1

Буферные растворы в химии применяются, например, при определении натрия в крови.

Расчёт концентрации ионов водорода в растворах

Гидролиз – обменная реакция вещества с водой. Гидролиз солей – реакция соли с водой, приводящая к образованию слабой кислоты или слабого основания. Схема гидролиза: К^м++НОН↔КОН^(м-1)++Н⁺

А^н-+НОН↔НА^(н-1)-+ОН^-

Гидролиз обусловлен образованием слабой кислоты НА^(н-1)- или слабого основания КОН^(м-1)+.

Соли, образованные анионом сильной кислоты и катионом слабого основания, гидролизу не подвергаются.

Возможны три варианта гидролиза солей: по катиону, по аниону и по катиону и аниону одновременно.

1. Гидролиз по аниону – ему подвергаются соли, образованные катионом сильного основания и анионом слабой кислоты (К₂СО₃, Na₂S, Na₂SО₃, CH₃COONa и т.д.).

В данном случае при гидролизе – щелочная среда (рН>7).

Пример:

CH₃COONa + НОН↔ CH₃COOН+ NaOH

CH₃COO^-+ НОН↔CH₃COOН+ОН^-

Для многозарядного аниона – протекает ступенчато.

1 ступень Na₂SО₃+ НОН ↔ NaНSО₃+ NaOH

SО₃^2-+ НОН ↔ НSО₃^-+ ОН^-

2 ступень NaНSО₃+ НОН ↔ Н₂SО₃+ NaOH

НSО₃^-+ НОН ↔ Н₂SО₃+ ОН^-

2. Гидролиз по катиону. Ему подвергаются соли, образованные катионом слабого основания и анионом сильной кислоты (ZnCl₂, Cu(NO₃)₂ и др.).

Среда при гидролизе кислая (рН<7). Например:(для многоосновных - ступенчато).

1 Ступень Cu(NO₃)₂+ НОН ↔ CuОНNO₃+ НNO₃

Cu²⁺+ НОН ↔CuОН⁺+ Н⁺

2 Ступень CuОНNO₃+ НОН ↔Cu(ОН)₂+НNO₃

CuОН⁺+НОН↔ Cu(ОН)₂+Н⁺ (хотя в данном случае 2-ой ступенью принебрегают).

3. Гидролиз по катиону и аниону – гидролиз солей образованных катионом слабого основания и анеоном слабой кислоты. (CuF₂, Al₂S₃ и т.д.)

CuF₂+НОН↔CuОНF+НF

Cu²⁺+НОН↔CuОН⁺+Н⁺

CuОНF+ НОН ↔ Cu(ОН)₂+ НF

CuОН⁺+ НОН ↔ Cu(ОН)₂+ Н⁺

В данном случае гидролиз протекает довольно интенсивно. Образующиеся при гидролизе ОН^- и Н⁺ связываются в молекулу НОН, что усиливает гидролиз и по катиону и по аниону. Реакция среды зависит от соотношения констант диссоциации образующихся кислоты и основания. В данном случае К_НF >К_CuОН+, рН <7.

Если кислота и основание не только слабые электролиты, но и малорастворимые или неустойчивые вещества, то гидролиз в ряде случаев идет до конца и протекает практически необратимо:

Al₂S₃+6H₂O→2Al(OH)₃↓+3H₂S↑ (Необратимо гидролизующиеся соли невозможно получить в результате реакции обмена в водном растворе).

Количественные характеристики гидролиза: это степень гидролиза (h) и константа гидролиза (K_г).

h=С_г/С_о, где С_г – концентрация гидролизованой части соли, С_о – общая концентрация соли в растворе.

В общем виде гидролиз по аниону: An^-+ НОН↔HAn+ ОН^- K_г=C_HAn∙C_ОН-/C_соли

Гидролиз по катиону: Kat⁺+ НОН↔ KatОН+ Н⁺, K_г=C_KatOH∙C_Н+/C_соли

Для гидролиза и по катиону и по аниону K_г= C_KatOH∙C_HAn / C_Н+∙ C_ОН-

Каждая ступень многозарядных ионов – имеет свою константу гидролиза.

K_г=с∙h² или же h=

Литература:

1. Ахметов, Н.С. Общая и неорганическая химия / Н.С.Ахметов. – 3-е изд. – М.: Высшая школа, 2000. – 743с.

2. Карапетьянц М.Х. Общая и неорганическая химия / М.Х. Карапетьянц, С.И.Дракин. – М.: Высшая школа, 2002.

1. Коровин Н.В. Общая химия / Н.В.Коровин. – М.: Высшая школа, 2006. – 557 с.
2. Кузьменко Н.Е. Краткий курс химии / Н.Е. Кузьменко, В.В Еремин, В.А. Попков. – М.: Высшая школа, 2002. – 415 с.

Дата добавления: 2014-01-05